Écrire l'équation stœchiométrique relative à la...

Écrire l'équation stœchiométrique relative à la décomposition, en phase gazeuse, du pentoxyde de diazote en dioxyde d'azote et en dioxygène. Cette réaction est effectuée à volume constant, en mesurant à divers instants la concentration de $\mathrm{NO}_2$ par une mesure de l'intensité de la coloration du mélange gazeux, grâce au fait que c'est le seul des trois gaz à être coloré. On a trouvé les résultats suivants : $$ \begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \mathrm{t} / \mathrm{min} & 0 & 10 & 20 & 30 & 40 & 50 & 60 \\ \hline 10^2 \mathrm{c}\left(\mathrm{NO}_2\right) / \mathrm{mol}^{-\mathrm{L}^{-1}} & 0,00 & 0,64 & 1,12 & 1,48 & 1,76 & 1,96 & 2,08 \\ \hline & 1,24 & 0,92 & 0,68 & 0,50 & 0,36 & 0,26 & 0,20 \\ \hline 10^2 \mathrm{c}\left(\mathrm{O}_2\right) /{\mathrm{mol} . \mathrm{L}^{-1}}^{-1} & 0,00 & 0,16 & 0,28 & 0,37 & 0,44 & 0,49 & 0,52 \\ \hline \end{array} $$ a) À l'aide des données du tableau, calculer, pour différents intervalles de temps, la concentration moyenne de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ ainsi que la vitesse moyenne de consommation de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ correspondante. Comment varie cette vitesse moyenne en fonction du temps? Existe-t-il une relation entre cette vitesse moyenne et la concentration moyenne de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ ? b) Pour un intervalle de temps donné, existe-t-il une relation entre les vitesses moyennes de transformation des trois constituants de la réaction? Que peuton en conclure? c) Définir la vitesse volumique d'avancement de la réaction; donner son expression en fonction de la vitesse de transformation des trois constituants de la réaction. Cette expression serait-elle la même si on écrivait l'équation stœchiométrique de telle sorte que le nombre stæchiométrique de la réaction ne soit pas fractionnaire? d) Peut-on déduire de ces données la valeur de la vitesse initiale de la réaction?

Écrire l'équation stœchiométrique relative à la décomposition, en phase gazeuse, du pentoxyde de diazote en dioxyde d'azote et en dioxygène. Cette réaction est effectuée à volume constant, en mesurant à divers instants la concentration de $\mathrm{NO}_2$ par une mesure de l'intensité de la coloration du mélange gazeux, grâce au fait que c'est le seul des trois gaz à être coloré. On a trouvé les résultats suivants :
$$
\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|}
\hline \mathrm{t} / \mathrm{min} & 0 & 10 & 20 & 30 & 40 & 50 & 60 \\
\hline 10^2 \mathrm{c}\left(\mathrm{NO}_2\right) / \mathrm{mol}^{-\mathrm{L}^{-1}} & 0,00 & 0,64 & 1,12 & 1,48 & 1,76 & 1,96 & 2,08 \\
\hline & 1,24 & 0,92 & 0,68 & 0,50 & 0,36 & 0,26 & 0,20 \\
\hline 10^2 \mathrm{c}\left(\mathrm{O}_2\right) /{\mathrm{mol} . \mathrm{L}^{-1}}^{-1} & 0,00 & 0,16 & 0,28 & 0,37 & 0,44 & 0,49 & 0,52 \\
\hline
\end{array}
$$
a) À l'aide des données du tableau, calculer, pour différents intervalles de temps, la concentration moyenne de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ ainsi que la vitesse moyenne de consommation de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ correspondante. Comment varie cette vitesse moyenne en fonction du temps?
Existe-t-il une relation entre cette vitesse moyenne et la concentration moyenne de $\mathrm{N}_2 \mathrm{O}_5$ ?
b) Pour un intervalle de temps donné, existe-t-il une relation entre les vitesses moyennes de transformation des trois constituants de la réaction? Que peuton en conclure?
c) Définir la vitesse volumique d'avancement de la réaction; donner son expression en fonction de la vitesse de transformation des trois constituants de la réaction. Cette expression serait-elle la même si on écrivait l'équation stœchiométrique de telle sorte que le nombre stæchiométrique de la réaction ne soit pas fractionnaire?
d) Peut-on déduire de ces données la valeur de la vitesse initiale de la réaction?

Key Concepts

Stoichiometry

Stoichiometry involves writing and balancing chemical equations to reflect the conservation of mass and atoms during a reaction. It defines the quantitative relationships between reactants and products using stoichiometric coefficients, which are crucial in interpreting how changes in one species’ concentration relate to changes in others during a reaction.

Chemical Kinetics

Chemical kinetics is the study of reaction rates and the factors that affect them, such as concentration, temperature, and catalysts. It includes determining how quickly a reactant is consumed or a product is formed, and understanding the underlying reaction mechanism.

Average Reaction Rate

The average reaction rate is calculated by dividing the change in concentration of a reactant or product by the time interval over which the change occurs. This concept is essential when analyzing experimental data over finite time intervals to deduce the speed at which a reaction progresses.

Reaction Rate Relationships

In a chemical reaction, the rates of consumption or production of different species are linked by their stoichiometric coefficients. This coupling means that, once the rate of one component is determined, the rates for the others can be deduced, ensuring consistency with the balanced equation.

Volumetric Reaction Rate (Rate of Advancement)

The volumetric reaction rate, or rate of reaction advancement, quantifies how the overall progress of a reaction corresponds to changes in concentrations of reactants and products. It is expressed relative to the stoichiometric coefficients, and this expression remains valid regardless of whether the coefficients are whole numbers or fractions, ensuring a consistent description of the reaction’s progress.

Transcript

00:01 This question, a question 11, is a method of initial rates question, where we need to look at the initial concentrations of the reactants in three different experiments, recognize which reactant is changing between two experiments, and compare the change in concentration to the change in rate to determine the order with respect to the reactant that has a change in, concentration.

00:33 We can do this by simply visually comparing the change in rates, i'm sorry, the change in concentration to the change in rates, if the math is easy, or we can do it mathematically.

00:45 It turns out for number 11, we can do it just visually.

00:49 For number 12, we're going to have to do it mathematically.

00:53 So for part a, it asks us to determine the order with respect to the reaction for each reactant.

00:59 If we look closely at the data, we see that it inexperienced measurements 1 and 2, the oxygen concentration is staying constant and the no concentration has been doubled.

01:11 When the no concentration was doubled, the rate went from 2 .5 times 10 to negative 5 to 1 .0 times 10 to the negative 4.

01:19 So the rate was quadrupled.

01:22 If we double the concentration of something and the rate ends up being quadrupled, then the reaction is second order with respect to that reactant.

01:32 Then if we look closely at experiments 1 and 3, the no concentration is staying constant, but the o2 concentration is doubled.

01:44 If we double the o2 concentration, we see that the rate goes from 2 .5 times 10 to negative 5 to 5 .0 times 10 to the negative 5, which is double.

01:54 So doubling the o2 concentration just doubled the rate so it is first order with respect to o2.

02:01 So the rate equation then is rate equals k, no, to the second power because it's second order, multiplied by o2.

02:10 Then for part c, it asks us to calculate the rate constant.

02:14 To calculate the rate constant, we can use any data from the three experiments that are provided.

02:21 I'm going to use the data from the first experiment, where the rate is 2 .5 times 10 to negative 5.

02:27 That's going to be equal to k, multiplied by the no concentration square, as shown up here, multiplied by the o2 concentration, which is .01 also, as shown up here...

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