Problem: The initial rate for the oxidation of iron(II) by cerium(IV)Ce4+ + Fe2+   ------->  Ce3+ + Fe3+ Is measured at several different initial concentrations of the two reactants     Experiment        [Ce+4]                            [Fe2+]                          Initial Rate (M/s)1                     1.10 x10-5                       1.80 x10-5                          2.00 x10-72                     1.10 x10-5                       2.80 x10-5                          3.10 x10-73                     3.40 x10-5                       2.80 x10-5                          9.50 x10-7a) Write the rate law for this reaction.

We’re being asked to calculate the rate law based on the data given.

     Experiment        [Ce⁺⁴]                            [Fe²⁺]                          Initial Rate (M/s)

1                     1.10 x10^-5                       1.80 x10^-5                          2.00 x10^-7
2                     1.10 x10^-5                       2.80 x10^-5                          3.10 x10^-7
3                     3.40 x10^-5                       2.80 x10^-5                          9.50 x10^-7

Recall that the rate law only focuses on the reactant concentrations and has a general form of:

$\boxed{\mathbf{rate}\mathbf{ }\mathbf{law}\mathbf{=}\mathbf{k}{\left[\mathbf{A}\right]}^{\mathbf{x}}{\left[\mathbf{B}\right]}^{\mathbf{y}}}$

k = rate constant
A & B = reactants
x & y = reactant orders

We’re going to calculate the rate law and the rate constant using the following steps: