Viele fortgeschrittene Chemiestudenten an High Schools und Colleges führen ein Experiment durch, das als „Joduhr“-Reaktion bekannt ist, bei der Wasserstoff Peroxid reagiert mit Jodid, um Jod zu bilden, und das Jod reagiert anschließend mit Thiosulfat-Ion, bis das Thiosulfat verbraucht. An diesem Punkt färben sich die Reaktionslösungen in Gegenwart von Stärke blau. Das Experiment hilft den Schülern, die Grundlagen der chemischen Kinetik zu verstehen – die Geschwindigkeiten, mit denen Reaktionen ablaufen.
Aktivierungsenergie
Chemische Reaktionen sind thermodynamisch „günstig“, wenn die Gesamtenergie der Produkte niedriger ist als die Gesamtenergie der Reaktanten. Die Bildung von Produkten erfordert jedoch zunächst einen Bindungsbruch in den Reaktanten, und die Energie, die zum Brechen benötigt wird, stellt eine Energiebarriere dar, die als „Aktivierungsenergie“ oder Ea bekannt ist.
Messung der Aktivierungsenergie
Die Bestimmung der Aktivierungsenergie erfordert kinetische Daten, d. h. die Geschwindigkeitskonstante k der Reaktion, die bei einer Vielzahl von Temperaturen bestimmt wird. Der Schüler konstruiert dann einen Graphen von ln k auf der y-Achse und 1/T auf der x-Achse, wobei T die Temperatur in Kelvin ist. Die Datenpunkte sollten entlang einer geraden Linie liegen, deren Steigung gleich (-Ea/R) ist, wobei R die ideale Gaskonstante ist.
Jod-Uhr-Aktivierungsenergie
Das Diagramm von (ln k) vs. (1/T) für die Joduhr-Reaktion sollte eine Steigung von etwa -6230 aufweisen. Somit ist (–Ea/R) = –6230. Unter Verwendung einer idealen Gaskonstante von R = 8,314 J/K.mol ergibt sich Ea = 6800 * 8,314 = 51,800 J/mol oder 51,8 kJ/mol.