Muchos estudiantes avanzados de química de la escuela secundaria y la universidad realizan un experimento conocido como la reacción del "reloj de yodo", en el que el hidrógeno El peróxido reacciona con el yoduro para formar yodo, y el yodo reacciona posteriormente con el ión tiosulfato hasta que el tiosulfato ha sido consumado. En ese momento, las soluciones de reacción se vuelven azules en presencia de almidón. El experimento ayuda a los estudiantes a comprender los fundamentos de la cinética química: las velocidades a las que tienen lugar las reacciones.
Energía de activación
Las reacciones químicas son termodinámicamente "favorables" si la energía total de los productos es menor que la energía total de los reactivos. Sin embargo, la formación de productos requiere primero la rotura de enlaces en los reactivos, y la energía necesaria para romperlos representa una barrera energética conocida como "energía de activación" o Ea.
Medición de la energía de activación
La determinación de la energía de activación requiere datos cinéticos, es decir, la constante de velocidad, k, de la reacción determinada a una variedad de temperaturas. Luego, el estudiante construye una gráfica de ln k en el eje y y 1 / T en el eje x, donde T es la temperatura en Kelvin. Los puntos de datos deben caer a lo largo de una línea recta, cuya pendiente es igual a (-Ea / R), donde R es la constante del gas ideal.
Energía de activación del reloj de yodo
La trama de (ln k) vs. (1 / T) para la reacción del reloj de yodo debería revelar una pendiente de aproximadamente -6230. Por tanto, (-Ea / R) = -6230. Usando una constante de gas ideal de R = 8.314 J / K.mol da Ea = 6800 * 8.314 = 51,800 J / mol, o 51.8 kJ / mol.
