Molti studenti di chimica superiore e universitarie eseguono un esperimento noto come reazione "orologio allo iodio", in cui l'idrogeno il perossido reagisce con lo ioduro per formare iodio e lo iodio successivamente reagisce con lo ione tiosolfato fino a quando il tiosolfato è stato consumato. A quel punto, le soluzioni di reazione diventano blu in presenza di amido. L'esperimento aiuta gli studenti a comprendere i fondamenti della cinetica chimica, le velocità con cui avvengono le reazioni.
Energia di attivazione
Le reazioni chimiche sono termodinamicamente "favorevoli" se l'energia complessiva dei prodotti è inferiore all'energia complessiva dei reagenti. La formazione dei prodotti, tuttavia, richiede prima la rottura del legame nei reagenti e l'energia necessaria per romperli rappresenta una barriera energetica nota come "energia di attivazione" o Ea.
Misurazione dell'energia di attivazione
La determinazione dell'energia di attivazione richiede dati cinetici, cioè la costante di velocità, k, della reazione determinata a una varietà di temperature. Lo studente costruisce quindi un grafico di ln k sull'asse y e 1/T sull'asse x, dove T è la temperatura in Kelvin. I punti dati dovrebbero cadere lungo una linea retta, la cui pendenza è uguale a (-Ea/R), dove R è la costante del gas ideale.
Energia di attivazione dell'orologio allo iodio
Il grafico di (ln k) vs. (1/T) per la reazione dell'orologio allo iodio dovrebbe rivelare una pendenza di circa -6230. Quindi, (-Ea/R) = -6230. Utilizzando una costante di gas ideale di R = 8,314 J/K.mol si ottiene Ea = 6800 * 8,314 = 51.800 J/mol, o 51,8 kJ/mol.
