Daudzi uzlabotas vidusskolas un koledžas ķīmijas studenti veic eksperimentu, kas pazīstams kā “joda-pulksteņa” reakcija, kurā ūdeņradis peroksīds reaģē ar jodīdu, veidojot jodu, un jods pēc tam reaģē ar tiosulfāta jonu, līdz tiosulfāts ir izdalīts patērēts. Tajā brīdī cietes klātbūtnē reakcijas šķīdumi kļūst zili. Eksperiments palīdz studentiem izprast ķīmiskās kinētikas pamatus - ātrumus, kādos notiek reakcijas.
Aktivizācijas enerģija
Ķīmiskās reakcijas ir termodinamiski “labvēlīgas”, ja produktu kopējā enerģija ir mazāka nekā reaģentu kopējā enerģija. Lai izveidotu produktus, vispirms ir jāsaista saites reaģentos, un to sadalīšanai nepieciešamā enerģija ir enerģijas barjera, kas pazīstama kā “aktivācijas enerģija” jeb Ea.
Aktivizācijas enerģijas mērīšana
Aktivizācijas enerģijas noteikšanai nepieciešami kinētiskie dati, t.i., dažādās temperatūrās noteiktās reakcijas ātruma konstante k. Pēc tam students konstruē ln k grafiku uz y ass un 1 / T uz x ass, kur T ir temperatūra Kelvinos. Datu punktiem vajadzētu nokrist pa taisnu līniju, kuras slīpums ir vienāds ar (-Ea / R), kur R ir ideālā gāzes konstante.
Joda un pulksteņa aktivizācijas enerģija
Sižets (ln k) vs. (1 / T) joda pulksteņa reakcijai jāatklāj slīpums aptuveni -6230. Tādējādi (-Ea / R) = -6230. Izmantojot ideālo gāzes konstanti R = 8,314 J / K.mol, iegūst Ea = 6800 * 8,314 = 51,800 J / mol vai 51,8 kJ / mol.