Mulți studenți superiori la chimie și liceu efectuează un experiment cunoscut sub numele de reacție „ceas cu iod”, în care hidrogenul peroxidul reacționează cu iodura pentru a forma iod, iar iodul reacționează ulterior cu ionul tiosulfat până când tiosulfatul a fost consumat. În acel moment, soluțiile de reacție devin albastre în prezența amidonului. Experimentul îi ajută pe elevi să înțeleagă fundamentele cineticii chimice - viteza la care au loc reacțiile.
Energie activatoare
Reacțiile chimice sunt „favorabile” termodinamic dacă energia totală a produselor este mai mică decât energia totală a reactanților. Cu toate acestea, formarea produselor necesită mai întâi ruperea legăturii în reactanți, iar energia necesară pentru a le sparge reprezintă o barieră energetică cunoscută sub numele de „energie de activare” sau Ea.
Măsurarea energiei de activare
Determinarea energiei de activare necesită date cinetice, adică constanta vitezei, k, a reacției determinată la o varietate de temperaturi. Elevul construiește apoi un grafic de ln k pe axa y și 1 / T pe axa x, unde T este temperatura în Kelvin. Punctele de date ar trebui să cadă de-a lungul unei linii drepte, a căror pantă este egală cu (-Ea / R), unde R este constanta de gaz ideală.
Energie de activare a ceasului cu iod
Complotul lui (ln k) vs. (1 / T) pentru reacția cu ceas de iod ar trebui să dezvăluie o pantă de aproximativ -6230. Astfel, (-Ea / R) = -6230. Folosind o constantă de gaz ideală de R = 8,314 J / K.mol se obține Ea = 6800 * 8,314 = 51,800 J / mol, sau 51,8 kJ / mol.