Molti studenti di chimica avanzata delle scuole superiori e del college eseguono un esperimento noto come reazione "iodio-orologio", in cui il perossido di idrogeno reagisce con 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 alle quali avvengono le reazioni.

Energia di attivazione

Le reazioni chimiche sono termodinamicamente "favorevoli" se l'energia complessiva dei prodotti è inferiore a l'energia complessiva dei reagenti. La formazione di prodotti, tuttavia, richiede prima la rottura del legame nei reagenti e l'energia necessaria per romperli rappresenta una barriera di energia conosciuta 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 varie temperature. Lo studente costruisce quindi un grafico di ln k sull'asse ye 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 di gas ideale.

Energia di attivazione dello iodio-orologio

il grafico di (ln k) rispetto a (1 /T) per la reazione dell'orologio iodato dovrebbe rivelare una pendenza di circa -6230. Quindi, (-Ea /R) = -6230. Utilizzando una costante di gas ideale di R = 8,314 J /K.mol fornisce Ea = 6800 * 8,314 = 51,800 J /mol, o 51,8 kJ /mol.