Por Jack Brubaker, actualizado el 30 de agosto de 2022
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La reacción del reloj de yodo es una demostración clásica utilizada por estudiantes de química de secundaria y universidad para visualizar los principios de la cinética química. En esta reacción, el peróxido de hidrógeno oxida el yoduro a yodo. Luego, el yodo reacciona con el tiosulfato hasta que se consume el tiosulfato. Una vez que se agota el tiosulfato, un indicador de almidón tiñe la solución de un color azul intenso, marcando el momento del "reloj".
Toda transformación química requiere la ruptura de enlaces de los reactivos. La energía que se debe suministrar para alcanzar este estado de transición se conoce como energía de activación (Ea). Si bien una reacción puede ser termodinámicamente favorable (produciendo productos con menor energía total), la velocidad de reacción está gobernada por Ea.
Para determinar Ea, se mide la constante de velocidad (k) a varias temperaturas. Trazar el logaritmo natural de k frente al recíproco de la temperatura absoluta (1/T, con T en Kelvin) debería producir una línea recta. La pendiente de esta línea es igual a –Ea/R, donde R es la constante del gas ideal (8,314Jmol⁻¹K⁻¹).
Para el sistema de reloj de yodo, la gráfica de lnk versus 1/T produce una pendiente de aproximadamente –6230. Usando la relación –Ea/R=–6230 se obtiene una energía de activación de aproximadamente 51,8 kJmol⁻¹ (51800Jmol⁻¹). Este valor refleja la barrera energética que se debe superar para que se produzca la oxidación del yoduro y el posterior consumo de tiosulfato.
