Muchos estudiantes de química avanzada de bachillerato y universidad realizan un experimento conocido como la "reacción del reloj de yodo", en la cual el peróxido de hidrógeno reacciona con el yoduro para formar yodo, y el yodo posteriormente reacciona con el ion tiosulfato hasta que se haya consumido el tiosulfato. En ese punto, las soluciones de reacción se vuelven azules en presencia de almidón. El experimento ayuda a los estudiantes a comprender los fundamentos de la cinética química: las velocidades a las que se producen las reacciones.

Activation Energy

Las reacciones químicas son termodinámicamente "favorables" si la energía total de los productos es menor que la energía total de los reactivos. La formación de productos, sin embargo, primero requiere la ruptura de los enlaces en los reactivos, y la energía requerida para romperlos representa una barrera energética conocida como la "energía de activación" o Ea.

Measuring Activation Energy

La determinación de la energía de activación requiere datos cinéticos, es decir, la constante de velocidad, k, de la reacción determinada a una variedad de temperaturas. El alumno construye una gráfica de ln k en el eje y y 1 /T en el eje x, donde T es la temperatura en Kelvin. Los puntos de datos deben caer a lo largo de una línea recta, cuya pendiente es igual a (-Ea /R), donde R es la constante de gas ideal.

Energía de activación del reloj de yodo

la gráfica de (ln k) frente a (1 /T) para la reacción del reloj de yodo debería revelar una pendiente de aproximadamente -6230. Por lo tanto, (-Ea /R) = -6230. El uso de una constante de gas ideal de R = 8.314 J /K.mol da Ea = 6800 * 8.314 = 51.800 J /mol, o 51.8 kJ /mol.