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Muchos estudiantes avanzados de química de la escuela secundaria y la universidad realizan un experimento conocido como la reacción del "reloj de yodo", en el que el peróxido de hidrógeno reacciona con el yoduro para formar yodo, y el yodo posteriormente reacciona con el ion tiosulfato hasta que el tiosulfato se ha consumido. 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 tienen lugar las reacciones.
Energía de activación
Las reacciones químicas son termodinámicamente "favorables" si la energía total de los productos es menor que la energía general de los reactivos. Sin embargo, la formación de productos requiere primero la ruptura de la unión en los reactivos, y la energía requerida para romperlos representa una barrera energética conocida como la "energía de activación" o Ea.
Medición de energía de activación
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. Luego, 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) vs. (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.