Conţinut
Mulți studenți de chimie din liceu și colegiu avansează efectuează un experiment cunoscut sub numele de „ceasul de iod”, în care peroxidul de hidrogen reacționează cu iodul pentru a forma iod, iar iodul reacționează ulterior cu ionul de 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 cu 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 de produse necesită ruperea legăturilor în reactanți, iar energia necesară pentru a le sparge reprezintă o barieră energetică cunoscută sub numele de „energia de activare” sau Ea.
Măsurarea energiei de activare
Determinarea energiei de activare necesită date cinetice, adică constanta de viteză, k, a reacției determinate 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 cărei pantă este egală cu (-Ea / R), unde R este constanta ideală a gazului.
Energie de activare a ceasului de iod
Graficul de (ln k) vs. (1 / T) pentru reacția de ceas cu iod ar trebui să releve o pantă de aproximativ -6230. Astfel, (-Ea / R) = -6230. Folosind o constantă ideală de gaz de R = 8.314 J / K.mol se dă Ea = 6800 * 8.314 = 51.800 J / mol, sau 51,8 kJ / mol.