Av Jack Brubaker, uppdaterad 30 augusti 2022
Bildkredit:Apiwan Borrikonratchata/iStock/GettyImages
Jod-klockreaktionen är en klassisk demonstration som används av kemistudenter på gymnasienivå och högskola för att visualisera principerna för kemisk kinetik. I denna reaktion oxiderar väteperoxid jodid till jod. Joden reagerar sedan med tiosulfat tills tiosulfatet är förbrukat. När tiosulfatet är utarmat, gör en stärkelseindikator lösningen djupblå, vilket markerar ögonblicket för "klockan".
Varje kemisk omvandling kräver brytning av bindningar i reaktanterna. Energin som måste tillföras för att nå detta övergångstillstånd kallas aktiveringsenergin (Ea). Även om en reaktion kan vara termodynamiskt gynnsam – producerar produkter med lägre total energi – styrs reaktionshastigheten av Ea.
För att bestämma Ea mäter man hastighetskonstanten (k) vid flera temperaturer. Att plotta den naturliga logaritmen av k mot den reciproka av den absoluta temperaturen (1/T, med T i Kelvin) bör ge en rät linje. Lutningen på denna linje är lika med –Ea/R, där R är den ideala gaskonstanten (8,314 Jmol⁻¹K⁻¹).
För jodklocksystemet ger plotten lnk mot 1/T en lutning på ungefär –6230. Att använda förhållandet –Ea/R=–6230 ger en aktiveringsenergi på cirka 51,8kJmol⁻¹ (51800Jmol⁻¹). Detta värde återspeglar energibarriären som måste övervinnas för att jodidoxidationen och efterföljande tiosulfatförbrukning ska fortsätta.
