De nombreux lycéens et étudiants en chimie effectuent une expérience connue sous le nom de réaction « iode-horloge », dans laquelle le peroxyde d’hydrogène réagit avec l’iodure pour former de l’iode, et l’iode réagit ensuite avec l’ion thiosulfate jusqu’à ce que le thiosulfate ait été consommé. À ce moment-là, les solutions de réaction deviennent bleues en présence d’amidon. L’expérience aide les élèves à comprendre les principes fondamentaux de la cinétique chimique, c’est-à-dire la vitesse à laquelle les réactions se produisent.
Energie d’activation
Les réactions chimiques sont thermodynamiquement « favorables » si l’énergie globale des produits est inférieure à l’énergie globale des réactifs. Cependant, la formation des produits nécessite d’abord une rupture de liaison dans les réactifs, et l’énergie nécessaire pour les briser représente une barrière énergétique connue sous le nom d' »énergie d’activation », ou Ea.
Mesure de l’énergie d’activation
La détermination de l’énergie d’activation nécessite des données cinétiques, c’est-à-dire la constante de vitesse, k, de la réaction déterminée à différentes températures. L’élève construit ensuite un graphique de ln k sur l’axe des y et 1/T sur l’axe des x, où T est la température en Kelvin. Les points de données doivent se situer le long d’une ligne droite, dont la pente est égale à (-Ea/R), où R est la constante de gaz idéale.
Energie d’activation de l’horloge à iode
Le tracé de (ln k) vs (1/T) pour la réaction de l’horloge à l’iode devrait révéler une pente d’environ -6230. Ainsi, (-Ea/R) = -6230. En utilisant une constante de gaz idéale de R = 8,314 J/K.mol donne Ea = 6800 * 8,314 = 51 800 J/mol, soit 51,8 kJ/mol.
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