Par Jack Brubaker, mis à jour le 30 août 2022
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La réaction de l'horloge à l'iode est une démonstration classique utilisée par les étudiants en chimie des écoles secondaires et collégiales pour visualiser les principes de la cinétique chimique. Dans cette réaction, le peroxyde d’hydrogène oxyde l’iodure en iode. L'iode réagit ensuite avec le thiosulfate jusqu'à ce que le thiosulfate soit consommé. Une fois le thiosulfate épuisé, un indicateur d'amidon donne à la solution une couleur bleu foncé, marquant le moment de « l'horloge ».
Toute transformation chimique nécessite la rupture des liaisons entre les réactifs. L’énergie qui doit être fournie pour atteindre cet état de transition est appelée énergie d’activation (Ea). Bien qu'une réaction puisse être thermodynamiquement favorable (produisant des produits avec une énergie globale inférieure), la vitesse de réaction est régie par Ea.
Pour déterminer Ea, on mesure la constante de vitesse (k) à plusieurs températures. Tracer le logarithme népérien de k par rapport à l'inverse de la température absolue (1/T, avec T en Kelvin) devrait produire une ligne droite. La pente de cette ligne est égale à –Ea/R, où R est la constante des gaz parfaits (8,314Jmol⁻¹K⁻¹).
Pour le système d'horloge à iode, le tracé lnk en fonction de 1/T donne une pente d'environ -6 230. En utilisant la relation –Ea/R=–6 230, on obtient une énergie d'activation d'environ 51,8 kJmol⁻¹ (51 800 Jmol⁻¹). Cette valeur reflète la barrière énergétique qui doit être surmontée pour que l'oxydation de l'iodure et la consommation ultérieure de thiosulfate se poursuivent.