De nombreux lycéens et lycéens font une expérience appelée «réaction à l'iode», où le peroxyde d'hydrogène réagit avec l'iode pour former de l'iode, et l'iode réagit ensuite avec l'ion thiosulfate. jusqu'à ce que le thiosulfate ait été consommé. A ce stade, les solutions réactionnelles deviennent bleues en présence d'amidon. L'expérience aide les étudiants à comprendre les principes fondamentaux de la cinétique chimique - les vitesses auxquelles les réactions ont lieu.

Activation Energy

Les réactions chimiques sont thermodynamiquement «favorables» si l'énergie globale des produits est inférieure à l'énergie globale des réactifs. Cependant, la formation de produits nécessite d'abord une rupture des liaisons dans les réactifs, et l'énergie nécessaire pour les casser représente une barrière énergétique appelée «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 diverses températures. L'élève construit alors un graphe 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 tomber sur une droite dont la pente est égale à (-Ea /R), où R est la constante de gaz idéale.

L'énergie d'activation de l'horloge à l'iode

la courbe de (ln k) vs. (1 /T) pour la réaction de l'horloge iodée devrait révéler une pente d'environ -6230. Ainsi, (-Ea /R) = -6230. L'utilisation d'une constante de gaz idéale de R = 8,314 J /K.mol donne Ea = 6800 * 8,314 = 51,800 J /mol, ou 51,8 kJ /mol.