De nombreux étudiants avancés en chimie du secondaire et du collégial effectuent une expérience connue sous le nom de réaction « horloge à l'iode », dans laquelle l'hydrogène le peroxyde 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. A ce stade, les solutions réactionnelles virent au bleu en présence d'amidon. L'expérience aide les élèves à comprendre les principes fondamentaux de la cinétique chimique - les vitesses auxquelles les réactions ont lieu.
Énergie d'activation
Les réactions chimiques sont thermodynamiquement « favorables » si l'énergie globale des produits est inférieure à l'énergie globale des réactifs. La formation de produits, cependant, nécessite d'abord une rupture de liaison dans les réactifs, et l'énergie nécessaire pour les rompre 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 diverses températures. L'élève construit ensuite un graphique de ln k sur l'axe des y et de 1/T sur l'axe des x, où T est la température en Kelvin. Les points de données doivent tomber le long d'une ligne droite dont la pente est égale à (-Ea/R), où R est la constante des gaz parfaits.
Énergie d'activation de l'horloge à l'iode
L'intrigue 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. L'utilisation d'une constante de gaz parfait de R = 8,314 J/K.mol donne Ea = 6800 * 8,314 = 51 800 J/mol, soit 51,8 kJ/mol.