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Décrire l'évolution d'une réaction chimique

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Objectif

Décrire qualitativement l’évolution des quantités de matière des espèces chimiques lors d’une transformation.

Points clés

Au cours d’une transformation chimique, des espèces chimiques disparaissent (les réactifs) pour former de nouvelles espèces chimiques (les produits).
Un système chimique évolue toujours d’un état initial vers un état final, pour ensuite ne plus évoluer.

Pour bien comprendre

Réactifs et produits
Équilibrer une équation chimique

1. La réaction chimique

a. État d'un système

Lorsque le chimiste étudie une transformation chimique, il doit avant tout définir le système qu’il étudie, c’est-à-dire :

toutes les espèces chimiques mises en jeu : il faut connaitre leur formule brute, leur état physique (solide, liquide ou en solution dans un solvant) ;
les quantités de matière de chacune des espèces chimiques.

Tous ces paramètres définissent l’état d’un système chimique.

b. Modélisation d'une transformation chimique

On associe une réaction chimique à chaque transformation chimique d'un système chimique. On peut donc dire qu'une réaction chimique permet de modéliser l’évolution d’un système chimique.

Exemple
On considère la réaction chimique entre les ions iodure I^– et les ions peroxodisulfate

.
Ils réagissent entre eux pour former du diiode I₂ et des ions sulfate

.
La réaction chimique est modélisée par une équation qui tient compte des réactifs et des produits. On étudie par la suite comment l’écrire.

c. Réactifs et produits d'une réaction chimique

Un réactif est une espèce chimique qui est présente à l’état initial, dont la quantité de matière diminue au cours de l’avancement de la réaction chimique.

Un réactif totalement consommé est un réactif limitant.
Un réactif qui n’est pas totalement consommé (c'est-à-dire qu’il peut être encore présent à l’état final) est dit en excès.

Un produit est une espèce chimique qui n’est jamais présente à l’état initial mais qui apparait au fur et à mesure de l’avancement de la réaction.

La quantité de matière du produit augmente au cours d’une transformation chimique.

Exemple
On considère la réaction chimique entre les ions iodure I^– et les ions peroxodisulfate

, qui réagissent entre eux pour former du diiode I₂ et des ions sulfate

.

Avant réaction, on part des réactifs :

et I^–.
Après réaction, on obtient deux produits : I₂ et

.

On retrouve les mêmes atomes mais qui ont été « agencés » différemment pour former d’autres molécules.

2. Écrire l'équation d'une réaction chimique

On peut résumer l’évolution d’un système chimique par l’écriture symbolique de la réaction chimique : on écrit pour cela l’équation chimique associée, laquelle dresse en quelque sorte le bilan de la réaction.

Il faut suivre les 3 étapes suivantes pour écrire l’équation d’une réaction chimique.

Méthode

Écrire l’équation non équilibrée.
On écrit une flèche pour symboliser la transformation.
On place la formule brute des réactifs à gauche de la flèche et on place la formule brute des produits obtenus à droite de la flèche.

Remarque : il peut y avoir des éléments « spectateurs », c’est-à-dire des éléments qui sont présents dans la solution mais qui n’interviennent pas dans la réaction chimique.
Préciser l’état physique des éléments.
Il faut préciser l’état physique des réactifs et des produits :
- (s) pour solide ;
- (l) pour liquide ;
- (g) pour gaz ;
- (aq) pour les solutions aqueuses (en général, ce sont les ions en solution).
Équilibrer l’équation.
Il faut respecter la conservation de la matière et de la charge en équilibrant l’équation chimique : on utilise pour cela des coefficients stœchiométriques qui permettent d’ajuster le nombre des atomes et des charges, afin de respecter ces conservations.

Exemple
On considère la réaction chimique entre les ions iodure I^– et les ions peroxodisulfate

, qui réagissent entre eux pour former du diiode I₂ et des ions sulfate

.

En respectant la méthode ci-dessus, l’équation chimique à cette réaction chimique est :

(aq) + 2I^–(aq) → I₂(aq) + 2

(aq).

(Cette réaction d’oxydo-réduction est associée à 2 couples :

et I₂/ I^–. L’oxydant du couple 1 (

) réagit avec le réducteur du couple 2 (I^–)).

3. Évolution d'une réaction chimique

a. Transformation chimique

Lors d’une transformation chimique, il y a au moins un réactif ou plusieurs réactifs qui vont se transformer en un ou plusieurs produits.

Le système va évoluer en passant par plusieurs stades appelés « états ».

À l’état initial, on met en contact les réactifs.
À l’état intermédiaire, les réactifs se transforment progressivement en produits. Le système chimique contient à la fois les réactifs et les produits.
À l’état final, la réaction n’évolue plus.

Exemple
Soit l’équation chimique :

(aq) + 2I^–(aq) → I₂(aq) + 2

(aq).

À l’état initial, le système contient 2 réactifs : - et I^–.
Quand la réaction évolue, ces 2 réactifs vont être consommés pour se transformer en 2 produits : I₂ et .

La quantité de matière des réactifs diminue ainsi au cours de l’évolution du système, tandis que la quantité de matière des produits augmente.

Tous les ions de ce système sont incolores et le diiode est jaune-brun.
On décrit donc qualitativement l’évolution de cette réaction grâce à la formation de diiode I₂, car il s’agit de la seule espèce colorée.

Au début, la solution est incolore.
Au cours de la réaction chimique, une coloration brune apparait. Cette réaction est lente, ce qui permet d’observer son évolution à l’œil nu.

La quantité de diiode qui se forme au cours de la transformation augmente au cours du temps.
Plus la quantité de diiode formée est importante, plus la concentration en diiode est élevée ; la coloration passe de l’incolore, au brun en passant par des tons de jaune.

Évolution de la teinte du diiode formé au cours du temps

b. Bilan de réaction

Il faut rassembler les états initial, intermédiaire et final d’une réaction chimique pour établir un bilan de cette réaction. Ce bilan de réaction permet de traduire l’évolution du système chimique pendant la transformation.