Réaction chimique colorée : analyser réactifs et produits

On considère la réaction chimique entre les ions iodure et les ions peroxodisulfate.
S₂O₈^2- (aq)+ 2 I^- (aq)  →  I₂ (aq) + 2 SO₄^2- (aq)

Les espèces qui disparaissent (S₂O₈^2- et 2 I-) sont les réactifs.
Les espèces qui apparaissent (I₂ et SO₄^2-) sont les produits.

Tous les ions sont incolores. Le diiode est jaune–brun.
Au début, la solution est incolore. Au cours de la réaction chimique, une coloration brune apparaît.
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, et plus la concentration en diiode est élevée ; la coloration passe de l’incolore, au brun en passant par des tons de jaune :

On peut décrire l’évolution du système au cours de la transformation chimique. Le système évolue d’un état initial vers un état final, qui dépend des conditions initiales.

État initial	État intermédiaire	État final
S2O82- (aq) I -	S2O82- (aq) I - I2 (aq) SO42-	?

D’après l’équation de la réaction, une mole d’ions peroxodisulfate S₂O₈^2- réagit avec deux moles d’ions iodure I - pour former une mole de diiode I₂ et deux moles d’ions sulfate SO₄^2-.

L’avancement de la réaction, noté « x », est un nombre qui s’exprime en mole et qui représente la quantité de matière qui a réagi pour un état intermédiaire.

D’après l’équation de la réaction, x mole d’ions peroxodisulfate S₂O₈^2- réagit avec 2x moles d’ions iodure I^- pour former x mole de diiode I₂ et 2x moles d’ions sulfate SO₄^2-.

On établit le tableau donnant la composition, en mole, du système, dans l’état initial, dans un état intermédiaire puis dans l’état final.
Dans chaque colonne, on donne la quantité de matière de chaque réactif et chaque produit.

Au cours de la réaction, les quantités de réactifs diminuent alors que les quantités de produits augmentent.

Les quantités qui disparaissent ou apparaissent (x, 2x, etc…) sont directement reliées aux nombres stœchiométriques.

Tableau d’évolution du système :

Équation de la réaction		S2O82- (aq) + 2 I - (aq)   I2 (aq) + 2 SO42- (aq)
État du système	Avancement	Quantités de matière dans le système (en mol)
État initial	0	nS2O82-	nI-	nI2	nSO42-
État intermédiaire	x	nS2O82- - x	nI- - 2x	nI2 + x	nSO42- + 2x

Les quantités de matière sont des grandeurs positives ;
nS₂O₈^2- – x > 0 et nI- - 2x > 0.

Équation de la réaction		S2O82- (aq) + 2 I- (aq)   I2 (aq) + 2 SO42- (aq)
État du système	Avancement	Quantités de matière dans le système (en mol)
État initial	0	nS2O82-	nI-	nI2	nSO42-
État intermédiaire	x	nS2O82- - x	nI- - 2x	nI2 + x	nSO42- + 2x
État final	xmax	nS2O82- - xmax	nI- - 2 xmax	nI2 + xmax	nSO42- + 2 xmax

Le réactif qui est totalement consommé en premier est appelé le réactif limitant. On est alors dans l’état final du système.
Lorsque la quantité de matière du réactif limitant est nulle, on a l’avancement maximal.

Pour déterminer l’avancement final, le réactif limitant, et la composition chimique du système dans l’état final, on fait des hypothèses.

Hypothèse 1 : l’ion peroxodisulfate est le réactif limitant :
nS₂O₈^2- - x_max = 0, soit nS₂O₈^2- = x_max

Hypothèse 2 : l’ion iodure est le réactif limitant :
nI- - 2 x_max= 0, soit x_max= nI-/2.

On choisit la plus petite valeur de xmax car la réaction s’arrête dès que l’un des réactifs est consommé (quantité de matière nulle).
On en déduit le réactif limitant et l’avancement maximal xmax.

En fonction des quantités de matière initialement introduites dans l’état initial, le réactif limitant, l’avancement maximal et l’état du système dans l’état final seront différents.

Lorsque dans l’état final les deux réactifs ont été totalement consommés on dit que les réactifs étaient introduits dans les proportions stœchiométriques.