Bonjour,
Je suis en premiere j'ai un devoir maison à faire avec un exercice un peu plus compliqué, "en route vers la Terminale ".

- On se propose d'étudier la transformation lente de la decomposition de l'eau oxygénée par les ions iodures en présence d'acide sulfurique. L'équation de la réaction qui modélise cette transformation s'écrit :
H2O2 (aq) + 2I- (aq)+ 2H+ (aq) > I2 (aq) + 2H2O (l).
La solution de diiode formée étant colorée, la transformation est suivie par spectrophotomètrie, méthode qui consiste à mesurer l'absorbance A de la solution, grandeur proportionnelle à la concentration en diiode?

1. A la date t=0s, on mélange un volume V1=20,0mL d'une solution iodure de potassium de concentration molaire C1=0,10 mol.L-1 acidifiée avec de l'acide sulfurique en excés, un volume V2=2,0mL d'eau oxygénée de concentration molaire C2=0,10mol.L-1 et un volume V=0,80 mL d'eau.
On remplit une cuve spectrophotométrique, et on releve les valeurs de l'absorbance au cours du temps. On détermine alors grâce à la loi de Beer-Lambert, la concentration molaire c(I2) du diiode formée au cours du temps :

t(s)	0	126	434	682	930	1178	1420
c(I2) (mmol.L-1)	0.00	1.74	4.06	5.16	5.84	6.26	6.53

a. Le mélange initial est-il stoechiometrique? J'ai répondu oui car l'équation est équilibrée.
b. Etablir le tableau descriptif de l'évolution du système. Je l'ai fais en faisant un tableau simple avec n initial à chaque fois et x max mais je ne sais pas si on peut les calculer.
c. Etablir la relation entre c(I2) et l'avancement x de la transformation.
d. Déterminer l'avancement maximal. En déduire la valeur théorique  de la concentration en diiode formé lorsque la transformation est terminée.

Ensuite il y a une courbe comment vous la montrer?
Merci d'avance.