Bonsoir,

Je suis un peu perdu devant cet exercice, c'est pourquoi j'en appelle à votre aide

L'oxydation des ions iodure par le peroxyde d'hydrogène est une transformation chimique lente modélisée par la réaction d'équation
H2O2 +2H3O(+) + 2I(-)== 4H2O + I2  (1)
Pour suivre l'évolution du système chimique, on dose le diiode à l'aide de thiosulfate de potassium 2K(+) + S2O3(2-), en présence de thiodène qui permet de déceler les traces de diiode (teinte bleu-noir)
Cette transformation totale et rapide est modélisée par l'équation :
2S2O3(2-)+ I2 == S4O6(2-)+ 2I-

Dans un erlenmeyer, on réalise la solution suivante
V1=50.0 ml d'iodure de potassium à 1.10-1 mol.L-1
V3=150 ml d'acide sulfurique de concentration 1.10-1 mol.L-1
V=1 ml de thiosulfate de potassium C=2.10-1 mol.l-1
A t=0s, on ajoute V2=2.5ml d'eau oxygénée (péroxyde d'hydrogène) C2= 2.10-1 mol.l-1
A t1=20s, la solution prend une teinte bleu noir
On ajoute alors au mélange 1.0ml de thiosulfate de potassium et la décoloration est immédiate. Chaque fois que la coloration apparait, on renouvelle l'opération jusqu'à épuisement du réactif limitant

J'ai ensuite un graphe Avancement x = f(t) établi sur une durée de 1000s

1) Evaluer les quantités de matière de peroxyde d'hydrogène et d'ion iodure  initialement mises en jeu
nH2O2 = 2.5 10-3 mol
nI- = 5.10^3

2)dresser le tableu d'évolution du système réactionnel contenu dans l'erlenmeyer independamment des ions thiosulfates
Voilà, je ne vois pas du tout quelle est la réaction à considérer...

En déduire la quantité max de diiode que peut permettre d'obtenir la première réaction (1)

Je posterai les questions suivantes ensuite


Merci