1. **Énoncé du problème:** Calculer la concentration finale de diiode ($I_2$) dans le mélange réactionnel. 2. **Données importantes:** - Volume total initial: $V = 25\text{ mL} = 25 \times 10^{-3}\text{ L}$ - Molarité iodure de potassium: $C_1 = 0.4\text{ mol.L}^{-1}$ - Volume solution iodure: $V_1 = 25\text{ mL}= 25\times 10^{-3}\text{ L}$ - Volume eau oxygénée ($H_2O_2$): $V_2 = 20\text{ mL} = 20 \times 10^{-3} \text{ L}$ - Molarité $H_2O_2$: $C_2=10^{-3} \text{ mol.L}^{-1}$ - Volume acide sulfurique: $V_3 = 5\text{ mL} = 5 \times 10^{-3}\text{ L}$ - Concentration acide sulfurique: $0.5 \text{ mol.L}^{-1}$ (non impliquée directement ici) 3. **Calcul des nombres de moles initiaux:** - Ions iodure, $I^-$, proviennent de la solution de KI: $$n_{I^-} = C_1 \times V_1 = 0.4 \times 25 \times 10^{-3} = 0.01 \text{ mol}$$ - $H_2O_2$: $$n_{H_2 O_2} = C_2 \times V_2 = 10^{-3} \times 20 \times 10^{-3} = 2 \times 10^{-5} \text{ mol}$$ 4. **Réaction chimique:** $$H_2O_2 + 2I^- \to I_2 + 2H_2O$$ Cette réaction indique que 1 mole de $H_2O_2$ réagit avec 2 moles d'ions iodure pour former 1 mole de diiode $I_2$. 5. **Déterminer le réactif limitant:** - Quantité de $I^-$ nécessaire pour réagir avec tout $H_2O_2$: $$2 \times n_{H_2 O_2} = 2 \times 2 \times 10^{-5} = 4 \times 10^{-5} \text{ mol}$$ - $n_{I^-}$ initial est beaucoup plus grand ($0.01\text{ mol}$) que nécessaire, donc $H_2O_2$ est le réactif limitant. 6. **Calcul de la quantité de diiode formée:** - Comme $H_2O_2$ est limitant, tout son nombre de moles est consommé : $n_{H_2 O_2}^{consommé} = 2 \times 10^{-5}$ mol. - Selon l'équation, $1$ mole de $H_2O_2$ produit $1$ mole de $I_2$ donc : $$n_{I_2} = n_{H_2 O_2}^{initial} = 2 \times 10^{-5} \text{ mol}$$ 7. **Calcul de la concentration finale de diiode dans le volume total:** $$C_{I_2} = \frac{n_{I_2}}{V} = \frac{2 \times 10^{-5}}{25 \times 10^{-3}} = 8 \times 10^{-4} \text{ mol.L}^{-1}$$ **Réponse finale:** La concentration finale de diiode $I_2$ est: $$\boxed{8 \times 10^{-4} \text{ mol.L}^{-1}}$$