dosages indirects aide svp

[inviteaab271d2]

Salut à tous, voila j'ai un TP sur les dosages indirects à faire mais le problème, c'est qu'il y des questions ou j'ai un petit doute, voici l'énoncé entier :



Dans un erlenmeyer , on introduit 10.0mL de jus de citron, 15.0mL de solution de diiode de concentration C et quelques gouttes d'empois d'amidon. On remplit une burette graduée avec une solution de thiosulfate de sodium de C'=5.0*10^-3 mol/L. On dose le diiode en excès et on détermine le volume équivalent Ve=26mL


1) écrire l'équation de la réaction entre le diiode et le jus de citron ( vitamine c C6H8O6) , cette question c'est bon

2) écrire l'équation de la réaction entre le diiode et les ions thiosulfate ( S406(2-)/S2O3(2-) cette question aussi c'est bon

3)calculer la quantité de diiode totale introduite ( c'est sur celle-la que je bloque)

4)déterminer la quantité de diiode restant (celle-la aussi)

5) en déduire la quantité de vitamine c présente dans un volume de 10mL ( cell-ci egalement)

Merci d'avance
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[moco]

La quantité totale de di-iode introduit s'obtient à partir de la donnée : 15 ml de concentration C. Comme tu ne précises pas la valeur numérique de cette concentration, on ne peut pas t'aider. Mais tu trouveras ce nombre de moles total en multipliant C par 0.015 litre. Admettons que tu trouves un résultat de 0.00068 mole (j'invente !).

Sur ces 0.0068 mole, une partie servira à détruire la vitamine C de ton jus de citron, et le reste sera détruit par le thiosulfate. Comme il faut 26 mL de thiosulfate 0.005 M, cela veut dire que tu as utiliseé 0.026 0.005 = 0.00013 mole de thiosulfate, et que l'excès de di-iode était aussi de 0.00013 mole.

Donc le nombre de moles de di-iode ayant servi à détruire la vitamine C du citron est de 0.00068 - 0.00013 = 0.00055 mole. C'est aussi le nombre de mole de vitamine C de ton jus de citron.