1. Le premier couple oxydant-réducteur est HCIO(aq) / Cl₂(aq). L'autre couple mis en jeu est Cl₂(aq) / Cl⁻(aq).
2. D'accord, regardons le tableau d'avancement de la réaction:
\[ \begin{array}{|c|cccc|} \hline
\text{Espèces chimiques} & \text{Cl₂(aq)} & \text{H₂O} & \text{HCIO(aq)} & \text{Cl⁻(aq)} \\ \hline
\text{Quantités initiales (mmol)} & 10,0 & - & 0 & 0 \\
\text{Changement (mmol)} & -x & +x & +x & +x \\
\text{Quantités finales (mmol)} & 10,0 - x & - & x & x \\ \hline
\end{array} \]
3. En utilisant la donnée que la quantité d'ion chlorure formée est \( n_1 = 7,3 \) mmol, on peut écrire l'équation suivante:
\[ x = n_1 \]
En substituant cette valeur dans les quantités finales, on obtient les quantités finales des autres espèces:
\[ \text{Cl₂(aq)}: 10,0 - x = 10,0 - 7,3 \]
Cette valeur vous donnera l'avancement final de la réaction. En fonction de cette valeur, vous pourrez déduire si la transformation est totale ou non.
