Bonjour
Petit problème de solubilité que je trouve... insoluble
Calculer la solubilité de Ba(IO3)2 dans une solution préparée en mélangeant 200mL de nitrate de baryum 0,01M avec 100mL de NaIO3 0,1M.
J'ai calculé le nombre de moles de chacun des ions, puis recalculé leur concentration initiale (= avant réaction) dans le mélange, mais je coince à ce niveau...
Quelqu'un pourrait-il me mettre sur une piste?
Merci
Pour aller plus loin, il faut connaître le produit de solubilité de l'iodate de baryum, que tu dois connaître, et que, moi, je ne connais pas.
Oui, on avait droit aux tables de Kps.
Celui de Ba(IO3)2 est de 4,01 x 10-9
Donc tu mélanges 2 millimole de Ba2+ et 1 millimole de iodate IO3-. A ce moment du calcul, j'ai la nette impression que ton prof s'est trompé et a interchangé les valeurs numériques entre le iodate et le baryum. Ce serait tellement plus simple de prendre 2 millimole de iodate et 1 millimole de Baryum. Tu aurais alors des concentrations initiales de 6.66 et 3.33 millimole par litre, et on trouverait tout de suite la solubilité.
Mais non ! il faut prendre les valeurs indiquées. En admettant que x mole de Ba2+ réagit pour former un précipité, il reste à la fin en solution :
[Ba2+] = (0.002 - x)/0.3
[IO3-] = (0.001 - 2x)/0.3
Ces concentrations sont telles que [Ba2+][IO3-]2 = (0.002 - x)(0.001 - 2x)2/0.33 = 4.01 10-9
Au point où nous en sommes, on trouve une équation du 3ème degré en x. Et cela, hélas, je suis dans l'incapacité de la résoudre. Désolé !
