Effet ion commun

[NickiNickiNicki]

Bonjour à tous,

Je bloque sur un exercice de chimie analytique.. J'ai eu précèdement des exercices sur les ions communs, la constante K_s étant fixe, le solubilité du premier sel diminue comme il y a déjà de ce même ion (le ion commun) dans la solution. J'ai utilisé une "ICE table". Maintentant, j'ai un autre exercice avec dans la solution initiale deux composés. Il y a la concentration molaire ET la quantité en mL dans l'énoncé (voir ci-dessous). J'ai essayé de résoudre avec une ice table mais je sais pas si je doit utiliser les concentrations molaires, la quantité en mL ou si je dois cacluler les mmol ? Si quelqu'un a une piste ou juste si on peut toujours utiliser les ICE table quand il y a deux ions communs

Merci d'avance

Calculez la solubilité de Ba(IO₃)₂ (K_S = 1.57 * 10^-9 ; M = 487 g/mol) dans une solution préparée en mélangeant 200 mL de Ba(NO₃)₂ 0.0100 M avec 100 mL de NaIO₃ 0.100 M
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[moco]

Bonjour,
Je ne connais pas ce que tu appelles ICE table. Mais il n'y a pas besoin de tables quelles qu'elles soient pour résoudre ce problème. Il faut calculer le nombre de moles de chaque produit au début. Ici tu as 0.2 · 0.01 = 0.002 mole de Ba(NO3)2 et 0.1 · 0.1 = 0.01 mole de NaIO3. On voit qu'il y a un excès de iodate.
Dans ce mélange, les 0.002 mole de Ba(NO3)2 vont réagir avec 0.004 mole de NaIO3. Et il restera en solution 10 - 4 = 6 millimoles NaIO3.
Pour trouver la solubilité du Ba(IO3)2, tu tires la quantité d'ions Ba2+ restant en solution en divisant le Ks donné par la concentration de iodate, qui vaut 0.006 mole divisé par 0.3 L. Et tu y es ! Vas-y ! Fais les calculs !

[NickiNickiNicki]

Merci pour votre réponse

J'ai compris ce que je comprends pas, je comprends pourquoi il y a un excès de IO3- et je comprends pourquoi il y a 4 mmol de NO3-. Ce que je comprends pas c'est pourquoi on a 10 mmol - 4 mmol... . Après le reste de la résolution c'est tout bon aussi...

[NickiNickiNicki]

Ah j'ai compris c'est tout bon merci beaucoup !

Nicki

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