Au programme de ce chapitre
- I. Dissolution et précipitation
- II. Écrire l'équation ionique
- III. Calculer avec une précipitation
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Un composé ionique soluble se dissocie dans l'eau en ions : NaCl → Na+ + Cl−. Quand on mélange deux solutions, si un cation et un anion présents peuvent former un composé peu soluble, celui-ci apparait sous forme de solide : c'est un précipité, et la réaction est une précipitation. Les ions qui restent en solution sans réagir sont des ions spectateurs.
Un exemple corrigé
Exemple
- Test des chlorures : Ag+ + Cl− → AgCl(s), précipité blanc qui noircit à la lumière.
- Test des sulfates : Ba2+ + SO42− → BaSO4(s), précipité blanc.
- Ions métalliques avec la soude : Cu2+ + 2 OH− → Cu(OH)2(s) bleu ; Fe2+ + 2 OH− → Fe(OH)2(s) vert ; Fe3+ + 3 OH− → Fe(OH)3(s) brun-rouille.
- Le tartre : Ca2+ + CO32− → CaCO3(s).
Lexique
- précipité
- solide peu soluble qui se forme dans une solution
- dissociation
- séparation d'un composé ionique en ions lors de sa dissolution
- ion spectateur
- ion présent en solution qui ne participe pas à la réaction
- équation ionique
- équation qui ne montre que les ions qui réagissent
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — ne pas équilibrer les charges du solide. Écrire Ag+ + CO32− → AgCO3(s) est faux : le solide doit être neutre. Il faut deux ions Ag+ pour compenser un ion CO32−, d'où 2 Ag+ + CO32− → Ag2CO3(s).
Piège — calculer la masse de précipité avec le mauvais ion. Quand un ion est en excès, c'est l'autre qui limite : la masse de précipité se calcule avec l'ion en défaut. Calculer avec l'ion en excès donne une masse trop grande.
Attention Une équation ionique doit être équilibrée en atomes et en charges. Pour Pb2+ et I−, il faut deux ions iodure : Pb2+ + 2 I− → PbI2(s). Et on n'écrit pas les ions spectateurs dans l'équation ionique.
L'astuce du prof
Astuce Retiens d'abord les « toujours solubles » : les sels de Na+, K+, NH4+ et tous les nitrates. Si un mélange ne peut former que de tels sels, il n'y aura pas de précipité.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Y a-t-il un précipité ?
Pour chaque mélange, dis s'il se forme un précipité et écris l'équation ionique le cas échéant : a) soude NaOH + chlorure de magnésium MgCl2 ; b) nitrate de potassium KNO3 + chlorure d'ammonium NH4Cl ; c) sulfure de sodium Na2S + nitrate de plomb Pb(NO3)2.
Voir la correction
Je croise les ions. a) Les ions Mg2+ et OH− donnent un hydroxyde peu soluble : Mg2+ + 2 OH− → Mg(OH)2(s). b) Les combinaisons possibles (KCl, NH4NO3) sont toutes solubles : pas de précipité. c) Les ions Pb2+ et S2− donnent un sulfure peu soluble : Pb2+ + S2− → PbS(s). Les ions Na+ et NO3− restent spectateurs.
Exercice 2 — Équilibrer trois équations ioniques
Écris l'équation ionique de formation de : a) phosphate de calcium Ca3(PO4)2 (engrais) ; b) chlorure de plomb PbCl2 ; c) sulfure de zinc ZnS.
Voir la correction
Les charges doivent s'annuler dans le solide. a) 3 ions Ca2+ (+6) compensent 2 ions PO43− (−6) : 3 Ca2+ + 2 PO43− → Ca3(PO4)2(s). b) Un ion Pb2+ exige deux ions chlorure : Pb2+ + 2 Cl− → PbCl2(s). c) Charges 2+ et 2− : Zn2+ + S2− → ZnS(s).