Types de réactions, règles de solubilité et équations ioniques nettes

Trois forces motrices des réactions en solution aqueuse

Lorsque deux solutions sont mélangées, une réaction n'a lieu que si quelque chose retire des ions de la solution ou déplace des électrons. Posez trois questions. Un cation d'une solution et un anion de l'autre forment-ils un composé peu soluble ? Un acide transfère-t-il un proton à une base, en formant de l'eau ou un autre électrolyte faible ? Des atomes changent-ils de nombre d'oxydation, de sorte que des électrons passent d'une espèce à une autre ?

Un oui à la première question signifie une réaction de précipitation, un oui à la deuxième une réaction acido-basique, et un oui à la troisième une réaction d'oxydoréduction. Les réactions qui dégagent un gaz, comme HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), sont généralement classées parmi les réactions acido-basiques, car la première étape est un transfert de proton. La combustion et le déplacement d'un métal par un autre sont des réactions d'oxydoréduction.

Les familles ne s'excluent pas. Lorsque l'hydroxyde de baryum aqueux neutralise l'acide sulfurique, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), de l'eau se forme et un sulfate insoluble précipite dans la même réaction.

Décider quelles espèces écrire sous forme d'ions

Une équation ionique nette dépend de ce que l'on sait des substances qui existent sous forme d'ions séparés dans l'eau. Les électrolytes forts se dissocient pratiquement complètement : composés ioniques solubles, acides forts et bases fortes. Écrivez-les sous forme d'ions lorsqu'ils sont notés (aq). Tout le reste garde sa formule : solides, liquides, gaz, acides faibles, bases faibles et solutés moléculaires comme le glucose.

Les acides forts courants sont HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ et H₂SO₄ (pour son premier proton). Traitez presque tous les autres acides que vous rencontrerez en chimie générale, y compris HF, l'acide acétique (CH₃COOH) et l'acide carbonique, comme faibles, et gardez-les sous forme de molécules. Les bases fortes sont les hydroxydes du groupe 1 et les hydroxydes les plus lourds du groupe 2. L'ammoniac est une base faible et reste NH₃(aq).

Les ions polyatomiques restent intacts lorsqu'un composé se dissocie. Le chromate de potassium aqueux donne 2K⁺(aq) et CrO₄²⁻(aq), et non des ions potassium, chrome et oxygène séparés.

Appliquer les règles de solubilité

Les règles de solubilité résument des régularités observées pour les composés ioniques dans l'eau près de la température ambiante. Soluble signifie qu'une quantité utile se dissout ; insoluble signifie que la solubilité est assez faible pour qu'un solide se forme lorsque les ions se rencontrent aux concentrations ordinaires de laboratoire. Aucun composé ionique n'a une solubilité exactement nulle. La liste ci-dessous s'appuie sur le tableau 4.1 d'OpenStax Chemistry 2e, section 4.2.

Pour prédire un précipité, listez tous les ions présents après le mélange, puis associez chaque cation à chaque anion avec lequel il n'était pas au départ. Si un nouvel appariement relève d'une catégorie insoluble, ce composé précipite. Si tous les appariements possibles sont solubles, comme lorsqu'on mélange des solutions de nitrate de potassium et de chlorure de sodium, les ions coexistent simplement et il n'y a pas de réaction nette.

• Les composés des cations du groupe 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) et de NH₄⁺ sont solubles.
• Les nitrates, acétates, hydrogénocarbonates et chlorates sont solubles.
• Les chlorures, bromures et iodures sont solubles, sauf ceux de Ag⁺, Hg₂²⁺ et Pb²⁺.
• Les fluorures sont solubles, sauf ceux de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ et Fe³⁺.
• Les sulfates sont solubles, sauf ceux de Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ et Sr²⁺.
• Les carbonates, chromates, phosphates et sulfures sont insolubles, sauf avec les cations du groupe 1 et NH₄⁺.
• Les hydroxydes sont insolubles, sauf avec les cations du groupe 1 et Ba²⁺ ; Ca(OH)₂ et Sr(OH)₂ sont légèrement solubles.

Construire l'équation ionique nette pas à pas

Chaque étape a sa raison. Équilibrer d'abord l'équation moléculaire garantit le compte des atomes. Séparer les électrolytes forts montre ce qui est réellement présent dans le bécher. Éliminer les ions spectateurs retire les espèces qui apparaissent inchangées des deux côtés et ne participent pas à la transformation.

La vérification de la charge détecte des erreurs que le compte des atomes laisse passer. Une équation ionique nette peut porter une charge totale non nulle, mais cette charge doit être la même des deux côtés, car la charge se conserve tout comme les atomes.

• Écrivez l'équation moléculaire équilibrée avec un symbole d'état sur chaque formule.
• Réécrivez chaque électrolyte fort (aq) sous forme d'ions séparés, en multipliant par l'indice et par le coefficient.
• Barrez les ions qui apparaissent inchangés des deux côtés. Ce sont les ions spectateurs.
• Réduisez les coefficients restants aux plus petits entiers.
• Vérifiez que chaque élément et la charge totale sont équilibrés.

Exemple résolu : précipitation du chromate d'argent

Vous mélangez 18.0 mL de chromate de potassium à 0.0850 mol/L avec un excès de nitrate d'argent aqueux. Les nouveaux appariements sont Ag⁺ avec CrO₄²⁻ et K⁺ avec NO₃⁻. L'argent n'est pas un cation du groupe 1 ; le chromate d'argent brun-rouge précipite donc, tandis que le nitrate de potassium reste dissous. Équation moléculaire : 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Équation ionique complète : 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). L'élimination de K⁺ et NO₃⁻ donne l'équation ionique nette 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Vérification de la charge : 2(+1) + (−2) = 0 à gauche, et 0 à droite.

Pour trouver la masse de précipité, utilisez les masses atomiques standard de l'IUPAC arrondies à deux décimales : Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. La masse molaire de Ag₂CrO₄ est 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Moles de chromate = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, et l'équation ionique nette donne 1 mol de Ag₂CrO₄ pour 1 mol de CrO₄²⁻. Masse = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Les deux grandeurs mesurées ont trois chiffres significatifs ; la réponse aussi.

Exemples résolus : un acide faible et un métal en solution

L'acide acétique aqueux réagit avec l'hydroxyde de sodium aqueux : CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). L'acide acétique est faible, il reste donc moléculaire, tandis que NaOH et l'acétate de sodium sont des électrolytes forts. Après élimination de Na⁺, l'équation ionique nette est CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Comparez avec l'acide nitrique et l'hydroxyde de potassium, où les deux réactifs sont forts et où l'équation ionique nette se réduit à H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Une lame de nickel placée dans une solution de nitrate d'argent se recouvre de cristaux d'argent. Le nickel passe de 0 à +2 et l'argent de +1 à 0 ; il s'agit donc d'une oxydoréduction, et le nitrate est un ion spectateur. L'équation ionique nette est Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Le coefficient 2 est exigé par la charge, non par les atomes : Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) équilibre chaque élément, mais a une charge totale de +1 à gauche et de +2 à droite.

Erreurs courantes dans les équations ioniques et comment les repérer

La plupart des erreurs viennent de l'écriture de la mauvaise espèce, et non du calcul. Avant d'éliminer quoi que ce soit, demandez-vous si chaque formule existe réellement sous forme d'ions séparés dans l'eau.

Pour finir, lisez l'équation ionique nette comme un événement physique. Deux ions argent et un ion chromate qui forment un solide, c'est quelque chose que l'on pourrait observer ; une équation qui ne fait qu'échanger des ions dissous entre partenaires ne décrit rien.

• Séparer un acide faible : HF(aq) reste moléculaire. Comparez tout acide avec les six acides forts.
• Séparer un précipité : une formule notée (s) reste entière même si le solide est ionique.
• Casser un ion polyatomique : gardez NO₃⁻, SO₄²⁻ et CrO₄²⁻ intacts.
• Mal placer les indices : K₂CrO₄ donne 2K⁺ ; il n'existe pas d'ion K₂⁺.
• Traiter le mercure(I) comme Hg⁺ : il existe sous la forme du cation diatomique Hg₂²⁺.
• Laisser des coefficients non réduits, comme 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Écrire une équation ionique nette alors que tous les appariements sont solubles, qu'il ne se forme ni eau, ni électrolyte faible, ni gaz, et que rien n'est oxydé ni réduit. La bonne réponse est : aucune réaction.