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Les ions et les solutions ioniques

Découvrir les ions et leur rôle dans les solutions.

Chimie 4ème Chapitre 4 / 7 ⏱ 7 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Écrire la formule d'un ion
  • Identifier un ion par un test caractéristique
  • Lire l'étiquette d'une eau minérale

Ouvre une bouteille d'eau minérale et regarde son étiquette : tu y liras des noms bizarres comme « calcium », « sodium » ou « bicarbonates », suivis de petits nombres en milligrammes par litre. Le sang qui circule dans ton corps, l'eau de mer, le sérum physiologique qu'on te met parfois en perfusion : tous contiennent, dissoutes, des particules chargées électriquement, invisibles à l'œil nu. Ce chapitre te dit enfin ce que sont ces particules.

Depuis la classe précédente, tu sais qu'un atome est fait d'un noyau (chargé positivement) entouré d'électrons (chargés négativement), et qu'un atome est toujours électriquement neutre : il a exactement autant de charges positives que de charges négatives. Tu vas découvrir ici qu'un atome peut perdre cet équilibre : en perdant ou en gagnant des électrons, il devient une particule chargée, un ion. C'est précisément parce qu'une solution contient des ions qu'elle peut conduire le courant électrique, alors que de l'eau pure n'y arrive presque pas.

Au programme : comment un ion se forme, comment on écrit sa formule, comment une solution ionique reste toujours électriquement neutre, comment reconnaître un ion par un test chimique, et enfin comment lire intelligemment l'étiquette d'une eau minérale. Tu utiliseras ces compétences bien au-delà de la classe de physique-chimie.

1Formation d'un ion

1.1  Rappel : l'atome neutre

Un atome est constitué d'un noyau (protons chargés ++ et neutrons non chargés) entouré d'un cortège d'électrons (chargés −-), répartis sur des couches. Chaque proton porte une charge élémentaire ++, chaque électron une charge élémentaire −-, et ces deux charges se compensent exactement.

Définition

Un atome est électriquement neutre : il possède autant de protons que d'électrons. Le nombre de protons, noté ZZ, s'appelle le numéro atomique ; il caractérise l'élément chimique (Z=11Z = 11 pour le sodium, Z=17Z = 17 pour le chlore).

1.2  Deux façons de former un ion

Certains atomes ont tendance à céder un ou plusieurs électrons ; d'autres, au contraire, ont tendance à en capter. Dans les deux cas, l'équilibre entre charges positives et négatives est rompu : l'atome devient chargé, c'est-à-dire qu'il devient un ion.

Définition

Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Le nombre de protons ne change jamais : seul le nombre d'électrons est modifié, ce qui rend l'ion électriquement chargé.

Regarde ce qui se passe pour deux atomes très courants dans le sel de cuisine : le sodium, qui perd un électron, et le chlore, qui gagne un électron.

Formation du cation sodium Na⁺ 11+ Na (neutre)11 p⁺ = 11 e⁻ 11+ Na⁺ (cation)11 p⁺, 10 e⁻ perd 1 électrone⁻
Figure 1 — L'atome de sodium (11 protons, 11 électrons) perd l'unique électron de sa couche externe : il devient le cation sodium Na+\text{Na}^{+} (11 protons, 10 électrons).
Formation de l'anion chlorure Cl⁻ 17+ Cl (neutre)17 p⁺ = 17 e⁻ 17+ Cl⁻ (anion)17 p⁺, 18 e⁻ gagne 1 électrone⁻
Figure 2 — L'atome de chlore (17 protons, 17 électrons) capte un électron supplémentaire sur sa couche externe : il devient l'anion chlorure Cl−\text{Cl}^{-} (17 protons, 18 électrons).
  1. atome Na\text{Na} : 11 protons, 11 électrons
  2. il perd 1 électron
  3. ⇒\Rightarrowion Na+\text{Na}^{+} : 11 protons, 10 électronscharge =11−10=+1= 11 - 10 = +1
Chimie & Co — Le mot « ion » a 192 ans

C'est le physicien-chimiste anglais Michael Faraday qui, en 1834, invente le mot « ion » (du grec ienai, « aller ») pour désigner les particules qui se déplacent dans une solution parcourue par un courant électrique, ainsi que « cation » (qui va vers l'électrode négative, la cathode) et « anion » (qui va vers l'électrode positive, l'anode). Il travaille avec l'aide du linguiste William Whewell pour forger ces termes.

Mais il faut attendre 1884 pour comprendre pourquoi ces particules existent déjà dans la solution avant même tout courant : le chimiste suédois Svante Arrhenius, alors âgé de 25 ans, propose dans sa thèse de doctorat que les sels se dissocient spontanément en ions dès qu'ils sont dissous dans l'eau. L'idée est jugée si audacieuse que son jury lui accorde la note la plus basse compatible avec l'obtention du diplôme. Il obtiendra pourtant le prix Nobel de chimie en 1903 pour cette théorie de la dissociation ionique.

Attention

Un atome et un ion du même élément n'ont pas les mêmes propriétés : l'atome de sodium Na\text{Na} est un métal mou qui réagit violemment avec l'eau, alors que l'ion sodium Na+\text{Na}^{+}, présent dans le sel de cuisine, est totalement inoffensif. Ne confonds jamais le symbole de l'atome (Na\text{Na}) et celui de l'ion (Na+\text{Na}^{+}) : le signe de charge est indispensable.

2Cations et anions

2.1  Le cation, ion positif

Définition

Un cation est un ion chargé positivement : l'atome a perdu un ou plusieurs électrons, il a donc plus de protons que d'électrons. On le note Xn+X^{n+}, où nn est le nombre d'électrons perdus.

Les métaux (sodium, cuivre, fer, zinc, calcium, magnésium…) ont tendance à perdre des électrons : ce sont eux qui forment les cations les plus courants en solution.

2.2  L'anion, ion négatif

Définition

Un anion est un ion chargé négativement : l'atome (ou le groupe d'atomes) a gagné un ou plusieurs électrons, il a donc plus d'électrons que de protons. On le note Yn−Y^{n-}, où nn est le nombre d'électrons gagnés.

Les non-métaux (chlore, oxygène…) et certains groupes d'atomes ont au contraire tendance à capter des électrons : ce sont eux qui forment les anions.

2.3  Trouver la charge d'un ion

Méthode — trouver la charge d'un ion

On compare le nombre de protons (qui ne change jamais) au nombre d'électrons de l'ion.

charge=(nombre de protons)−(nombre d’eˊlectrons)\text{charge} = (\text{nombre de protons}) - (\text{nombre d'électrons})

Si ce nombre est positif, c'est un cation ; s'il est négatif, c'est un anion.

Exemple — l'ion magnésium Mg2+\text{Mg}^{2+}

L'atome de magnésium possède 12 protons et 12 électrons. Il perd 2 électrons.

  1. protons : 12 (inchangé)
  2. électrons : 12−2=1012 - 2 = 10
  3. ⇒\Rightarrowcharge =12−10=+2= 12 - 10 = +2
  4. ⇒\Rightarrowl'ion s'écrit Mg2+\text{Mg}^{2+}
Exemple — l'ion oxyde O2−\text{O}^{2-}

L'atome d'oxygène possède 8 protons et 8 électrons. Il gagne 2 électrons.

  1. protons : 8 (inchangé)
  2. électrons : 8+2=108 + 2 = 10
  3. ⇒\Rightarrowcharge =8−10=−2= 8 - 10 = -2
  4. ⇒\Rightarrowl'ion s'écrit O2−\text{O}^{2-}
Attention

Fe2+\text{Fe}^{2+} et Fe3+\text{Fe}^{3+} sont deux ions différents du même élément fer : le premier a perdu 2 électrons, le second 3. Ils n'ont pas la même couleur en solution, ni le même comportement chimique — tu le vérifieras dans la section 5. De même, ne confonds jamais 2+2+ (deux charges positives sur un seul ion) avec « 2 ions chargés une fois » : l'écriture 2 Na+2\,\text{Na}^{+} désigne deux ions Na+\text{Na}^{+}, alors que Mg2+\text{Mg}^{2+} désigne un seul ion portant deux charges.

3Formules des ions courants

3.1  Ions monoatomiques

Définition

Un ion monoatomique provient d'un seul atome qui a perdu ou gagné des électrons. Sa formule est le symbole de l'élément, suivi en exposant du nombre de charges et du signe ++ ou −- (le nombre 11 ne s'écrit pas : on note Na+\text{Na}^{+}, pas Na1+\text{Na}^{1+}).

Apprends par cœur les ions monoatomiques les plus utiles ; tu les rencontreras dans tout le programme de physique-chimie.

ÉlémentSymbole de l'atomeIon forméNom de l'ion
HydrogèneH\text{H}H+\text{H}^{+}ion hydrogène
SodiumNa\text{Na}Na+\text{Na}^{+}ion sodium
PotassiumK\text{K}K+\text{K}^{+}ion potassium
CalciumCa\text{Ca}Ca2+\text{Ca}^{2+}ion calcium
MagnésiumMg\text{Mg}Mg2+\text{Mg}^{2+}ion magnésium
CuivreCu\text{Cu}Cu2+\text{Cu}^{2+}ion cuivre (II)
ZincZn\text{Zn}Zn2+\text{Zn}^{2+}ion zinc
FerFe\text{Fe}Fe2+\text{Fe}^{2+} ou Fe3+\text{Fe}^{3+}ion fer (II) ou fer (III)
AluminiumAl\text{Al}Al3+\text{Al}^{3+}ion aluminium
ChloreCl\text{Cl}Cl−\text{Cl}^{-}ion chlorure
Attention

Le nom de l'ion change souvent par rapport à l'atome : l'atome de chlore Cl\text{Cl} donne l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-} (et non « chlore- »). Pour les métaux à plusieurs charges possibles comme le fer, un chiffre romain entre parenthèses précise la charge : fer (II) pour Fe2+\text{Fe}^{2+}, fer (III) pour Fe3+\text{Fe}^{3+}.

3.2  Ions polyatomiques

Définition

Un ion polyatomique (ou ion moléculaire) est formé de plusieurs atomes liés entre eux, l'ensemble portant une charge électrique globale. Ce groupe d'atomes se déplace et réagit comme une seule particule.

FormuleNomCharge
OH−\text{OH}^{-}ion hydroxyde−1-1
NO3−\text{NO}_3^{-}ion nitrate−1-1
SO42−\text{SO}_4^{2-}ion sulfate−2-2
CO32−\text{CO}_3^{2-}ion carbonate−2-2
HCO3−\text{HCO}_3^{-}ion hydrogénocarbonate−1-1
NH4+\text{NH}_4^{+}ion ammonium+1+1
Méthode — lire une formule d'ion

Dans SO42−\text{SO}_4^{2-} : l'indice 44 (en bas) compte les atomes d'oxygène dans le groupe ; l'exposant 2−2- (en haut) donne la charge globale du groupe entier, pas d'un seul atome.

Exemple — ne pas confondre indice et exposant

NH4+\text{NH}_4^{+} contient 1 atome d'azote et 4 atomes d'hydrogène (indices), et porte une seule charge positive répartie sur l'ensemble (exposant). 2 NH4+2\,\text{NH}_4^{+} désignerait deux ions ammonium, donc 2 atomes d'azote, 8 atomes d'hydrogène et une charge totale de +2+2.

4Solutions ioniques et neutralité

4.1  Dissolution et conduction du courant

Quand un solide ionique comme le sel de cuisine (chlorure de sodium) se dissout dans l'eau, il ne reste pas entier : l'eau sépare les cations et les anions qui le composent, et les disperse dans tout le volume. C'est la raison pour laquelle une solution de sel conduit le courant électrique — chaque ion, en se déplaçant, transporte de la charge — alors que l'eau pure, presque dépourvue d'ions, conduit à peine.

Définition

Une solution ionique est une solution qui contient des ions dissous, dispersés et libres de se déplacer dans tout le liquide. Elle conduit le courant électrique.

4.2  Électroneutralité d'une solution

Une solution ionique n'est jamais globalement chargée : elle reste toujours électriquement neutre, exactement comme l'était le solide avant dissolution.

Propriété — électroneutralité

Dans une solution ionique, la quantité totale de charges positives apportée par les cations est toujours égale à la quantité totale de charges négatives apportée par les anions.

C'est cette règle qui impose les proportions dans lesquelles les ions s'associent pour former un solide ionique neutre, et donc la formule de ce solide.

4.3  Écrire la formule d'un composé ionique

Méthode — écrire une formule ionique neutre

On associe le cation et l'anion dans les proportions qui annulent exactement les charges : le total des charges positives doit être opposé au total des charges négatives. La formule finale ne montre plus aucun signe de charge, seulement des indices.

Exemple — le chlorure de sodium

Ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-} : une seule charge de chaque signe, donc une proportion 1:11 : 1.

  1. 1 ion Na+\text{Na}^{+} apporte +1+1
  2. 1 ion Cl−\text{Cl}^{-} apporte −1-1
  3. ⇒\Rightarrowtotal =(+1)+(−1)=0= (+1) + (-1) = 0
  4. ⇒\Rightarrowformule : NaCl\text{NaCl}
Exemple — le chlorure de calcium

Ions Ca2+\text{Ca}^{2+} et Cl−\text{Cl}^{-} : leurs charges ne sont pas opposées directement, il faut équilibrer.

  1. 1 ion Ca2+\text{Ca}^{2+} apporte +2+2
  2. il faut −2-2 au total côté anions
  3. ⇒\Rightarrow2 ions Cl−\text{Cl}^{-} apportent 2×(−1)=−22 \times (-1) = -2
  4. ⇒\Rightarrowformule : CaCl2\text{CaCl}_2
Exemple — le sulfate de cuivre

Ions Cu2+\text{Cu}^{2+} et SO42−\text{SO}_4^{2-} : les deux charges ont déjà la même valeur absolue.

  1. 1 ion Cu2+\text{Cu}^{2+} apporte +2+2
  2. 1 ion SO42−\text{SO}_4^{2-} apporte −2-2
  3. ⇒\Rightarrowtotal =(+2)+(−2)=0= (+2) + (-2) = 0
  4. ⇒\Rightarrowformule : CuSO4\text{CuSO}_4

C'est ce solide bleu, dissous dans l'eau, qui donne aux solutions de sulfate de cuivre leur célèbre couleur bleue — tu retrouveras l'ion Cu2+\text{Cu}^{2+} à la section suivante.

Attention

La formule d'un solide ionique ne porte jamais de signe de charge : on écrit NaCl\text{NaCl}, jamais Na+Cl−\text{Na}^{+}\text{Cl}^{-}. Les charges ont servi à trouver les proportions, elles disparaissent ensuite car le solide entier est neutre. Autre piège fréquent : dans CaCl2\text{CaCl}_2, l'indice 22 porte uniquement sur Cl\text{Cl}, pas sur Ca\text{Ca} — il y a bien un seul ion calcium pour deux ions chlorure.

5Tests d'identification des ions

Une solution ionique est incolore ou colorée, mais on ne « voit » jamais un ion à l'œil nu. Pour savoir ce qu'une solution contient, le chimiste utilise des tests caractéristiques : on ajoute un réactif connu, et l'apparition d'un précipité (un solide qui trouble le liquide) d'une couleur précise signe la présence de l'ion recherché.

Définition

Un test caractéristique est une réaction chimique qui produit un effet observable (ici, un précipité coloré) uniquement en présence d'un ion donné. Un précipité est un solide qui se forme au sein d'une solution et la rend trouble.

5.1  Le test à la soude, pour les cations métalliques

La soude (solution d'hydroxyde de sodium, Na++OH−\text{Na}^{+} + \text{OH}^{-}) forme, avec certains cations métalliques, un précipité dont la couleur dépend de l'ion présent.

5.2  Le test au nitrate d'argent, pour l'ion chlorure

Le nitrate d'argent (Ag++NO3−\text{Ag}^{+} + \text{NO}_3^{-}) forme avec l'ion chlorure un précipité blanc caractéristique qui a la particularité de noircir à la lumière — c'est ce précipité, le chlorure d'argent, qui fut historiquement utilisé dans les premières pellicules photographiques.

Précipités obtenus lors des tests d'identification Cu²⁺ + soudeprécipité bleu Fe²⁺ + soudeprécipité vert Fe³⁺ + soudeprécipité rouille Cl⁻ + AgNO₃précipité blanc
Figure 3 — Quatre tests classiques : la soude donne un précipité bleu avec Cu2+\text{Cu}^{2+}, vert avec Fe2+\text{Fe}^{2+}, rouille avec Fe3+\text{Fe}^{3+} ; le nitrate d'argent donne un précipité blanc avec Cl−\text{Cl}^{-}.

5.3  Tableau récapitulatif

Tableau des tests d'identification des ions Ion recherché Réactif utilisé Observation Cu²⁺ (cuivre II)Soude (NaOH)Précipité bleu Fe²⁺ (fer II)Soude (NaOH)Précipité vert Fe³⁺ (fer III)Soude (NaOH)Précipité rouille Cl⁻ (chlorure)Nitrate d'argentPrécipité blanc (AgNO₃)(noircit à la lumière)
Figure 4 — Tableau récapitulatif : réactif à utiliser et observation attendue pour chaque ion.
Méthode — identifier un ion inconnu
  1. Prélever un peu de la solution à tester dans un tube à essai.
  2. Ajouter quelques gouttes du réactif (soude ou nitrate d'argent).
  3. Observer immédiatement la couleur du précipité qui se forme.
  4. Comparer avec le tableau de référence pour conclure.
Exemple — identifier une solution inconnue

On verse quelques gouttes de soude dans une solution inconnue : un précipité vert apparaît.

  1. réactif utilisé : soude
  2. précipité observé : vert
  3. ⇒\Rightarrowd'après le tableau, la solution contient l'ion Fe2+\text{Fe}^{2+}
Attention

Le précipité blanc de chlorure d'argent noircit à la lumière en quelques minutes : il faut noter sa couleur dès son apparition, sinon on risque de le confondre avec un autre précipité. Attention aussi à ne pas confondre la couleur d'un précipité (solide, au fond du tube) avec la couleur d'une solution (liquide limpide, comme le bleu du sulfate de cuivre dissous) : ce sont deux choses différentes.

6Étiquette d'une eau minérale

6.1  Que contient une eau minérale ?

Une eau minérale naturelle n'est jamais de l'eau pure : en traversant les roches, elle dissout de petites quantités de sels, qui se dissocient en ions. C'est ce mélange précis d'ions qui donne à chaque eau son goût et ses vertus. La loi impose d'indiquer cette composition sur l'étiquette, en milligrammes par litre (mg/L).

Définition

Le résidu à sec (ou minéralisation) est la masse totale de sels minéraux dissous que l'on obtiendrait en évaporant complètement 1 L d'eau, chauffée à 180 °C ; il se mesure en mg/L. Plus il est élevé, plus l'eau est « minéralisée ».

6.2  Lire les concentrations

Étiquette d'une eau minérale (extrait) EAU DE LÉNA Eau minérale naturelle — 1,5 L Calcium (Ca²⁺)12 mg/L Magnésium (Mg²⁺)8 mg/L Sodium (Na⁺)6 mg/L Potassium (K⁺)2 mg/L Bicarbonates (HCO₃⁻)55 mg/L Sulfates (SO₄²⁻)5 mg/L Chlorures (Cl⁻)4 mg/L Nitrates (NO₃⁻)3 mg/L pH7,2 Résidu sec à 180 °C95 mg/L Convient à un régime pauvre en sodium (seuil usuel : moins de 20 mg/L)
Figure 5 — Étiquette d'une eau minérale : chaque ligne donne la concentration d'un ion dissous, en milligrammes par litre.
Méthode — calculer une masse d'ion dans un volume donné

La concentration en mg/L donne la masse d'ion dans 1 L. Pour un autre volume, on utilise la proportionnalité (règle de trois).

Exemple — masse de calcium dans la bouteille

La bouteille de 1,5 L d'« Eau de Léna » contient 12 mg/L de calcium. Quelle masse de calcium contient la bouteille entière ?

  1. 1 L contient 1212 mg de Ca2+\text{Ca}^{2+}
  2. 1,5 L contient 12×1,512 \times 1{,}5 mg
  3. ==1818 mg de Ca2+\text{Ca}^{2+}

6.3  Le sérum physiologique

Le sérum physiologique, utilisé pour nettoyer une plaie ou le nez, est une solution ionique de chlorure de sodium à 99 g par litre (soit 0,9 %0{,}9\ \%) : c'est exactement la concentration en sel du plasma sanguin. On dit que cette solution est isotonique avec le sang : elle ne perturbe pas les cellules, contrairement à de l'eau pure qui les ferait gonfler, ou à une eau trop salée qui les dessécherait.

Attention

Une eau minérale « pauvre en sodium » n'est pas une eau sans sodium du tout : le seuil réglementaire usuel est fixé à moins de 2020 mg/L. Ne confonds pas non plus le résidu à sec (masse totale de tous les sels) avec la concentration d'un seul ion : additionne les lignes de l'étiquette pour retrouver, à peu près, le résidu à sec annoncé.

Fiche mémo

  • Un ion = un atome (ou groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné des électrons ; le nombre de protons ne change jamais.
  • Cation = ion positif (électrons perdus) ; anion = ion négatif (électrons gagnés).
  • charge == (nombre de protons) −- (nombre d'électrons).
  • Ions monoatomiques usuels : Na+\text{Na}^{+}, K+\text{K}^{+}, Ca2+\text{Ca}^{2+}, Mg2+\text{Mg}^{2+}, Cu2+\text{Cu}^{2+}, Fe2+\text{Fe}^{2+}, Fe3+\text{Fe}^{3+}, Al3+\text{Al}^{3+}, Cl−\text{Cl}^{-}.
  • Ions polyatomiques usuels : OH−\text{OH}^{-}, NO3−\text{NO}_3^{-}, SO42−\text{SO}_4^{2-}, CO32−\text{CO}_3^{2-}, HCO3−\text{HCO}_3^{-}, NH4+\text{NH}_4^{+}.
  • Une solution ionique contient des ions dissous et conduit le courant électrique.
  • Électroneutralité : dans une solution, charges positives totales == charges négatives totales.
  • La formule d'un solide ionique s'obtient en annulant les charges totales, puis s'écrit sans signe : NaCl\text{NaCl}, CaCl2\text{CaCl}_2, CuSO4\text{CuSO}_4.
  • Tests : soude →\to précipité bleu (Cu2+\text{Cu}^{2+}), vert (Fe2+\text{Fe}^{2+}), rouille (Fe3+\text{Fe}^{3+}) ; nitrate d'argent →\to précipité blanc noircissant (Cl−\text{Cl}^{-}).
  • Une étiquette d'eau minérale donne la concentration de chaque ion en mg/L ; le résidu à sec est la masse totale de sels dissous par litre.

7Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe
1

L'atome de calcium possède 20 protons et 20 électrons ; il perd 2 électrons. Combien d'électrons possède l'ion formé ? Écris sa formule et donne son nom.

Voir le corrigé détaillé
  1. protons : 20 (inchangé)
  2. électrons : 20−2=1820 - 2 = 18
  3. ⇒\Rightarrowcharge =20−18=+2= 20 - 18 = +2

L'ion formé est l'ion calcium, de formule Ca2+\text{Ca}^{2+}, et il possède 18 électrons.

2

L'atome de fluor possède 9 protons et 9 électrons ; il gagne 1 électron. Donne la formule de l'ion formé, son nom et sa charge.

Voir le corrigé détaillé
  1. protons : 9 (inchangé)
  2. électrons : 9+1=109 + 1 = 10
  3. ⇒\Rightarrowcharge =9−10=−1= 9 - 10 = -1

L'ion formé est l'ion fluorure, de formule F−\text{F}^{-}, de charge −1-1.

3

Écris la formule de chacun de ces ions polyatomiques : ion sulfate ; ion ammonium ; ion hydroxyde ; ion nitrate ; ion hydrogénocarbonate.

Voir le corrigé détaillé

ion sulfate : SO42−\text{SO}_4^{2-} — ion ammonium : NH4+\text{NH}_4^{+} — ion hydroxyde : OH−\text{OH}^{-} — ion nitrate : NO3−\text{NO}_3^{-} — ion hydrogénocarbonate : HCO3−\text{HCO}_3^{-}.

4

Pour chaque ion, précise s'il s'agit d'un cation ou d'un anion, puis calcule son nombre d'électrons : Mg2+\text{Mg}^{2+} (12 protons) ; Cl−\text{Cl}^{-} (17 protons) ; Al3+\text{Al}^{3+} (13 protons) ; O2−\text{O}^{2-} (8 protons).

Voir le corrigé détaillé

Mg2+\text{Mg}^{2+} : cation, 12−2=1012 - 2 = 10 électrons. Cl−\text{Cl}^{-} : anion, 17+1=1817 + 1 = 18 électrons. Al3+\text{Al}^{3+} : cation, 13−3=1013 - 3 = 10 électrons. O2−\text{O}^{2-} : anion, 8+2=108 + 2 = 10 électrons.

5

Vrai ou faux ? Justifie. a) Un atome neutre peut porter une charge électrique. b) Fe2+\text{Fe}^{2+} et Fe3+\text{Fe}^{3+} désignent le même ion. c) La formule NaCl\text{NaCl} porte des signes de charge. d) Une solution ionique conduit le courant électrique.

Voir le corrigé détaillé

a) Faux : un atome neutre a autant de protons que d'électrons, sa charge globale est nulle. b) Faux : ce sont deux ions différents (2 et 3 électrons perdus). c) Faux : la formule d'un solide ionique ne montre jamais de signe, seulement des indices. d) Vrai : les ions dispersés dans la solution se déplacent et transportent des charges.

Niveau 2 — Approfondissement
6

Écris la formule du solide ionique neutre formé à partir de : a) Na+\text{Na}^{+} et NO3−\text{NO}_3^{-} ; b) Mg2+\text{Mg}^{2+} et Cl−\text{Cl}^{-} ; c) Al3+\text{Al}^{3+} et O2−\text{O}^{2-} ; d) K+\text{K}^{+} et SO42−\text{SO}_4^{2-}.

Voir le corrigé détaillé

a) charges déjà opposées (+1+1 et −1-1) ⇒NaNO3\Rightarrow \text{NaNO}_3.

b) il faut 2×(−1)=−22 \times (-1) = -2 pour équilibrer +2+2 ⇒MgCl2\Rightarrow \text{MgCl}_2.

c) plus petit commun multiple de 3 et 2 : 2×(+3)=+62 \times (+3) = +6 et 3×(−2)=−63 \times (-2) = -6 ⇒Al2O3\Rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3.

d) il faut 2×(+1)=+22 \times (+1) = +2 pour équilibrer −2-2 ⇒K2SO4\Rightarrow \text{K}_2\text{SO}_4.

7

Une solution est obtenue en dissolvant un solide ionique constitué d'ions Al3+\text{Al}^{3+} et SO42−\text{SO}_4^{2-}. Détermine la formule de ce solide, en justifiant par l'électroneutralité.

Voir le corrigé détaillé
  1. charges à équilibrer : +3+3 et −2-2
  2. plus petit commun multiple de 3 et 2 : 6
  3. ⇒\Rightarrow2 ions Al3+\text{Al}^{3+} apportent 2×(+3)=+62 \times (+3) = +6
  4. ⇒\Rightarrow3 ions SO42−\text{SO}_4^{2-} apportent 3×(−2)=−63 \times (-2) = -6
  5. ⇒\Rightarrowformule : Al2(SO4)3\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3
8

On verse de la soude dans trois tubes à essai contenant chacun une solution différente. Tube A : précipité vert. Tube B : précipité bleu. Tube C : aucun changement. Que peut-on conclure sur le contenu de chaque tube ?

Voir le corrigé détaillé

Tube A : le précipité vert signe la présence de l'ion Fe2+\text{Fe}^{2+}. Tube B : le précipité bleu signe la présence de l'ion Cu2+\text{Cu}^{2+}. Tube C : l'absence de précipité montre que la solution ne contient ni Cu2+\text{Cu}^{2+}, ni Fe2+\text{Fe}^{2+}, ni Fe3+\text{Fe}^{3+} — mais elle peut très bien contenir un autre ion, comme Na+\text{Na}^{+} ou Cl−\text{Cl}^{-}, que la soude ne révèle pas.

9

Le sulfate de cuivre CuSO4\text{CuSO}_4 se dissout dans l'eau. a) Quels ions sont libérés ? b) Vérifie l'électroneutralité de la solution obtenue. c) Quel test simple confirme la présence de Cu2+\text{Cu}^{2+}, et quelle observation attends-tu ?

Voir le corrigé détaillé

a) La dissolution libère les ions Cu2+\text{Cu}^{2+} et SO42−\text{SO}_4^{2-}.

  1. 1 ion Cu2+\text{Cu}^{2+} apporte +2+2
  2. 1 ion SO42−\text{SO}_4^{2-} apporte −2-2
  3. ⇒\Rightarrowtotal =(+2)+(−2)=0= (+2)+(-2) = 0 : la solution est bien neutre

c) On ajoute de la soude : un précipité bleu apparaît, ce qui confirme la présence de Cu2+\text{Cu}^{2+}.

Niveau 3 — Défi
10

Un technicien étudie une solution S. Il ajoute de la soude à un premier échantillon : un précipité rouille apparaît. Il ajoute du nitrate d'argent à un second échantillon : aucun précipité n'apparaît. On sait par ailleurs que S contient aussi des ions sulfate SO42−\text{SO}_4^{2-}.

  1. Quel ion métallique est présent dans S ? Quel ion est absent ?
  2. Propose la formule du solide ionique dissous dans S.
  3. Vérifie l'électroneutralité de cette formule par un calcul.
Voir le corrigé détaillé

1. Le précipité rouille avec la soude signe la présence de l'ion Fe3+\text{Fe}^{3+}. L'absence de précipité avec le nitrate d'argent montre que l'ion Cl−\text{Cl}^{-} est absent de la solution.

2. S contient les ions Fe3+\text{Fe}^{3+} et SO42−\text{SO}_4^{2-} : le solide dissous est le sulfate de fer (III).

  1. charges à équilibrer : +3+3 et −2-2, plus petit commun multiple 6
  2. ⇒\Rightarrow2 ions Fe3+\text{Fe}^{3+} et 3 ions SO42−\text{SO}_4^{2-}
  3. ⇒\Rightarrowformule : Fe2(SO4)3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3

3. Vérification :

  1. charges positives : 2×(+3)=+62 \times (+3) = +6
  2. charges négatives : 3×(−2)=−63 \times (-2) = -6
  3. ⇒\Rightarrowtotal =(+6)+(−6)=0= (+6) + (-6) = 0 : la formule est bien électriquement neutre
11

On dissout 5,855{,}85 g de chlorure de sodium NaCl\text{NaCl} dans de l'eau, jusqu'à obtenir 250250 mL de solution S.

  1. Calcule la concentration massique de S, en g/L.
  2. Quels ions cette solution contient-elle ?
  3. Quel test permettrait de vérifier la présence de l'ion chlorure dans S ? Décris le résultat attendu.
Voir le corrigé détaillé

1. 250250 mL =0,25= 0{,}25 L.

  1. concentration =massevolume= \dfrac{\text{masse}}{\text{volume}}
  2. ==5,850,25\dfrac{5{,}85}{0{,}25}
  3. ==23,423{,}4 g/L

2. Le chlorure de sodium se dissocie en ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-}.

3. On ajoute quelques gouttes de nitrate d'argent à un échantillon de S : un précipité blanc apparaît, qui noircit à la lumière, ce qui confirme la présence de Cl−\text{Cl}^{-}.

12

Deux eaux minérales sont comparées. Eau A : résidu sec 350350 mg/L, dont 8080 mg/L de calcium et 1010 mg/L de chlorures. Eau B : résidu sec 4545 mg/L (eau très faiblement minéralisée).

  1. Laquelle des deux eaux recommande-t-on pour préparer le biberon d'un nourrisson ? Justifie.
  2. Calcule la masse totale de calcium apportée par 22 L de l'eau A.
  3. Décris le test et l'observation qui permettraient de confirmer la présence de chlorures dans l'eau A.
Voir le corrigé détaillé

1. On recommande l'eau B, car une eau faiblement minéralisée (faible résidu sec) est plus adaptée aux reins fragiles d'un nourrisson que l'eau A, nettement plus minéralisée.

2.

  1. 1 L contient 8080 mg de Ca2+\text{Ca}^{2+}
  2. 2 L contiennent 80×280 \times 2 mg
  3. ==160160 mg de Ca2+\text{Ca}^{2+}

3. On ajoute du nitrate d'argent à un échantillon de l'eau A : l'apparition d'un précipité blanc, noircissant à la lumière, confirmerait la présence de l'ion chlorure.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante
13

À la pharmacie de la Médina (Dakar). Aïssatou achète des flacons de sérum physiologique (solution de NaCl\text{NaCl} à 99 g/L) de 250250 mL, vendus 350350 F CFA le flacon.

  1. Quelle masse de NaCl\text{NaCl} contient un flacon ?
  2. Elle achète 6 flacons pour la pharmacie familiale : quel est le coût total ?
  3. Combien de flacons faut-il acheter au minimum pour disposer d'au moins 1010 g de NaCl\text{NaCl} ?
Voir le corrigé détaillé

1. 250250 mL =0,25= 0{,}25 L.

  1. masse =9×0,25= 9 \times 0{,}25
  2. ==2,252{,}25 g de NaCl\text{NaCl} par flacon

2.

  1. coût =350×6= 350 \times 6
  2. ==2 1002\,100 F CFA

3.

  1. nombre de flacons ⩾102,25\geqslant \dfrac{10}{2{,}25}
  2. ≈\approx4,444{,}44
  3. ⇒\Rightarrowil faut arrondir au flacon supérieur : 5 flacons
14

Contrôle qualité (Abidjan). Au laboratoire d'une usine d'embouteillage, un technicien teste un échantillon d'eau. Il ajoute de la soude à un premier tube : rien ne se passe. Il ajoute du nitrate d'argent à un second tube : un précipité blanc apparaît, qui noircit à la lumière.

  1. Quel ion peut-on affirmer présent ? Quels ions peut-on affirmer absents ?
  2. Cette eau contient 44 mg/L de cet ion. Quelle masse représente-t-il dans une citerne de 2 0002\,000 L destinée à la mise en bouteille ?
  3. Le litre d'eau conditionnée est vendu 250250 F CFA. Quelle recette pour les 2 0002\,000 L de la citerne ?
Voir le corrigé détaillé

1. Le précipité blanc noircissant avec le nitrate d'argent signe la présence de l'ion Cl−\text{Cl}^{-}. L'absence de réaction avec la soude montre l'absence de Cu2+\text{Cu}^{2+}, Fe2+\text{Fe}^{2+} et Fe3+\text{Fe}^{3+}.

2.

  1. 1 L contient 44 mg de Cl−\text{Cl}^{-}
  2. 2 0002\,000 L contiennent 4×2 0004 \times 2\,000 mg
  3. ==8 0008\,000 mg =8= 8 g de Cl−\text{Cl}^{-}

3.

  1. recette =250×2 000= 250 \times 2\,000
  2. ==500 000500\,000 F CFA
15

Marché central (Ndjamena). Un commerçant vend du sel de cuisine (chlorure de sodium) en sachets de 500500 g, à 300300 F CFA le sachet.

  1. Écris la formule et le nom des deux ions présents lorsque ce sel se dissout dans l'eau.
  2. Un sachet est entièrement dissous dans 55 L d'eau : quelle est la concentration massique obtenue, en g/L ?
  3. Une coopérative veut préparer 4040 L de saumure (eau très salée) à 100100 g/L. Combien de sachets doit-elle acheter, et quel est le coût total ?
Voir le corrigé détaillé

1. Le sel dissous libère l'ion sodium Na+\text{Na}^{+} et l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-}.

2.

  1. concentration =5005= \dfrac{500}{5}
  2. ==100100 g/L

3. Il faut une masse totale de sel :

  1. masse =100×40= 100 \times 40
  2. ==4 0004\,000 g =4= 4 kg
  3. nombre de sachets =4 000500= \dfrac{4\,000}{500}
  4. ==88 sachets
  5. coût =8×300= 8 \times 300
  6. ==2 4002\,400 F CFA

📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

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Un ion est un atome (ou groupe d'atomes) qui a :

Explication : Un ion se forme quand un atome perd ou gagne des électrons. Le nombre de protons, lui, ne change jamais.

Un cation est un ion :

Explication : Un cation a perdu un ou plusieurs électrons : il a alors plus de protons que d'électrons, donc une charge positive.

Un anion est un ion :

Explication : Un anion a gagné un ou plusieurs électrons : il a alors plus d'électrons que de protons, donc une charge négative.

Pour trouver la charge d'un ion, on calcule :

Explication : charge = (nombre de protons) − (nombre d'électrons). Un résultat positif signale un cation, un résultat négatif un anion.

L'atome de magnésium possède 12 protons et 12 électrons ; il perd 2 électrons. Quelle est la charge de l'ion formé, et sa formule ?

Explication : Électrons restants : 12−2=1012 - 2 = 10.
Charge =12−10=+2= 12 - 10 = +2, soit Mg2+\text{Mg}^{2+}.

Fe2+\text{Fe}^{2+} et Fe3+\text{Fe}^{3+} sont :

Explication : Fe2+\text{Fe}^{2+} a perdu 2 électrons, Fe3+\text{Fe}^{3+} en a perdu 3 : ce sont deux ions différents, de couleur et de comportement chimique différents.

Quelle est la formule de l'ion chlorure ?

Explication : L'atome de chlore gagne 1 électron : il devient l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-}, de charge −1-1 (le nombre 1 ne s'écrit pas).

L'ion sulfate a pour formule SO42−\text{SO}_4^{2-}. Que représente l'exposant 2−2- ?

Explication : L'indice 4 (en bas) compte les atomes d'oxygène ; l'exposant 2−2- (en haut) donne la charge globale de tout le groupe SO4\text{SO}_4, pas d'un seul atome.

Quand le chlorure de sodium se dissout dans l'eau, la solution obtenue conduit le courant électrique parce que :

Explication : L'eau sépare le solide ionique en cations et anions dispersés et libres de se déplacer ; en se déplaçant, ces ions transportent le courant électrique.

Dans une solution ionique, l'électroneutralité signifie que :

Explication : Une solution ionique reste toujours globalement neutre : la quantité totale de charges positives (cations) égale la quantité totale de charges négatives (anions).

Pour former un solide neutre à partir des ions Ca2+\text{Ca}^{2+} et Cl−\text{Cl}^{-}, il faut associer :

Explication : 1 ion Ca2+\text{Ca}^{2+} apporte +2+2 ; il faut donc 22 ions Cl−\text{Cl}^{-} (chacun −1-1) pour obtenir −2-2 au total : formule CaCl2\text{CaCl}_2.

La formule d'un solide ionique neutre, comme NaCl\text{NaCl}, s'écrit :

Explication : Les charges servent à trouver les proportions, puis disparaissent : la formule finale d'un solide ionique neutre, comme NaCl\text{NaCl}, ne porte jamais de signe.

En ajoutant de la soude à une solution inconnue, on observe un précipité bleu. Quel ion cela révèle-t-il ?

Explication : La soude forme un précipité bleu en présence de l'ion cuivre Cu2+\text{Cu}^{2+}, un précipité vert avec Fe2+\text{Fe}^{2+}, et rouille avec Fe3+\text{Fe}^{3+}.

Le nitrate d'argent forme, avec l'ion chlorure, un précipité :

Explication : Le nitrate d'argent forme avec Cl−\text{Cl}^{-} un précipité blanc caractéristique, qui a la particularité de noircir à la lumière.

On ajoute de la soude à un tube contenant une solution, et rien ne se passe (pas de précipité). Que peut-on en conclure ?

Explication : L'absence de précipité avec la soude écarte Cu2+\text{Cu}^{2+}, Fe2+\text{Fe}^{2+} et Fe3+\text{Fe}^{3+}, mais la solution peut très bien contenir d'autres ions, comme Na+\text{Na}^{+} ou Cl−\text{Cl}^{-}, que la soude ne révèle pas.

Une étiquette d'eau minérale indique 1212 mg/L de calcium. Quelle masse de calcium contient une bouteille de 22 L ?

Explication : 1 L contient 12 mg de calcium.
Pour 2 L : 12×2=2412 \times 2 = 24 mg.

Le sérum physiologique est une solution de chlorure de sodium à 99 g/L. On dit qu'il est « isotonique » avec le sang car :

Explication : À 99 g/L, la concentration en sel du sérum physiologique correspond exactement à celle du plasma sanguin : la solution est isotonique et ne perturbe pas les cellules.

Le résidu à sec d'une eau minérale correspond à :

Explication : Le résidu à sec est la masse totale de tous les sels dissous dans 1 L d'eau, obtenue en évaporant complètement ce litre : plus il est élevé, plus l'eau est minéralisée.

Un flacon de sérum physiologique de 250250 mL contient du NaCl\text{NaCl} à 99 g/L. Quelle masse de NaCl\text{NaCl} contient ce flacon ?

Explication : 250250 mL =0,25= 0{,}25 L.
masse =9×0,25=2,25= 9 \times 0{,}25 = 2{,}25 g.

Un technicien ajoute du nitrate d'argent à un échantillon d'eau : un précipité blanc apparaît et noircit à la lumière. Que peut-on affirmer sur cette eau ?

Explication : Un précipité blanc qui noircit à la lumière avec le nitrate d'argent est le test caractéristique de l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-}.
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