Karamö, le prof virtuelLeçon 4 sur 26
Caractériser les ions en solution aqueuse
Je sais identifier les principaux ions d'une solution grâce à des tests simples (soude, nitrate d'argent, chlorure de baryum, indicateurs, flamme) et écrire l'équation de la réaction de précipitation.
- 55 min
- 5 exercices corrigés
- 1 schéma
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Définir un test caractéristique, un réactif et un précipité
- Connaître les tests des ions Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺, Al³⁺, Cl⁻, SO₄²⁻, H₃O⁺ et OH⁻
- Écrire l'équation-bilan d'une réaction de précipitation
- Identifier une solution inconnue à partir des résultats de plusieurs tests
Avant de commencer : Les solutions ioniques, l'équation de dissolution et l'électroneutralité ; l'acidité et la basicité des solutions (BBT, phénolphtaléine) ; la masse molaire.
1Je découvre
À Siguiri, la famille de Sékou puise l'eau d'un puits pour la cuisine et la lessive. Depuis quelque temps, les seaux et les bassines se couvrent de taches orangées, et l'eau laissée au repos prend une teinte légèrement rouille.
Sékou apporte un flacon de cette eau au lycée. Son professeur de chimie lui explique : « Cette couleur fait penser à des ions fer. Mais on ne peut pas voir les ions à l'œil nu, et beaucoup d'entre eux sont incolores. Pour savoir lesquels sont présents, il faut les faire réagir avec des produits bien choisis. »
Il verse quelques gouttes de soude dans un peu d'eau du puits concentrée par évaporation : un léger dépôt couleur rouille apparaît au fond du tube.
Les chimistes qui contrôlent la qualité de l'eau de boisson, les laborantins des hôpitaux et les géologues des mines utilisent le même principe tous les jours.
Comment savoir quels ions sont présents dans une solution, alors qu'on ne peut pas les voir ?
2Je comprends
1. Test caractéristique, réactif et précipité
Un test caractéristique (ou test d'identification) d'un ion est une expérience qui donne un résultat visible (changement de couleur, formation d'un solide, dégagement gazeux) seulement en présence de cet ion.
- Le réactif est la solution que l'on ajoute pour réaliser le test.
- Un précipité est un solide qui se forme dans une solution quand deux ions s'associent pour donner un composé très peu soluble. Il trouble la solution puis se dépose au fond du tube.
On réalise toujours le test sur un petit échantillon placé dans un tube à essai, et on ajoute le réactif goutte à goutte.
- 1Verser environ 2 mL de la solution à tester dans un tube à essai propre.
- 2Ajouter quelques gouttes du réactif avec un compte-gouttes.
- 3Observer : couleur du précipité, changement de teinte, dégagement de gaz.
- 4Si besoin, ajouter le réactif en excès et observer à nouveau.
- 5Conclure sur la présence ou l'absence de l'ion, puis écrire l'équation de la réaction.
2. Les tests à la soude : les ions métalliques
La soude (solution d'hydroxyde de sodium, Na^+ + OH^-) apporte des ions hydroxyde OH^-. Avec plusieurs ions métalliques, ils forment un hydroxyde métallique insoluble, dont la couleur permet de reconnaître le métal.
| Ion testé | Précipité obtenu | Couleur | Équation |
|---|---|---|---|
| Cuivre II Cu2+ | hydroxyde de cuivre II | bleu | Cu2+ + 2OH^- → Cu(OH)2 |
| Fer II Fe2+ | hydroxyde de fer II | vert | Fe2+ + 2OH^- → Fe(OH)2 |
| Fer III Fe3+ | hydroxyde de fer III | rouille (brun-rouge) | Fe3+ + 3OH^- → Fe(OH)3 |
| Zinc Zn2+ | hydroxyde de zinc | blanc | Zn2+ + 2OH^- → Zn(OH)2 |
| Aluminium Al3+ | hydroxyde d'aluminium | blanc gélatineux | Al3+ + 3OH^- → Al(OH)3 |
Remarques importantes :
- Le précipité vert de Fe(OH)2 devient peu à peu rouille à l'air : le fer II se transforme en fer III au contact du dioxygène.
- Les précipités blancs de Zn(OH)2 et de Al(OH)3 se redissolvent si l'on ajoute la soude en excès. Cela les distingue d'autres précipités blancs.
Le nombre d'ions OH^- dans l'équation est égal à la charge de l'ion métallique : il faut 3 ions OH^- pour neutraliser la charge +3 de Fe3+.
3. Les tests des anions : chlorure et sulfate
- Ion chlorure Cl^- : réactif = solution de nitrate d'argent (Ag^+ + NO3^-). Il se forme un précipité blanc de chlorure d'argent, qui noircit à la lumière :
Ag^+ + Cl^- → AgCl
- Ion sulfate SO42- : réactif = solution de chlorure de baryum (Ba2+ + 2Cl^-). Il se forme un précipité blanc de sulfate de baryum, qui ne noircit pas :
Ba2+ + SO42- → BaSO4
4. Les tests des ions H₃O⁺ et OH⁻
Tu les connais depuis la leçon précédente :
- les ions H3O^+ en excès (solution acide) font virer le BBT au jaune et donnent un pH inférieur à 7 ;
- les ions OH^- en excès (solution basique) font virer le BBT au bleu et la phénolphtaléine au rose.
5. Le test de la flamme
Certains ions colorent la flamme d'un bec Bunsen quand on y introduit un fil de métal trempé dans la solution : l'ion sodium Na^+ donne une flamme jaune vif, l'ion potassium K^+ une flamme violette, l'ion cuivre Cu2+ une flamme verte, l'ion calcium Ca2+ une flamme rouge orangé. C'est utile pour les ions qui ne donnent pas de précipité avec la soude, comme Na^+ et K^+.
6. Les ions spectateurs
Quand on verse de la soude dans une solution de sulfate de cuivre, les ions Na^+ et SO42- sont présents mais ne réagissent pas : ce sont des ions spectateurs. On ne les écrit pas dans l'équation de précipitation, qui ne garde que les ions qui réagissent.
Méthode
Pour identifier une solution ionique inconnue :
- Je note sa couleur (bleue : Cu²⁺ probable ; vert pâle : Fe²⁺ ; jaune orangé : Fe³⁺).
- Je teste le cation avec la soude et je note la couleur du précipité (et son comportement avec un excès de soude).
- Je teste l'anion : nitrate d'argent pour Cl⁻, chlorure de baryum pour SO₄²⁻.
- J'écris l'équation de chaque précipitation, sans les ions spectateurs.
- Je rassemble le cation et l'anion pour nommer le composé dissous.
Exemple
Une solution bleue est testée. Avec la soude : précipité bleu. Avec le chlorure de baryum : précipité blanc. Avec le nitrate d'argent : rien. Identifier la solution.
Précipité bleu avec la soude : présence d'ions Cu²⁺. Équation : Cu²⁺ + 2 OH⁻ → Cu(OH)₂.
Précipité blanc avec le chlorure de baryum : présence d'ions SO₄²⁻. Équation : Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄.
Rien avec le nitrate d'argent : pas d'ions Cl⁻.
Conclusion : c'est une solution de sulfate de cuivre, CuSO₄.
Exemple
On ajoute de la soude en excès à 20 mL d'une solution de sulfate de cuivre de concentration 0,10 mol/L. Quelle masse d'hydroxyde de cuivre obtient-on ? (Cu = 63,5 ; O = 16 ; H = 1)
Quantité d'ions Cu²⁺ : n = C × V = 0,10 × 0,020 = 0,0020 mol.
D'après l'équation Cu²⁺ + 2 OH⁻ → Cu(OH)₂, 1 mol de Cu²⁺ donne 1 mol de Cu(OH)₂ : n(Cu(OH)₂) = 0,0020 mol.
M(Cu(OH)₂) = 63,5 + 2 × (16 + 1) = 63,5 + 34 = 97,5 g/mol.
m = n × M = 0,0020 × 97,5 = 0,195 g, soit environ 0,20 g.
7. Retour au puits de Sékou
Le précipité couleur rouille obtenu avec la soude montre la présence d'ions fer III Fe3+ dans l'eau du puits : Fe3+ + 3OH^- → Fe(OH)3. Ce sont ces composés du fer qui tachent les bassines. Seul un laboratoire d'analyse peut dire si la quantité de fer rend l'eau impropre à la boisson.
3Je retiens
Je retiens
Un test caractéristique met en évidence un ion par un résultat visible ; un précipité est un solide qui se forme dans la solution.
Avec la soude (OH⁻) : Cu²⁺ → précipité bleu ; Fe²⁺ → vert ; Fe³⁺ → rouille ; Zn²⁺ et Al³⁺ → blanc, soluble dans un excès de soude.
Cl⁻ : nitrate d'argent → précipité blanc AgCl qui noircit à la lumière.
SO₄²⁻ : chlorure de baryum → précipité blanc BaSO₄.
H₃O⁺ : BBT jaune, pH < 7. OH⁻ : BBT bleu, phénolphtaléine rose.
Flamme : Na⁺ jaune, K⁺ violet, Cu²⁺ vert, Ca²⁺ rouge orangé.
Dans l'équation de précipitation, on n'écrit pas les ions spectateurs.
4Erreurs fréquentes
- Confondre le réactif et l'ion testé : le nitrate d'argent teste les ions chlorure, il ne teste pas l'argent.
- Oublier d'équilibrer les charges : Fe³⁺ + OH⁻ → Fe(OH)₃ est faux ; il faut 3 OH⁻.
- Conclure trop vite devant un précipité blanc avec la soude : il faut ajouter un excès de soude (Zn²⁺ et Al³⁺ se redissolvent) et, pour les anions, penser au test au nitrate d'argent ou au chlorure de baryum.
- Écrire les ions spectateurs dans l'équation : Na⁺ et SO₄²⁻ ne réagissent pas dans le test de Cu²⁺ par la soude.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Relie chaque ion à son test.
Ions : Cl^- ; Cu2+ ; SO42- ; Fe3+ ; OH^-.
Tests : a) précipité rouille avec la soude ; b) phénolphtaléine rose ; c) précipité blanc qui noircit avec le nitrate d'argent ; d) précipité bleu avec la soude ; e) précipité blanc avec le chlorure de baryum.
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Cl^- : c ; Cu2+ : d ; SO42- : e ; Fe3+ : a ; OH^- : b.
2Exercice 2
Écris l'équation de la réaction de précipitation observée quand on ajoute de la soude à une solution contenant : a) des ions Fe2+ ; b) des ions Al3+ ; c) des ions Zn2+.
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a) Fe2+ + 2OH^- → Fe(OH)2 (précipité vert).
b) Al3+ + 3OH^- → Al(OH)3 (précipité blanc gélatineux).
c) Zn2+ + 2OH^- → Zn(OH)2 (précipité blanc).
3Exercice 3
Une solution de couleur jaune orangé donne un précipité rouille avec la soude et un précipité blanc qui noircit à la lumière avec le nitrate d'argent.
a) Quels ions contient-elle ? Justifie.
b) Donne le nom et la formule du composé dissous.
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a) Le précipité rouille avec la soude caractérise les ions fer III Fe3+ (la couleur jaune orangé de la solution le confirme). Le précipité blanc qui noircit à la lumière avec le nitrate d'argent caractérise les ions chlorure Cl^-.
b) C'est le chlorure de fer III, de formule FeCl3 (FeCl3 → Fe3+ + 3Cl^-).
4Exercice 4
Aïssatou a deux flacons incolores : l'un contient du chlorure de sodium, l'autre du sulfate de sodium. Propose un test qui permet de les distinguer, en précisant ce qu'on observe dans chaque cas.
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On prélève un échantillon de chaque flacon et on ajoute quelques gouttes de chlorure de baryum. Avec le sulfate de sodium, il se forme un précipité blanc de BaSO4 : Ba2+ + SO42- → BaSO4. Avec le chlorure de sodium, rien ne se passe. (On peut aussi utiliser le nitrate d'argent : précipité blanc noircissant seulement avec le chlorure de sodium.)
5Exercice 5
(Type BEPC) On dispose de 40 mL d'une solution de chlorure de cuivre II (CuCl2) de concentration 0,050 mol/L. On donne : Cu = 63,5 ; Cl = 35,5 ; O = 16 ; H = 1 ; Ag = 108.
a) Écris l'équation de dissolution de CuCl2 et calcule la quantité de chaque ion dans les 40 mL.
b) On verse de la soude en excès dans la moitié de la solution. Qu'observe-t-on ? Écris l'équation et calcule la masse du précipité.
c) On verse du nitrate d'argent en excès dans l'autre moitié. Qu'observe-t-on ? Écris l'équation et calcule la masse du précipité.
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a) CuCl2 → Cu2+ + 2Cl^-.
n(CuCl2) = C × V = 0,050 × 0,040 = 0,0020 mol.
n(Cu2+) = 0,0020 mol ; n(Cl^-) = 2 × 0,0020 = 0,0040 mol.
b) On observe un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre II : Cu2+ + 2OH^- → Cu(OH)2.
La moitié de la solution contient n(Cu2+) = 0,0010 mol, donc n(Cu(OH)2) = 0,0010 mol.
M(Cu(OH)2) = 63,5 + 2 × 17 = 97,5 g/mol ; m = 0,0010 × 97,5 = 0,0975 g, soit environ 0,098 g.
c) On observe un précipité blanc de chlorure d'argent, qui noircit à la lumière : Ag^+ + Cl^- → AgCl.
La moitié contient n(Cl^-) = 0,0020 mol, donc n(AgCl) = 0,0020 mol.
M(AgCl) = 108 + 35,5 = 143,5 g/mol ; m = 0,0020 × 143,5 = 0,287 g.
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6Je vérifie
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