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7.6 : Réactions de précipitation : réactions en solution aqueuse qui forment un solide


Une réaction de précipitation typique se produit lorsqu'une solution aqueuse de chlorure de baryum est mélangée à une solution contenant du sulfate de sodium. le équation chimique complète peut être écrit pour décrire ce qui se passe, et une telle équation est utile pour faire des calculs chimiques.

[underbrace{ce{BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) -> BaSO4(s) + 2NaCl(aq)}}_{ ext{Complete Chemical Equation}}label{1}]

Cependant, l'équation ( ef{1}) ne représente pas vraiment les particules microscopiques (c'est-à-dire les ions) présentes dans la solution. Voici l'équation ionique complète :

[ underbrace{ce{Ba^{2+}(aq) + overbrace{2Cl^{-}(aq)}^{spectateur} + overbrace{2Na^{+}(aq)}^{spectateur } + SO4^{2-}(aq) -> BaSO4(s) + overbrace{2Na^{+}(aq)}^{spectateur} + overbrace{Cl^{-}(aq)}}^{ ext{spectateur}}}_{ ext{Équation ionique complète}}label{2}]

L'équation ( ef{2}) est assez lourde et comprend tellement d'ions différents qu'elle peut prêter à confusion. Dans tous les cas, nous nous intéressons souvent au comportement indépendant des ions, et non au composé spécifique dont ils sont issus. Un précipité de (ce{BaSO4(s)}) se formera lorsque quelconque solution contenant (ce{Ba^{2+}(aq)}) est mélangée avec quelconque solution contenant (ce{SO4^{2–}(aq)}) (à condition que les concentrations ne soient pas extrêmement faibles). Cela se produit indépendamment des ions (ce{Cl^{–}(aq)}) et (ce{Na^+(aq)}) dans l'équation ( ef{2}). Ces ions sont appelés ions spectateurs car ils ne participent pas à la réaction. Lorsque nous voulons souligner le comportement indépendant des ions, un équation ionique nette est écrit, en omettant les ions spectateurs. Pour la précipitation de (ce{BaSO_4}) l'équation ionique nette est

[underbrace{ce{Ba^{2+}(aq) + SO4^{2-}(aq) -> BaSO4(s)}}_{ ext{Net Ionic Equation}} label{3} ]

Exemple (PageIndex{1})

  1. Lorsqu'une solution de (ce{AgNO3}) est ajoutée à une solution de (ce{CaCl2}), l'insoluble (ce{AgCl}) précipite. Écrivez trois équations (équation chimique complète, équation ionique complète et équation ionique nette) qui décrivent ce processus.
  2. Écrivez l'équation ionique nette équilibrée pour décrire toute réaction qui se produit lorsque les solutions de (ce{Na2SO4}) et (ce{NH4I}) sont mélangées.

Solution

Type d'équationExemple (PageIndex{1a})Exemple (PageIndex{1b})
Équation chimique complète

(ce{2AgNO3(aq) + CaCl2(aq) ->} ce{2AgCl(s) + Ca(NO3)2(aq)})

Les états et formules appropriés de tous les produits sont écrits et l'équation chimique est équilibrée.

(ce{Na2SO4(aq) + NH4I2(aq) ->} ce{2NaI(aq) + (NH4)2SO4(aq)})

Les deux produits sont aqueux, il n'y a donc pas d'équation ionique nette qui puisse être écrite.

Équation ionique complète

(ce{2Ag^+(aq) + 2NO3^{-}(aq) + Ca^{2+}(aq) + Cl^{-}(aq) -> } ce{2AgCl(s ) + Ca^{2+}(aq) + 2NO3^{-}(aq)})

AgCl est un solide, il ne se décompose donc pas en ions en solution.

Équation ionique nette

(ce{Ag^+(aq) + Cl^{-} (aq) -> AgCl(s)})

Tous les ions spectateurs sont supprimés.

(ce{NaI}) et (ce{(NH4)2SO4}) sont tous deux solubles.

Pas d'équation ionique nette

L'apparition ou non de précipités peut être utilisée pour détecter la présence ou l'absence de diverses espèces en solution. Une solution (ce{BaCl2}), par exemple, est souvent utilisée comme test pour la présence d'ions (ce{SO4^{2–}(aq)}). Il existe plusieurs sels insolubles de (ce{Ba}), mais ils se dissolvent tous dans l'acide dilué à l'exception de (ce{BaSO4}). Ainsi, si la solution (ce{BaCl2}) est ajoutée à une solution inconnue préalablement acidifiée, l'apparition d'un précipité blanc est la preuve de la présence de la (ce{SO4^{2–}} ) ion.

Figure (PageIndex{1}) : Les trois précipités d'halogénure d'argent courants : (ce{AgI}), (ce{AgBr}) et (ce{AgCl}) (de gauche à droite). Les halogénures d'argent précipitent hors de la solution, mais forment souvent des suspensions avant de décanter. (CC BY-SA 3.0; Cychr).

Les solutions (ce{AgNO3}) sont souvent utilisées de la même manière pour tester les ions halogénures. Si la solution (ce{AgNO3}) est ajoutée à une solution inconnue acidifiée, un précipité blanc indique la présence d'ions (ce{Cl^{–}}), un précipité de couleur crème indique la présence de (ce{Br^{–}}) et un précipité jaune indique la présence d'ions (ce{I^{–}}) (Figure (PageIndex{1})). D'autres tests peuvent alors être effectués pour voir si peut-être un mélange de ces ions est présent. Lorsque (ce{AgNO_3}) est ajouté à l'eau du robinet, un précipité blanc se forme presque toujours. Les ions (ce{Cl^{–}}) dans l'eau du robinet proviennent généralement des (ce{Cl2}) qui sont ajoutés aux approvisionnements en eau municipale pour tuer les micro-organismes.

Exercice (PageIndex{1})

Écrivez des équations ioniques nettes équilibrées pour décrire toute réaction qui se produit lorsque les solutions suivantes sont mélangées.

  1. (ce{K2CO3 + SrCl2})
  2. (ce{FeSO4 + Ba(NO3)2 })
Répondre à un
[ce{Sr^{2+}(aq) + CO3^{2-} (aq) -> SrCO3 (s)} onumber]
Réponse b
[ce{Ba^{2+}(aq) + SO4^{2-} (aq) -> Ba(SO4) (s)} onumber]

Les précipités sont également utilisés pour l'analyse quantitative des solutions, c'est-à-dire pour déterminer la quantité de soluté ou la masse de soluté dans une solution donnée. A cette fin, il est souvent pratique d'utiliser le premier des trois types d'équations décrits ci-dessus. Ensuite, les règles de la stoechiométrie peuvent être appliquées.

Cotisations et attributions


Voir la vidéo: pH of a Weak Acid (Octobre 2021).