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Équations de réaction avec des ions
Lire une équation qui contient des ions et repérer les ions spectateurs ; vérifier qu’elle conserve les atomes et la charge ; l’ajuster ; lire ses coefficients pour compter les ions qui réagissent ; faire un bilan de masse.
À propos de cette page
Les ions dans une équation : lire et repérer les spectateurs
En 4e, tu as écrit et ajusté des équations avec des atomes et des molécules (Équation de réaction : écrire et ajuster (4e)). En 3e, des ions entrent dans les équations.
• Une solution ionique s’écrit avec ses ions : la soude (Na⁺ + HO⁻), le sulfate de cuivre (Cu²⁺ + SO₄²⁻). Quand on mélange deux solutions, seuls certains ions réagissent ; les autres restent dans la solution sans changer : ce sont des ions spectateurs. On ne les écrit pas dans l’équation.
• Pour écrire l’équation : je liste les ions de chaque solution, je repère ce qui se forme d’après les observations (précipité, gaz, dépôt de métal), puis je ne garde que les espèces qui réagissent et celles qui se forment.
• Lire une équation, c’est dire quelles espèces disparaissent (à gauche de la flèche), lesquelles apparaissent (à droite), et dans quelles proportions (cas 4).
De la soude dans du sulfate de cuivre. On verse de la soude (Na⁺ + HO⁻) dans une solution bleue de sulfate de cuivre (Cu²⁺ + SO₄²⁻) : un précipité bleu se forme. Il est fait d’ions cuivre et d’ions hydroxyde : Cu²⁺ + 2 HO⁻ → Cu(OH)₂. Les ions Na⁺ et SO₄²⁻ sont spectateurs (figure).
Le test de l’eau de chaux. L’eau de chaux est une solution d’hydroxyde de calcium (Ca²⁺ + 2 HO⁻). Le dioxyde de carbone la trouble : CO₂ + Ca²⁺ + 2 HO⁻ → CaCO₃ + H₂O. À gauche, une molécule (CO₂) et deux sortes d’ions disparaissent ; à droite apparaissent un solide ionique, le carbonate de calcium (le trouble blanc), et une molécule d’eau. Ici, aucun ion n’est spectateur.
Réflexe — je classe chaque espèce (atome, molécule, ion, solide ionique) ; je liste les ions de chaque solution et je mets de côté ceux qui se retrouvent inchangés à la fin : ce sont les spectateurs.
Attention — un solide ionique comme Cu(OH)₂ s’écrit sans charge : ce n’est pas un ion. Et un ion spectateur n’a pas disparu : il est toujours dans la solution, il ne réagit simplement pas.
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Une équation ajustée conserve les atomes et les charges
• Charge totale d’un côté de l’équation : pour chaque ion, coefficient × charge, puis j’additionne en tenant compte des signes. Les atomes, les molécules et les solides ioniques ont une charge nulle.
• Une équation avec des ions est ajustée si, pour chaque élément, il y a le même nombre d’atomes des deux côtés, et si la charge totale est la même des deux côtés (avec les plus petits coefficients entiers).
| À gauche : Fe₂O₃ + 6 H⁺ | À droite : 2 Fe³⁺ + 3 H₂O | |
|---|---|---|
| Fe (fer) | 1 × 2 = 2 | 2 × 1 = 2 |
| O (oxygène) | 1 × 3 = 3 | 3 × 1 = 3 |
| H (hydrogène) | 6 × 1 = 6 | 3 × 2 = 6 |
| charge totale | 6 × (+1) = +6 | 2 × (+3) = +6 |
Une équation ajustée. La rouille, de l’oxyde de fer (III) Fe₂O₃, se dissout dans l’acide chlorhydrique : Fe₂O₃ + 6 H⁺ → 2 Fe³⁺ + 3 H₂O. Le tableau ci-dessus montre que le fer, l’oxygène et l’hydrogène sont conservés, et que la charge vaut +6 des deux côtés.
Atomes justes, charges fausses. De la poudre de fer, ajoutée à une solution de chlorure de fer (III), donne des ions fer (II). Un élève écrit Fe + Fe³⁺ → 2 Fe²⁺. Fer : 1 + 1 = 2 à gauche, 2 à droite. Charges : +3 à gauche, mais 2 × (+2) = +4 à droite. L’équation n’est pas ajustée. Il faut écrire Fe + 2 Fe³⁺ → 3 Fe²⁺ : 3 atomes de fer de chaque côté ; 2 × (+3) = +6 à gauche et 3 × (+2) = +6 à droite.
Une charge totale nulle. Mélanger de l’eau de Javel et un détartrant acide dégage du dichlore, un gaz toxique : ClO⁻ + Cl⁻ + 2 H⁺ → Cl₂ + H₂O. À gauche, deux charges − (ClO⁻ et Cl⁻) et deux charges + (les 2 ions H⁺) : la charge totale est nulle ; à droite, il n’y a que des molécules : charge nulle aussi. C’est pour cela qu’on ne mélange jamais ces deux produits.
Réflexe — mon tableau a une ligne par élément, puis une ligne « charge totale » : coefficient × charge de chaque ion, en additionnant avec les signes.
Attention — on compare les charges, pas les nombres d’ions : 6 ions H⁺ d’un côté et 2 ions Fe³⁺ de l’autre portent la même charge, +6. Et une équation dont les atomes sont conservés, mais pas la charge, n’est pas ajustée.
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Ajuster une équation avec des ions
Méthode
1. J’écris les formules exactes des réactifs et des produits, sans les ions spectateurs.
2. J’ajuste les atomes comme en 4e : d’abord un élément présent dans une seule espèce de chaque côté, les corps simples (métal, H₂) en dernier.
3. J’ajuste les charges : souvent, c’est la charge qui donne le coefficient (un ion Fe³⁺ appelle 3 ions HO⁻ pour former un solide neutre ; un atome qui devient un ion 2+ consomme 2 ions H⁺).
4. Je recompte tout le tableau, atomes et charge. S’il faudrait un coefficient non entier, je multiplie tous les coefficients par 2. Je n’écris pas le coefficient 1.
Un précipité couleur rouille. Fe³⁺ + HO⁻ → Fe(OH)₃. À droite, 3 atomes O et 3 atomes H : il faut 3 ions HO⁻. Fe³⁺ + 3 HO⁻ → Fe(OH)₃. Charges : +3 et trois charges −, soit 0 à gauche ; 0 à droite, pour le solide.
Le sodium dans l’eau. Le professeur dépose un grain de sodium dans l’eau : il file à la surface et dégage du dihydrogène ; la solution devient basique. Na + H₂O → Na⁺ + HO⁻ + H₂. Le sodium, l’oxygène et les charges vont (0 de chaque côté), mais l’hydrogène non : 2 atomes à gauche, 1 + 2 = 3 à droite. Avec 1 H₂O, l’ion HO⁻ garde un atome H, il n’en reste qu’un pour la molécule H₂ : il faudrait « ½ H₂ ». Je double tout : 2 Na + 2 H₂O → 2 Na⁺ + 2 HO⁻ + H₂. Vérification : Na 2 et 2 ; O 2 et 2 ; H 4 à gauche, 2 + 2 = 4 à droite ; charges : 0 à gauche, deux charges + et deux charges − à droite, soit 0.
Réflexe — formules exactes ; atomes d’abord, charges ensuite ; je recompte tout ; je double s’il le faut.
Attention — pour « tomber juste », on n’a pas le droit d’écrire Fe²⁺ à la place de Fe³⁺, ni d’inventer un ion comme « H₂⁺ ». Et en recopiant, on n’oublie aucune charge : « HO » sans le signe −, ce n’est plus l’ion hydroxyde.
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Lire les coefficients : combien d’ions ?
• Ces proportions restent vraies pour de grands nombres : je multiplie tous les coefficients par le même nombre (tableau de proportionnalité).
• La réaction s’arrête quand un réactif est épuisé. Pour le trouver, je calcule ce que demanderait la totalité d’un réactif, et je compare avec ce que j’ai de l’autre.
• Les ions spectateurs ne sont pas consommés : leur nombre ne change pas.
| Mg | H⁺ | Mg²⁺ | H₂ | |
|---|---|---|---|---|
| dans l’équation | 1 | 2 | 1 | 1 |
| 500 fois plus | 500 | 1 000 | 500 | 500 |
| 4 500 fois plus | 4 500 | 9 000 | 4 500 | 4 500 |
En nombres. Un ruban de magnésium est attaqué par l’acide chlorhydrique. 4 500 atomes de magnésium réagissent avec 2 × 4 500 = 9 000 ions H⁺ ; il se forme 4 500 ions Mg²⁺ et 4 500 molécules de dihydrogène (tableau ci-dessus).
Qui s’épuise ? On met 6 000 atomes de magnésium avec un acide qui contient 8 000 ions H⁺ et 8 000 ions Cl⁻. Pour 6 000 atomes Mg, il faudrait 2 × 6 000 = 12 000 ions H⁺ : il n’y en a que 8 000, les ions H⁺ s’épuisent. Ils consomment 8 000 ÷ 2 = 4 000 atomes Mg : il reste 6 000 − 4 000 = 2 000 atomes de magnésium ; il s’est formé 4 000 ions Mg²⁺ et 4 000 molécules H₂. Les 8 000 ions Cl⁻, spectateurs, sont toujours là, et la solution reste neutre : 4 000 ions Mg²⁺ portent 2 × 4 000 = 8 000 charges +.
Réflexe — nombre donné ÷ son coefficient = combien de fois l’équation se répète ; je multiplie chaque coefficient par ce nombre.
Attention — le réactif épuisé n’est pas forcément celui qu’on a en plus petit nombre : ici, il y a plus d’ions H⁺ (8 000) que d’atomes Mg (6 000), et ce sont pourtant eux qui manquent, car il en faut 2 par atome. Et les coefficients ne sont pas des masses.
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Bilan de masse d’une réaction avec des ions
• Un métal qui « disparaît » dans une solution n’a pas perdu sa masse : ses atomes sont devenus des ions dissous. La masse d’un récipient ouvert ne change que si un gaz s’échappe (dihydrogène, dioxyde de carbone) ou si l’on retire un solide.
• Pour calculer une masse, on part d’une donnée de référence (des masses qui vont ensemble) et on utilise la proportionnalité : masse cherchée = masse connue × masse de référence cherchée ÷ masse de référence connue.
• Un précipité se récupère par filtration, se sèche et se pèse : sa masse permet de calculer la masse de l’ion qu’il contient. C’est un dosage.
Une lame de zinc dans du sulfate de cuivre. Un bécher ouvert, contenant une solution bleue de sulfate de cuivre et une lame de zinc, est posé sur une balance : 186,40 g. La lame se couvre d’un dépôt de cuivre et la solution pâlit : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Une heure plus tard, la balance affiche toujours 186,40 g : aucun gaz ne s’échappe. Le zinc perdu par la lame est dans la solution, sous forme d’ions Zn²⁺, et le cuivre des ions Cu²⁺ est maintenant sur la lame.
Doser les ions chlorure de l’eau de mer. On verse du nitrate d’argent en excès dans 10,0 mL d’eau de mer : Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl. Le précipité blanc, filtré et séché, pèse 0,78 g. Donnée : 35,5 g d’ions chlorure donnent 143,5 g de chlorure d’argent. Masse d’ions chlorure : 0,78 × 35,5 ÷ 143,5 ≈ 0,193 g dans 10,0 mL, soit environ 19,3 g par litre.
Réflexe — je repère la donnée de référence, je calcule par combien multiplier, puis je multiplie ; et je me demande si un gaz quitte le récipient.
Attention — on ne pèse jamais des ions seuls : on pèse un solide (métal, précipité) ou la solution entière. Et seuls les ions qui réagissent entrent dans le précipité : les ions spectateurs (ici Na⁺ et NO₃⁻) restent dans le filtrat.
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Pour aller plus loin
Revoir. Écrire une équation avec des molécules, l’ajuster, prévoir le réactif limitant : Équation de réaction : écrire et ajuster (4e). Système ouvert ou fermé et masse qui se conserve : Conservation de la masse : les atomes se conservent (4e).
Dans les autres chapitres de 3e. Écrire et nommer les ions, les tests à la soude et au nitrate d’argent : Ions : cations, anions et tests d’identification. Les ions H⁺ et HO⁻ et le pH : pH : solutions acides, neutres et basiques. Ce que fait un acide sur les métaux, le calcaire et les bases : Réactions des acides : métaux, calcaire et neutralisation.
Pour aller plus loin — où passent les électrons ? Dans Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, chaque atome de zinc cède deux électrons à un ion cuivre. Au lycée, on écrit séparément les électrons cédés et gagnés (demi-équations) : c’est l’oxydoréduction (Réactions d’oxydoréduction). On y compte aussi les quantités en moles, ce qui permet de calculer les masses sans donnée de référence.
- Une équation avec des ions ne garde que les espèces qui réagissent et celles qui se forment : atomes, molécules, ions (avec leur charge) et solides ioniques (sans charge) ; les ions spectateurs ne s’écrivent pas.
- Une équation ajustée conserve chaque sorte d’atome et la charge totale (coefficient × charge de chaque ion, additionnés avec les signes).
- Pour ajuster, on place seulement des coefficients, sans jamais changer une formule ni une charge : atomes d’abord, charges ensuite, puis on recompte tout.
- Les coefficients donnent les proportions en atomes, ions et molécules ; le réactif épuisé se trouve en calculant ce que demanderait la totalité de l’autre.
- La masse se conserve : la masse d’un ion est pratiquement celle de son atome ; une masse se calcule par proportionnalité à partir d’une donnée de référence.
Questions fréquentes
Comment écrire une équation de réaction avec des ions ?
Je liste les ions de chaque solution, je repère ce qui se forme (précipité, gaz, dépôt), puis je n’écris que les espèces qui réagissent et celles qui se forment. Par exemple, la soude dans le sulfate de cuivre : Cu²⁺ + 2 HO⁻ → Cu(OH)₂. Les ions Na⁺ et SO₄²⁻, qui ne réagissent pas, sont spectateurs : on ne les écrit pas.
Comment savoir si une équation avec des ions est ajustée ?
Je compte chaque sorte d’atome des deux côtés, puis la charge totale (coefficient × charge de chaque ion, additionnés avec les signes). L’équation est ajustée si les atomes ET la charge sont les mêmes à gauche et à droite. Fe + Fe³⁺ → 2 Fe²⁺ conserve le fer, mais pas la charge (+3 et +4) : il faut écrire Fe + 2 Fe³⁺ → 3 Fe²⁺.
Comment ajuster une équation avec des ions ?
On place des coefficients, sans jamais changer une formule ni une charge. On ajuste d’abord les atomes, en gardant les corps simples pour la fin, puis on vérifie la charge, qui donne souvent le coefficient : Fe³⁺ + 3 HO⁻ → Fe(OH)₃. Si un coefficient n’est pas entier, on double tout.
Que signifient les coefficients d’une équation ?
Ils donnent les proportions en atomes, ions et molécules. Mg + 2 H⁺ → Mg²⁺ + H₂ : un atome de magnésium réagit avec deux ions H⁺. Pour 4 500 atomes de magnésium, il faut 9 000 ions H⁺. Le réactif qui s’épuise le premier arrête la réaction.
La masse se conserve-t-elle quand des ions réagissent ?
Oui. Les atomes se conservent et les électrons échangés ont une masse négligeable : un ion a pratiquement la masse de son atome. Un métal qui se dissout reste dans la solution sous forme d’ions ; la masse d’un récipient ouvert ne diminue que si un gaz s’échappe. Les masses se calculent par proportionnalité avec une donnée de référence.
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