Équations de réaction avec des ions

Indique la nature de l’espèce demandée : atome, molécule, ion ou solide ionique.

1. Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb : l’espèce Pb, qui se dépose sur le zinc, est un .
   Pb est le symbole du plomb, sans charge : c’est un atome de métal.
2. Ba²⁺ + CO₃²⁻ → BaCO₃ : l’espèce BaCO₃ est un .
   Un solide ionique : il contient des ions Ba²⁺ et CO₃²⁻, en nombres égaux, et s’écrit sans charge.
3. SO₂ + 2 HO⁻ → SO₃²⁻ + H₂O : l’espèce SO₂ est une .
   SO₂ (dioxyde de soufre) est une molécule : des atomes liés, sans charge.
4. Zn + Ni²⁺ → Zn²⁺ + Ni : l’espèce Ni²⁺ est un .
   Ni²⁺ porte une charge : c’est un ion (un cation, l’ion nickel).

On mélange deux solutions ; un précipité se forme. Complète.

1. Chlorure de fer (II) (Fe²⁺ + 2 Cl⁻) et soude (Na⁺ + HO⁻) : un précipité vert se forme. Sa formule est .
   Les ions Fe²⁺ et HO⁻ forment l’hydroxyde de fer (II) Fe(OH)₂ : Fe²⁺ + 2 HO⁻ → Fe(OH)₂.
2. Dans ce même mélange, les ions spectateurs sont Na⁺ et .
   Les ions chlorure Cl⁻ ne réagissent pas, comme les ions Na⁺.
3. Carbonate de sodium (2 Na⁺ + CO₃²⁻) et chlorure de calcium (Ca²⁺ + 2 Cl⁻) : un précipité blanc de carbonate de calcium se forme. Les ions qui réagissent sont Ca²⁺ et .
   Le précipité CaCO₃ est fait d’ions calcium et d’ions carbonate CO₃²⁻ : Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃.
4. Dans ce mélange, nombre de sortes d’ions spectateurs :
   2 : les ions Na⁺ et les ions Cl⁻.

Lis l’équation, puis complète.

1. On chauffe du chlorure d’ammonium (NH₄⁺ + Cl⁻) avec de la soude (Na⁺ + HO⁻) : un gaz à l’odeur piquante, l’ammoniac, se dégage. NH₄⁺ + HO⁻ → NH₃ + H₂O. Formule de la molécule de gaz :
   L’ammoniac NH₃, écrit à droite de la flèche : il apparaît.
2. Dans cette réaction, l’ion apporté par la soude qui est consommé :
   L’ion hydroxyde HO⁻, écrit à gauche ; l’ion Na⁺ est spectateur.
3. On fait barboter du dichlore dans une solution d’iodure de potassium (K⁺ + I⁻), qui brunit : Cl₂ + 2 I⁻ → 2 Cl⁻ + I₂. Ion qui se forme :
   Les ions chlorure Cl⁻ apparaissent ; le diiode I₂ formé colore la solution en brun.
4. Dans ce mélange, l’ion spectateur est l’ion .
   L’ion potassium K⁺ n’apparaît pas dans l’équation : il ne réagit pas.

Calcule la charge totale (écris le signe quand elle n’est pas nulle).

1. 3 Cu²⁺ :
   $3\times (+2)=+6$.
2. 2 PO₄³⁻ :
   $2\times (-3)=-6$.
3. Fe³⁺ + 2 HO⁻ :
   3 charges + et 2 charges − : il reste +1.
4. 2 H⁺ + SO₄²⁻ :
   2 charges + et 2 charges − : 0.

Compte, puis complète.

1. Mg + Cu²⁺ → Mg²⁺ + Cu : charge totale à gauche :
   Seul l’ion Cu²⁺ est chargé : +2 (et +2 à droite avec Mg²⁺).
2. Pb²⁺ + 2 Cl⁻ → PbCl₂ : charge totale à gauche :
   2 charges + et 2 × 1 = 2 charges − : 0, comme le solide PbCl₂.
3. Fe(OH)₃ + 3 H⁺ → Fe³⁺ + 3 H₂O : nombre d’atomes d’hydrogène de chaque côté :
   À gauche, 3 + 3 = 6 ; à droite, $3\times 2=6$ : 6.
4. Cu(OH)₂ + 2 H⁺ → Cu²⁺ + 2 H₂O : charge totale à droite :
   L’ion Cu²⁺ porte +2 ; l’eau n’est pas chargée. À gauche aussi : 2 ions H⁺.

Ces équations ne sont pas ajustées. Écris ce qui n’est pas conservé : « les atomes », « la charge » ou « les deux ».

1. Fe²⁺ + Cl₂ → Fe³⁺ + 2 Cl⁻ :
   Fe 1 et 1, Cl 2 et 2 : les atomes vont. Charge +2 à gauche, +3 − 2 = +1 à droite : la charge n’est pas conservée.
2. Fe³⁺ + 2 HO⁻ → Fe(OH)₃ :
   O : 2 à gauche, 3 à droite ; charge +1 à gauche, 0 à droite : les deux.
3. Cl₂ + I⁻ → Cl⁻ + I₂ :
   Cl : 2 et 1 ; I : 1 et 2. La charge vaut −1 de chaque côté : seuls les atomes ne sont pas conservés.
4. Al + 3 H⁺ → Al³⁺ + H₂ :
   Charge +3 de chaque côté, mais H : 3 à gauche, 2 à droite : les atomes.
5. CO₃²⁻ + H⁺ → H₂O + CO₂ :
   H : 1 et 2 ; charge −1 à gauche, 0 à droite : les deux.

Complète le coefficient manquant.

1. Zn²⁺ + HO⁻ → Zn(OH)₂
   Zn(OH)₂ contient 2 O et 2 H : 2 ions HO⁻. Charge : +2 et 2 charges −, soit 0.
2. Al + Ag⁺ → Al³⁺ + 3 Ag
   3 atomes Ag à droite, donc 3 ions Ag⁺ : charge +3 des deux côtés.
3. ZnO + H⁺ → Zn²⁺ + H₂O
   H₂O contient 2 H : 2 ions H⁺ ; charge +2 des deux côtés.
4. Cl₂ + 2 Br⁻ → Cl⁻ + Br₂
   Cl₂ apporte 2 atomes de chlore : 2 ions Cl⁻ ; charge −2 des deux côtés.

Complète les coefficients manquants ; écris 1 quand le coefficient vaut 1 (dans l’équation finale, on ne l’écrit pas).

1. Ca(OH)₂ + H⁺ → Ca²⁺ + H₂O
   Charge +2 à droite : 2 H⁺. O : 2 à gauche, donc 2 H₂O ; H : 2 + 2 = 4 et $2\times 2=4$.
2. CO₂ + HO⁻ → CO₃²⁻ + H₂O
   Charge −2 à droite : 2 HO⁻. H : 2 à gauche, donc 1 H₂O ; O : 2 + 2 = 4 et 3 + 1 = 4.
3. Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄
   Ag₃PO₄ contient 3 atomes d’argent : 3 ions Ag⁺ ; charge : +3 et −3, soit 0.

Ajuste en complétant tous les coefficients (écris 1 quand il vaut 1).

1. Eau oxygénée et ions fer (II) : Fe²⁺ + H₂O₂ + H⁺ → Fe³⁺ + H₂O
   O : 2 dans H₂O₂, donc 2 H₂O ; H : 4 à droite, 2 dans H₂O₂, donc 2 H⁺. Charge avec 1 Fe²⁺ et 1 Fe³⁺ : +2 + 2 = +4 à gauche, +3 à droite. Avec 2 Fe²⁺ et 2 Fe³⁺ : 2 × 2 + 2 = 6 à gauche, 2 × 3 = 6 à droite. 2 Fe²⁺ + H₂O₂ + 2 H⁺ → 2 Fe³⁺ + 2 H₂O.
2. Al + H⁺ → Al³⁺ + H₂
   Un Al³⁺ demande 3 H⁺, qui donnent 1,5 H₂ : je double. 2 Al + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂ ; charge : +6 et $2\times 3=6$ ; H : 6 et $3\times 2=6$.
3. Ca + H₂O → Ca²⁺ + HO⁻ + H₂
   Ca²⁺ demande 2 HO⁻ (charge 0), donc 2 H₂O pour l’oxygène ; H : 4 = 2 + 2 avec 1 H₂. Ca + 2 H₂O → Ca²⁺ + 2 HO⁻ + H₂.

Lis les coefficients, puis complète.

1. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag : nombre d’ions Ag⁺ consommés par atome de magnésium :
   2 ions Ag⁺ pour 1 atome Mg.
2. CO₃²⁻ + 2 H⁺ → H₂O + CO₂ : nombre de molécules d’eau formées par ion carbonate :
   1 molécule d’eau (coefficient 1, non écrit).
3. Ca²⁺ + 2 F⁻ → CaF₂ : nombre d’ions calcium qui réagissent avec 2 ions fluorure :
   1 ion Ca²⁺ pour 2 ions F⁻.

Calcule.

1. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag : 1 500 atomes de magnésium consomment ions Ag⁺.
   $1500\times 2=3000$ ions Ag⁺.
2. Ca²⁺ + 2 F⁻ → CaF₂ : 900 ions calcium réagissent avec ions fluorure.
   $900\times 2=1800$ ions F⁻.
3. CO₃²⁻ + 2 H⁺ → H₂O + CO₂ : quand 2 400 ions H⁺ sont consommés, il se forme molécules de CO₂.
   2 H⁺ pour 1 CO₂ : $2400÷2=1200$.

Qui s’épuise ? Calcule.

1. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag : on met 3 400 atomes de magnésium et 5 200 ions Ag⁺. Atomes de magnésium restants à la fin :
   Il faudrait $3400\times 2=6800$ ions Ag⁺ : ils s’épuisent. $5200÷2=2600$ atomes Mg réagissent ; il en reste $3400-2600=800$.
2. CO₃²⁻ + 2 H⁺ → H₂O + CO₂ : 3 000 ions carbonate et 5 000 ions H⁺. Molécules de CO₂ formées :
   Il faudrait $3000\times 2=6000$ ions H⁺ : ce sont eux qui s’épuisent. $5000÷2=2500$ molécules de CO₂.
3. Ca²⁺ + 2 F⁻ → CaF₂ : 700 ions calcium et 1 200 ions fluorure. Formule de l’ion épuisé :
   Il faudrait $700\times 2=1400$ ions F⁻ : il n’y en a que 1 200, les ions F⁻ s’épuisent.
4. Même mélange : ions calcium restants à la fin :
   $1200÷2=600$ ions Ca²⁺ réagissent : il en reste $700-600=100$.

Complète.

1. Quand un atome de fer devient un ion Fe²⁺, il perd 2 .
   Il perd 2 électrons ; son noyau ne change pas.
2. Un électron est environ fois plus léger qu’un proton.
   Environ 1 800 fois : la masse d’un ion est pratiquement celle de son atome.
3. De la poudre de magnésium est attaquée par un acide dans un bécher ouvert posé sur une balance : la masse affichée (augmente, diminue ou ne change pas).
   Elle diminue : le dihydrogène formé s’échappe du bécher.
4. On mélange deux solutions dans un bécher ouvert ; un précipité se forme, sans dégagement de gaz. La masse totale (augmente, diminue ou ne change pas).
   Elle ne change pas : rien n’entre ni ne sort, les atomes se conservent.

Calcule avec la donnée de référence.

1. Ag⁺ + I⁻ → AgI. Donnée : 127 g d’ions iodure donnent 235 g d’iodure d’argent. Masse de précipité obtenue avec 0,254 g d’ions iodure : g
   $0,254\times 235÷127=0,47$ g.
2. Ba²⁺ + CO₃²⁻ → BaCO₃. Donnée : 60 g d’ions carbonate donnent 197 g de carbonate de baryum. Masse de précipité obtenue avec 0,12 g d’ions carbonate, arrondie au centième : g
   $0,12\times 197÷60=0,394$, soit environ 0,39 g.
3. Mg + 2 H⁺ → Mg²⁺ + H₂. Donnée : 24 g de magnésium libèrent 2 g de dihydrogène. Masse de dihydrogène libérée par 0,36 g de magnésium : g
   $0,36\times 2÷24=0,03$ g.

Raisonne, puis calcule.

1. Un bécher ouvert contenant de l’acide chlorhydrique en excès et un ruban de magnésium de 0,60 g pèse 120,50 g. Le ruban disparaît entièrement (24 g de magnésium libèrent 2 g de dihydrogène). Masse affichée à la fin : g
   Dihydrogène parti : $0,60\times 2÷24=0,05$ g. Masse finale : $120,50-0,05=120,45$ g. Le magnésium, lui, est resté dans le bécher sous forme d’ions Mg²⁺.
2. On verse du nitrate d’argent en excès dans 20,0 mL de l’eau saumâtre d’un forage : Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl. Le précipité sec pèse 0,287 g. Donnée : 35,5 g d’ions chlorure donnent 143,5 g de chlorure d’argent. Masse d’ions chlorure dans les 20,0 mL : g
   $0,287\times 35,5÷143,5=0,071$ g.
3. Même eau : masse d’ions chlorure dans 1 L : g
   1 L = 1 000 mL, soit 50 fois 20,0 mL : $0,071\times 50=3,55$ g.