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Chimie

Cours : Chimie > Chapitre 3

Leçon 5: Différents types de réactions chimiques

Équation moléculaire, ionique complète ou ionique nette

Comment écrire l'équation ionique complète et l'équation ionique réduite d'une réaction à partir de l'équation bilan moléculaire

Introduction

En tant qu'étudiant en chimie assidu, vous allez rencontrer des tas de réactions qui ont lieu dans l'eau, ou peut être que vous êtes ici car vous êtes déjà perdu parmi celles-ci ! Lorsqu'une réaction met en jeu des ions, l'équation bilan peut être écrite de plusieurs façons plus ou moins détaillées. En fonction de la partie de la réaction à laquelle on s'intéresse, on écrira soit l'équation moléculaire, soit l'équation ionique complète, soit l'équation ionique réduite.

[Dans quel cas les utilise-t-on ?]

Définitions : équation moléculaire, ionique complète et ionique réduite

Les équations moléculaires sont parfois simplement appelées équations bilan équilibrées. Dans une équation moléculaire, l'ensemble des composés ioniques et des acides sont représentés par leurs formules brutes correspondant à des composés neutres. L'état de chaque substance est indiqué entre parenthèses après la formule brute.

[Hein ?]

Soit l'exemple de la réaction qui a lieu lorsqu'on mélange une solution aqueuse de

NaCl

et une solution aqueuse de

{AgNO}_{3}

. On écrit les réactifs du côté gauche de la flèche de réaction :

NaCl (a q)

{AgNO}_{3} (a q)

. La réaction produit

{NaNO}_{3} (a q)

AgCl (s)

. On en déduit l'équation moléculaire de la réaction en veillant à bien équilibrer l'équation bilan !

[De quel type de réaction s'agit-il ?]

NaCl (a q) + {AgNO}_{3} (a q) \to {NaNO}_{3} (a q) + AgCl (s)

Si on parvenait à zoomer sur le contenu du bécher où a lieu la réaction, on ne trouverait pas de molécules de

NaCl

, d'

{AgNO}_{3}

ou de

{NaNO}_{3}

. En effet,

NaCl

{AgNO}_{3}

{NaNO}_{3}

sont des composés ioniques solubles et ils se dissocient dans l'eau en leurs ions correspondants. Par exemple, chaque cristal de

NaCl

sera dissocié en un ion

{Na}^{+}

et un ion

{Cl}^{-}

; ces ions sont stabilisés par des interactions ion-dipôle avec les molécules d'eau environnantes.

[Je ne comprends pas !]

Figure 1. Schéma d'un cristal de chlorure de sodium à côté d'ions chlorure et sodium provenant de la dissociation du composé ionique dans l'eau. Chaque ion est entouré de molécules d'eau polaires. Image provenant de "Salts", par OpenStax Anatomy and Physiology, CC-BY-NC-SA 4.0.

Lorsqu'on écrit les composés ioniques solubles sous la forme d'ions dissociés, on obtient l'équation ionique complète, aussi appelée équation ionique :

{Na}^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q) + {Ag}^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q) + AgCl (s)

On remarque qu'on a conservé la représentation du produit

AgCl (s)

puisque ce composé est insoluble dans l'eau. En règle générale, les composés ioniques solubles, les acides forts et les bases fortes sont représentés sous la forme d'ions dissociés dans une équation ionique complète. A l'opposé, on écrit la formule brute neutre des sels insolubles et des acides faibles, puisqu'ils ne sont que très peu dissociés dans l'eau.

En regardant de plus près cette équation ionique complète, on s'aperçoit qu'on retrouve

{Na}^{+} (a q)

{NO}_{3}^{-} (a q)

de chaque côté de la flèche de réaction. Les espèces ioniques, telles que

{Na}^{+} (a q)

{NO}_{3}^{-} (a q)

, qui ne réagissent pas au cours d'une réaction sont appelées ions spectateurs. Par analogie avec une équation mathématique où on peut supprimer un terme qui apparaît de chaque côté, on peut supprimer les ions spectateurs de l'équation ionique complète puisqu'ils apparaissent de chaque côté de l'équation :

{Na}^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q) + {Ag}^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q) + AgCl (s)

On obtient alors l'équation ionique réduite, qui comporte seulement les espèces engagées dans la réaction chimique :

{Cl}^{-} (a q) + {Ag}^{+} (a q) \to AgCl (s)

L'équation ionique réduite indique que le chlorure d'argent solide peut être produit à partir des ions

{Cl}^{-}

{Ag}^{+}

qui se trouvent en solution, mais elle ne donne pas la source de ces ions. En comparaison, l'équation ionique complète fournit des informations sur les ions présents en solution au cours de la réaction, et l'équation moléculaire donne les composés ioniques dont sont issus les ions

{Cl}^{-}

{Ag}^{+}

Conseil pour les exercices : Par convention, on écrit l'équation ionique réduite avec les coefficients stœchiométriques exprimés sous la forme de plus petits nombres entiers possibles. Cela veut dire qu'il faudra parfois diviser, en dernière étape, tous les coefficients stœchiométriques par un dénominateur commun, afin d'obtenir la version finale de l'équation ionique réduite.

À retenir

Une équation ionique réduite montre seulement les espèces chimiques qui sont engagées dans la réaction, alors que l'équation ionique complète comporte également les ions spectateurs. On peut écrire l'équation ionique réduite en suivant les étapes suivantes :

Écrire l'équation moléculaire équilibrée, en incluant l'état de chaque substance.
Utiliser ses connaissances des règles de solubilité, des acides forts et des bases fortes pour réécrire l'équation en équation ionique complète faisant apparaître les composés qui sont dissociés en ions.
[Je n'ai pas encore étudié les acides forts et les bases fortes !]
Supprimer les ions spectateurs qui apparaissent de chaque côté de l'équation pour obtenir l'équation ionique réduite.
[Comment vérifier le résultat ?]

[Sources et références]