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Cours : Chimie en secondaire > Chapitre 2

Leçon 6: Introduction aux réactions chimiques

Équations moléculaire, ionique complète et ionique réduite (ou ionique nette)

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, son équation peut être écrite de plusieurs façons, plus ou moins détaillées. En fonction de ce qu'on cherche à analyser, on écrira soit l'équation moléculaire, soit l'équation ionique complète, soit l'équation ionique réduite.

Définitions : équation moléculaire, ionique complète et ionique réduite

Une équation moléculaire est parfois simplement appelée équation bilan équilibrée. Dans une équation moléculaire, chaque composé ionique ou acide est représenté par la formule brute correspondant à un composé neutre. L'état de chaque substance est indiqué entre parenthèses, après la formule brute.

Prenons la réaction entre

{AgNO}_{3}

NaCl

. Quand on mélange des solutions aqueuses de

{AgNO}_{3}

et de

NaCl

, de l'

AgCl

solide est formé, et du

{NaNO}_{3}

se trouve dans la solution, à l'état dissout. Sachant cela, on peut écrire l'équation moléculaire équilibrée suivante :

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

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

\begin{aligned} t e x t N a C l \end{aligned}

, d'

\begin{aligned} t e x t {A g N O}_{3} \end{aligned}

ou de

\begin{aligned} t e x t {N a N O}_{3} \end{aligned}

. En effet :

\begin{aligned} t e x t N a C l \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {A g N O}_{3} \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {N a N O}_{3} \end{aligned}

sont des composés ioniques solubles dans l'eau, et se dissocient donc sous forme d'ions. Par exemple, chaque cristal élémentaire de

\begin{aligned} t e x t N a C l \end{aligned}

sera dissocié en un ion

\begin{aligned} t e x t {N a}^{+} \end{aligned}

et un ion

\begin{aligned} t e x t {C l}^{-} \end{aligned}

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

Si vous n'avez pas encore appris les règles de solubilité (ou si vous avez besoin d'un bref rappel) :

Tous les sels de sodium, de potassium, d'ammonium et de nitrate sont solubles dans l'eau.
La plupart des sels de chlore, de brome et d'iode sont solubles dans l'eau (sauf ceux contenant ${Ag}^{+}$ ‍, ${Hg}_{2}^{2 +}$ ‍ ou ${Pb}^{2 +}$ ‍).

Si vous n'êtes pas certain de savoir séparer un composé ionique soluble en cation(s) et anion(s), vous pouvez lire cet article sur les ions polyatomiques courants.

Le chlorure de sodium est décomposé en ions sodium et chlorure dans l'eau, et ces ions sont hydratés par les molécules polaires d'eau. Crédit image :"Salts: Figure 1" par OpenStax Anatomy and Physiology, CC BY 4.0.

En se basant sur l'équation moléculaire, on peut facilement obtenir l'équation ionique complète, et écrire les composés ioniques sous forme d'ions dissociés.

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

Notez bien qu'on a conservé la représentation du produit

\begin{aligned} t e x t A g C l (s) \end{aligned}

, puisque ce composé est insoluble dans l'eau. En règle générale, dans une équation ionique complète, on écrit sous forme d'ions dissociés les composés ioniques solubles, les acides forts et les bases fortes. Par contre, pour les sels insolubles et les acides faibles, très peu dissociés dans l'eau, c'est la formule brute neutre qu'on utilise dans l'équation moléculaire.

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

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

{Na}^{+} (a q)

, à la fois dans les réactifs et dans les produits de la réaction. Les espèces ioniques qui ne sont pas transformées au cours d'une réaction sont appelées ions spectateurs. Comme dans une équation mathématique où l'on peut supprimer un terme qui apparaît dans les deux membres, on peut supprimer les ions spectateurs, puisqu'ils apparaissent des deux côtés de la flèche de réaction :

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

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

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

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

\begin{aligned} t e x t {A g}^{+} \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {C l}^{-} \end{aligned}

en solution, mais elle ne donne pas la source de ces ions. L'équation ionique complète, elle, fournit des informations sur tous les ions présents en solution au cours de la réaction, tandis que l'équation moléculaire nous renseigne sur les composés ioniques dont sont issus les ions

\begin{aligned} t e x t {A g}^{+} \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {C l}^{-} \end{aligned}

Conseil pour les exercices : par convention, l'équation ionique réduite doit être écrite avec les coefficients stœchiométriques sous forme de nombres entiers les plus petits possibles. Ainsi, il faudra parfois diviser, en dernière étape, tous les coefficients stœchiométriques par un facteur commun, afin d'obtenir la version finale de l'équation ionique réduite.

À retenir

Une équation ionique réduite montre seulement les espèces chimiques 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 forces des acides et des bases pour réécrire l'équation en équation ionique complète, en faisant apparaître les ions qui constituent les composés ioniques dissous dans l'eau.
Identifier et éliminer les ions spectateurs (ceux qui apparaissent des deux côtés de l'équation).

Attributions :

Cet article a été adapté à partir de l’article suivant :

"Writing and Balancing Chemical Equations" from OpenStax Chemistry, CC-BY-NC-SA 4.0

L'article modifié est distribué sous licence CC-BY-NC-SA 4.0.

Autres références :

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Net Ionic Equations. In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (9th ed., pp. 112-114). Stamford, CT: Cengage Learning.

À vous de jouer !

L'acide sulfurique,

\begin{aligned} t e x t H_{2} \\ t e x t {S O}_{4} (a q) \end{aligned}

, est un acide fort qui se dissocie complètement en solution aqueuse en ions

\begin{aligned} t e x t H^{+} \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {S O}_{4}^{2 -} \end{aligned}

. L'hydroxyde de sodium,

\begin{aligned} t e x t N a O H (a q) \end{aligned}

, est une base forte qui se dissocie complètement en solution aqueuse en

\begin{aligned} t e x t {N a}^{+} \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t {O H}^{-} \end{aligned}

. Lorsqu'on mélange

\begin{aligned} t e x t H_{2} \\ t e x t {S O}_{4} (a q) \end{aligned}

\begin{aligned} t e x t N a O H (a q) \end{aligned}

, on obtient de l'eau et du sulfate de sodium soluble,

\begin{aligned} t e x t {N a}_{2} \\ t e x t {S O}_{4} (a q) \end{aligned}

. Voici l'équation moléculaire de cette réaction :

H_{2} SO_{4} (a q) + 2 NaOH (a q) \to 2 H_{2} O (l) + Na_{2} SO_{4} (a q)

Quelle est l'équation ionique réduite de la réaction entre $\begin{aligned} t e x t H_{2} \\ t e x t {S O}_{4} (a q) \end{aligned}$ ‍ et $\begin{aligned} t e x t N a O H (a q) \end{aligned}$ ‍ ?

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oregagauthier
Posté il y a il y a 5 ans. Lien direct vers le message de oregagauthier «comment connaitre les mét ... »
comment connaitre les méthodes de protection des objets contre la rouille
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