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Paillasse des réactions en solution – précipitation, acide-base, oxydoréduction et équations ioniques nettes

ChimieRéactions et oxydoréduction16–17 ans

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Mélangez deux solutions ioniques parmi quinze, prévoyez le résultat avec les règles de solubilité, puis observez : un précipité coloré, un gaz, une hausse de température ou un changement de couleur. Chaque mélange affiche l’équation complète, l’équation ionique complète et l’équation ionique nette, les ions spectateurs, le produit ionique Q comparé au Ks et le type de réaction : précipitation, dégagement gazeux, acide-base (transfert de protons) ou oxydoréduction (transfert d’électrons, avec les nombres d’oxydation). Filtrez, lavez, séchez et pesez un précipité pour calculer le rendement, et notez chaque mélange dans un tableau de résultats.

Leçon : Réactions des ions en solution : règles de solubilité, précipitation, équations ioniques nettes et types de réactions

Ce qu’elle montre

Quand on mélange deux solutions ioniques, les ions peuvent trouver de nouveaux partenaires. Si une nouvelle association est insoluble, elle se sépare sous forme de précipité ; les règles de solubilité permettent de le prévoir et, pour les sels peu solubles, la comparaison du produit ionique Q avec le produit de solubilité Ks tranche. Les ions qui restent inchangés sont des ions spectateurs et n’apparaissent pas dans l’équation ionique nette. D’autres mélanges échangent des protons (réactions acide-base comme la neutralisation, ou un acide avec un carbonate qui libère du dioxyde de carbone) ou des électrons (oxydoréductions, où les nombres d’oxydation changent).

Mode d’emploi

Choisissez la solution A pour le tube et la solution B à verser, puis réglez les curseurs Volume et Concentration de chacune. Décidez avec les règles de solubilité, cliquez sur les boutons de Prévision puis sur Verser B et agiter. Lisez l’observation, les équations et les ions spectateurs, et vérifiez votre prévision. Si un précipité se forme, cliquez sur Filtrer, laver, sécher, peser pour obtenir le rendement, puis sur Noter.

Paramètres modifiables

  • Solution A (dans le tube) AgNO₃ – nitrate d’argent, Pb(NO₃)₂ – nitrate de plomb(II), BaCl₂ – chlorure de baryum, CaCl₂ – chlorure de calcium, CuSO₄ – sulfate de cuivre(II), FeSO₄ – sulfate de fer(II), FeCl₃ – chlorure de fer(III), NaCl – chlorure de sodium, KI – iodure de potassium, Na₂SO₄ – sulfate de sodium, Na₂CO₃ – carbonate de sodium, NaOH – hydroxyde de sodium, HCl – acide chlorhydrique, H₂SO₄ – acide sulfurique dilué, NH₄Cl – chlorure d’ammonium
  • Solution B (versée) AgNO₃ – nitrate d’argent, Pb(NO₃)₂ – nitrate de plomb(II), BaCl₂ – chlorure de baryum, CaCl₂ – chlorure de calcium, CuSO₄ – sulfate de cuivre(II), FeSO₄ – sulfate de fer(II), FeCl₃ – chlorure de fer(III), NaCl – chlorure de sodium, KI – iodure de potassium, Na₂SO₄ – sulfate de sodium, Na₂CO₃ – carbonate de sodium, NaOH – hydroxyde de sodium, HCl – acide chlorhydrique, H₂SO₄ – acide sulfurique dilué, NH₄Cl – chlorure d’ammonium
  • Concentration de chaque solution 0,01–1 mol/L
  • Volume de la solution A 1–20 mL
  • Volume de la solution B 1–20 mL
  • Afficher le modèle des ions

Questions à explorer

  1. Pourquoi n’y a-t-il pas d’équation ionique nette quand on mélange du chlorure de sodium et du sulfate de cuivre(II) ?
  2. Pourquoi le sulfate de calcium précipite-t-il à 0,10 mol/L mais pas à 0,01 mol/L ?
  3. Dans la réaction entre le chlorure de fer(III) et l’iodure de potassium, quel ion est l’oxydant ?

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