Module 4:Les solutions et la solubilité

Présentation au sujet: "Module 4:Les solutions et la solubilité"— Transcription de la présentation:

1 Module 4:Les solutions et la solubilité
Chapitre 9: Les réactions en solution aqueuse

2 Section 9.1Les équations ioniques nettes

3 Les équations ioniques nettes
Résultats d’apprentissage Critères de réussite Je peux identifier la solubilité de divers composés ioniques et moléculaires Je peux écrire une équation ionique nette Je peux identifier les ions spectateurs Je peux représenter des réactions de précipitations par leurs équations ioniques nettes (E2.4) Utiliser le tableau de solubilité des composés ioniques afin de déterminer si un composé est soluble ou insoluble Séparer les ions de composés ioniques solubles (en conservant les états et coefficients/indices du composé original) Éliminer les ions spectateurs (qui sont présents des deux côtés de la réaction) Écrire l’équation ionique nette en conservant seulement les composés qui réagissent pour former un précipité.

4 Une réaction chimique entre 2 solutions aqueuses qui contiennent des ions est toujours une réaction de déplacement double. Rappel: Les réactions de déplacement double produit toujours un gaz, de l’eau ou un précipité. L’eau dissocie les composés ioniques, ce qui permet aux ions réactifs de se mélanger et de réagir ensembles plus facilement. L’eau n’est pas un réactif dans l’équation chimique.

5 Définitions Un ion spectateur est un ion qui est présent dans une solution, mais qui ne participe pas à une réaction chimique. Une équation ionique c’est une équation chimique où les substances ioniques solubles sont représentées sous leur forme dissociée. L’équation ionique nette est l’équation où les ions spectateurs sont absents. Elle aide à voir les réactifs et les produits importants de la réaction.

6 Équation complète équilibrée
2AgNO3(aq) + Na2CrO4(aq)  Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(aq) Équation ionique 2Ag+(aq) + 2NO3- (aq) + 2Na+ (aq) + CrO4-2 (aq)  Ag2CrO4(s) + 2Na+ (aq) + 2NO3- (aq) Équation ionique nette 2Ag+ (aq) + CrO4-2(aq)  Ag2CrO4(s)

7 Pourquoi? La source des ions déplacés n’a pas d’importance.
2AgCH3COO(aq) + (NH4)2CrO4(aq)  Ag2CrO4(s) + 2NH4CH3COO(aq) Le même précipité est formé

8 Étapes pour écrire une équation ionique nette page 408
Écris l’équation chimique équilibrée Exprime les composés ioniques sous forme d’ions (sauf pour les composés ioniques. ex. représente le NH4Cl(aq) par NH4+(aq) et Cl-(aq) Laisse les composés ioniques qui sont insolubles sous forme d’unité de formule ex. ZnS (s). Conserve la formule moléculaire des composés moléculaires car ceux-ci produisent peu d’ions en solution aqueuse. Écris tous les acides en unités de formules (pas en ions), sauf pour les six acides suivantes: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4 Élimine les ions spectateurs. Conserve seulement les composés covalents, les ions qui réagissent et les précipités produits par la réaction (ceux qui sont insolubles). Si un gaz est impliqué dans la réaction, tu dois l’écrire dans l’équation nette.

9 Ions solubles Exceptions Nitrates (NO3-) Aucune Chlorates (ClO3-) et perchlorates (ClO4-) Acétates (CH3COO-) Tous les métaux alcalins ions Tous les sels ammonium (NH4+) Les halogénures (Cl-, Br- , I-) Sauf pour Ag+ , Hg2+ , Cu+ , Pb2+ Les sulfates (SO42-) Sauf pour Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Pb2+ Ions insolubles Les sulfures (S2-) Sauf pour les ions des groupes 1 et 2, et NH4+ Les carbonates (CO32-) Sauf pour les ions du groupe 1 et NH4+ Les phosphates (PO43-) Les chromates (CrO42-) Les hydroxydes (OH-) Sauf pour les ions du groupe 1, NH4+ et Ba2+ Voir tableau de solubilité page 363 tableau 8.3

10 Na2S(aq) + 2AgNO3(aq)  2NaNO3(?) + Ag2S(?)
Exemple Quelle substance se précipite quand on mélange une solution aqueuse de sulfure de sodium et une solution aqueuse de nitrate d’argent? Écris l’équation ionique nette de la réaction. 1) Écris l’équation complète Na2S(aq) + 2AgNO3(aq)  2NaNO3(?) + Ag2S(?) 2) Détermine la solubilité des produits 2NaNO3 = ionique soluble = (aq) Ag2S = ionique insoluble = (s)

11 3) Insère les états dans la réaction chimique
Na2S(aq) + 2AgNO3(aq)  2NaNO3(aq) + Ag2S(s) 4) Représente les composés sous forme d’ions (sauf le précipité) 2Na+ (aq) + S2- (aq) + 2Ag +(aq) + 2NO-3(aq)  2Na +(aq) + 2NO-3(aq) + Ag2S(s) 5) Identifie et élimine les ions spectateurs 2Na +(aq) + S2- (aq) + 2Ag+ (aq) + 2NO-3(aq)  2Na+ (aq) + 2NO-3(aq) Ag2S(s) 6) Écris l’équation ionique nette S2-(aq) + 2Ag+(aq)  Ag2S(s)

12 Exemple (réaction de neutralisation) page 409
Écris une équation ionique nette de la réaction de déplacement double entre l’acide bromhydrique aqueux et l’hydroxyde de potassium aqueux. 1) Écris l’équation complète HBr(aq) + KOH(aq)  KBr(?) + H2O(?) 2) Détermine la solubilité des produits KBr = ionique soluble = (aq) H 2O = covalent polaire = (l)

13 3) Insère les états dans la réaction chimique HBr(aq) + KOH(aq)  KBr(aq) + H2O(l) 4) Représente les composés sous forme d’ions (sauf le précipité) 5) Identifie et élimine les ions spectateurs H+ (aq) + Br-(aq) + K +(aq) + OH -(aq)  K +(aq) + Br -(aq) + H2O(l) 6) Écris l’équation ionique nette H +(aq) + OH -(aq)  H2O(l)

14 Pratique-toi Pour récapituler, voici un vidéo de la démarche à suivre:
Pratique-toi P. 410 #1,5, 7, 9 et 10

15 L’analyse qualitative

16 Définitions L’analyse qualitative c’est l’identification des éléments, des ions ou des composés présents dans un échantillon. Le test à la flamme c’est une méthode d’analyse qualitative permettant d’identifier le ou les ions métalliques d’un échantillon par la couleur qu’il produit dans une flamme. (bec bunsen et boucle de fil en platine, alliage de nickel-chrome ou éclisse de bois ( dans le cas d’un cation métallique)).

17 Le test à la flamme (fonctionnement)
Pour une solution, trempe le fil dans la solution et le passer à la flamme. Pour un solide, mouille ton fil avec du HCl ou HNO3, pour que le solide se colle au fil. Les électrons de l’échantillon absorbe l’énergie de la flamme, puis réémettent une partie de cette énergie sous forme de lumière visible.

18 Les test à la flamme Ion Symbole Couleur Lithium Li+ Rouge cramoisi
Sodium Na+ Jaune orangé Potassium K+ Lavande Césium Cs+ Bleu Calcium Ca2+ Orange rougeâtre Strontium Sr2+ Rouge vif Baryum Ba2+ Vert jaunâtre Cuivre Cu2+ Vert bleuâtre Plomb Pb2+ Blanc bleuâtre

19 La couleur des ions en solution
Symbole Couleur Cations Chrome(II) Cuivre(II) Cr2+ (aq) Cu2+ (aq) Bleu Chrome(III) Cuivre(I) Fer(II) Nickel(II) Cr3+ (aq) Cu+ (aq) Fe2+ (aq) Ni2+ (aq) Vert Fer(III) Fe3+ (aq) Jaune pâle Cobalt(II) Manganèse(II) Co2+ (aq) Mn2+ (aq) Rose Anions Chromate CrO4 2- (aq) Jaune Dichromate Cr2O7 2- (aq) Orange Permanganate MnO4 - (aq) Violet

20 La stœchiométrie des solutions

21 La stoechiométrie des solutions
En stœchiométrie des solutions, le volume et la concentration connus des réactifs ou des produits servent à déterminer le volume , la concentration ou la masse d’autres réactifs ou produits. C’est l’analyse quantitative Utilise toujours une équation équilibrée soit l`équation chimique ou ionique nette. Si la réaction produit un précipité, l’équation ionique nette est plus pratique. c = n où c =concentration en mol/L V n= quantité d’une substance donnée en mole V= volume de la solution en litres. Tu peux trouver la qté d’une substance avec cette équation : n= cxV

22 La stoechiométrie des solutions (suite)
Utilise les coefficients de l’équation ionique nette (ou de l’équation chimique équilibrée) pour écrire le rapport molaire connu entre les substances. Établis une équation mathématique qui met en relation le rapport molaire connu et le rapport molaire des autres substances de la réaction, qui comprend une quantité inconnue. Finalement résous l’équation pour trouver la quantité cherchée.

23 Exemple 1 page 416 Quelle est la concentration molaire d’une solution de 100 mL de nitrate d’argent si tu ajoutes du cuivre et un précipité se forme ayant une masse de 1,65 g? Le 100 ml a été mesuré avec précision. Cu(s) + 2AgNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) m = M = n = V = 0,100 L c = m = M = n = 0, mol V = 0,100 L c = 153 mol/L m = M = n = V = 0,100 L c = m = 1,65 g M = 107,87 g/mol n = 0, mol V = 0,100 L c = Trouve le précipité Calcule le montant de moles du précipité Rapport par stoechiométrie Calcule la molarité

24 Exemple 2 page 417 Quand on ajoute suffisamment de nitrate de plomb(II) aqueux pour qu’il soit en excès, à 125 mL d’une solution d’iodure de sodium, un précipité jaune vif d’iodure de plomb(II) se forme. Le précipité sec a une masse de 4,13 g. Quelle était la concentration des ions iodure dans la solution d’iodure de sodium? Pb(NO3)2(aq) NaI(aq)  PbI2(s) NaNO3(aq) Pb2+ (aq)+ 2NO3- (aq)+ 2Na +(aq)+ 2I -(aq)PbI2(s) + 2Na+ (aq)+ 2NO-3(aq) Pb2+ (aq) I- (aq)  PbI2(s) m = M = n = V = c = m = M = n =0, mol V = 0,125 L c = 0,143 mol/L m = 4,13 g M = 461,0 g/mol n = 0, mol V = c =

25 Pratique P. 417 # 11-14

26 Réactif limitant en stoechiométrie des solutions
En stoechiométrie des solutions, tu cherches la quantité des réactifs en mole en fonction du volume et de la concentration de la solution ensuite tu identifie le réactif limitant.

27 Exemple 3 (réactif limitant) page 418
Quelle masse d’hydroxyde d’aluminium est précipitée par suite du mélange de 20,0 mL de sulfate d’aluminium aqueux à 0,015 mol/L et de 30,0 mL d’hydroxyde de calcium aqueux à 0,0185 mol/L? Al2(SO4)3(aq) + 3Ca(OH)2(aq)  2Al(OH)3(s) + 3CaSO4(aq) m = M = n = V = 0,020 L c = 0,015 mol/L m = M = n = V = 0,030 L c = 0,0185 mol/L m = M = n = V = c = m = M = n = V = c =

28 Exemple 4 (volume minimal) page 419
Un chimiste veut faire réagir 60,0 mL d’oxalate de sodium (Na2C2O4) à 0,135 mol/L avec du chlorure de calcium à 0,225 mol/L pour obtenir un précipité d’oxalate de calcium (CaC2O4). Quel est le volume minimal du solution de chlorure de calcium requis? Quelle sera la masse du précipité d’oxalate de calcium? Na2C2O4(aq) + CaCl2(aq)  CaC2O4(s) + 2NaCl(aq) m = M = n = V = 0,060 L c = 0,135 mol/L m = M = n = V = c = 0,225 mol/L m = M = n = V = c = m = M = n = V = c =

29 Pratique P. 420 # 21, 23, 24

30 Analyse des enjeux technologiques et sociaux liés à l’accès à l’eau potable
Attente: E3.évaluer l’impact d’activités humaines et de diverses technologies sur la qualité de l’eau. Contenu: E3.2 analyser des enjeux technologiques (p. ex., procédés utilisés pour purifier l’eau afin de la rendre potable, méthodes d’adoucissement de l’eau) et sociaux liés à l’accès à l’eau potable (p. ex., l’emballage et le transport de l’eau en bouteille ont des répercussions économiques et environnementales).

31 Traitement de l`eau potable
Attentes: A2. explorer des choix de carrière et des contributions de scientifiques canadiens dans les domaines de la matière, des réactions chimiques, des solutions et de la chimie atmosphérique. E3.évaluer l’impact d’activités humaines et de diverses technologies sur la qualité de l’eau. Contenus: A2.1 décrire des possibilités d’emploi et des métiers qui requièrent des habiletés et des connaissances scientifiques dans les domaines de la matière, des réactions chimiques, des solutions et de la chimie atmosphérique, et déterminer les exigences de formation s’y rattachant (p. ex., ingénieure ou ingénieur chimiste, océanologue, pharmacienne ou pharmacien, technicienne ou technicien du contrôle de la qualité de l’eau). E3. évaluer l’impact d’activités humaines et de diverses technologies sur la qualité de l’eau. E3.2 analyser des enjeux technologiques (p. ex., procédés utilisés pour purifier l’eau afin de la rendre potable, méthodes d’adoucissement de l’eau) et sociaux liés à l’accès à l’eau potable (p. ex., l’emballage et le transport de l’eau en bouteille ont des répercussions économiques et environnementales).