Réactions de précipitation

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À revoir avant : Solubilité et dissociation dans l'eau, Prévoir une précipitation, Équations chimiques pondérées, Équation ionique et équation bilan.

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Notion	Cours	Exercices
Prévoir une précipitation	Disponible	5
Équation ionique et équation bilan	Disponible	3
La précipitation au quotidien	Disponible	2

Fiche de révision

Repère 1 : $\ce{AgNO3(aq)}$ et $\ce{NaCl(aq)}$ : ions $\ce{Ag+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ ; $\ce{AgCl}$ est insoluble et précipite
Repère 1 : équation ionique : $\ce{3Ag+(aq) + PO4^3-(aq) -> Ag3PO4(s)}$
Repère 2 : équation bilan : $\ce{3AgNO3(aq) + Na3PO4(aq) -> Ag3PO4(s) + 3NaNO3(aq)}$
Repère 1 : entartrage : $\ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)}$

Prévoir une précipitation

Une précipitation se produit quand un cation d'une solution et un anion d'une autre forment un composé très peu soluble. On liste les ions présents, puis on cherche dans le tableau de solubilité les associations insolubles. Si les ions sont trop dilués, le précipité peut ne pas apparaître.

À retenir

Repère 1: $\ce{AgNO3(aq)}$ et $\ce{NaCl(aq)}$ : ions $\ce{Ag+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ ; $\ce{AgCl}$ est insoluble et précipite

Méthode

On écrit la dissociation de chaque sel introduit pour lister les ions.
Pour chaque nouvelle association cation-anion, on lit soluble, peu soluble ou insoluble.
Un composé peu soluble ne précipite que si ses ions sont assez concentrés.

Exemple expliqué

Un précipité apparaît quand un cation venu d'une solution rencontre un anion venu d'une autre et que leur association est très peu soluble. Pour chacun des mélanges suivants, répondre à l'aide de l'extrait du tableau de solubilité.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	NO₃⁻	S²⁻	SO₄²⁻
Ag⁺	insoluble : blanc	S (soluble)	insoluble : noir	S* (soluble à chaud)
Cu²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : noir	S (soluble)
Zn²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	S (soluble)
Ca²⁺	S (soluble)	S (soluble)	n. d.	insoluble : blanc
Alcalins (Na⁺, K⁺…)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

Méthode. On liste les ions présents dans le mélange, on forme les nouvelles associations cation-anion et on cherche leur solubilité dans le tableau. Il y a précipitation si une association est insoluble.
Mélange 1. Ions présents : $\ce{Ag+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ . Nouvelle association insoluble : $\ce{AgCl}$ (blanc), l'autre association (sel de sodium) est soluble. Il se forme un précipité blanc de $\ce{AgCl}$ .
Mélange 2. Ions présents : $\ce{Cu^2+}$ , $\ce{SO4^2-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ . Les nouvelles associations donnent des composés solubles d'après le tableau : aucun précipité ne se forme.
Mélange 3. Ions présents : $\ce{Zn^2+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{S^2-}$ . Nouvelle association insoluble : $\ce{ZnS}$ (blanc), l'autre association (sel de sodium) est soluble. Il se forme un précipité blanc de $\ce{ZnS}$ .
Mélange 4. Ions présents : $\ce{Ca^2+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{K+}$ , $\ce{Cl-}$ . Les nouvelles associations donnent des composés solubles d'après le tableau : aucun précipité ne se forme.

1) AgCl blanc ; 2) aucun précipité ; 3) ZnS blanc ; 4) aucun précipité

Équation ionique et équation bilan

Seuls les ions acteurs figurent dans l'équation ionique ; les ions spectateurs restent en solution. L'équation bilan reprend les sels complets.

À retenir

Repère 1: équation ionique : $\ce{3Ag+(aq) + PO4^3-(aq) -> Ag3PO4(s)}$
Repère 2: équation bilan : $\ce{3AgNO3(aq) + Na3PO4(aq) -> Ag3PO4(s) + 3NaNO3(aq)}$

Méthode

Les ions acteurs forment le précipité, les autres sont spectateurs.
On équilibre les atomes et les charges entre ions acteurs et précipité.
On ajoute les ions spectateurs pour retrouver les sels de départ et le sel resté dissous.

Exemple expliqué

Quand on mélange une solution incolore de nitrate de plomb(II), $\ce{Pb(NO3)2}$ , et une solution incolore d'iodure de potassium, $\ce{KI}$ , il se forme des paillettes jaunes qui tombent lentement dans la solution : c'est la pluie d'or. Extrait du tableau de solubilité : $\ce{Pb^2+}$ avec $\ce{I-}$ donne un précipité jaune ; les nitrates et les sels de potassium sont solubles.

Ions. Le nitrate de plomb(II) se dissocie en $\ce{Pb^2+}$ et $\ce{NO3-}$ ; l'iodure de potassium en $\ce{K+}$ et $\ce{I-}$ . La seule association insoluble est celle de $\ce{Pb^2+}$ et $\ce{I-}$ : ce sont les ions acteurs.
Équation ionique. $\ce{Pb^2+(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)}$ : seuls les ions acteurs apparaissent ; les charges se compensent ( $2+ = 2 \times 1-$ à gauche, 0 à droite).
Équation bilan. $\ce{Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) -> PbI2(s) + 2KNO3(aq)}$
Spectateurs et précipité. Les ions $\ce{K+}$ et $\ce{NO3-}$ ne participent pas à la formation du précipité : ce sont les ions spectateurs. Le précipité est l'iodure de plomb(II), $\ce{PbI2}$ , de couleur jaune.

a) \ce{Pb^2+(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)} ; b) \ce{Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) -> PbI2(s) + 2KNO3(aq)} ; c) K⁺ et NO₃⁻ ; d) iodure de plomb(II), jaune

La précipitation au quotidien

Le calcaire qui entartre les bouilloires précipite quand on chauffe une eau dure, riche en ions calcium et hydrogénocarbonate. L'épuration des eaux utilise aussi des précipitations pour retirer certains ions.

À retenir

Repère 1: entartrage : $\ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)}$

Méthode

Beaucoup d'ions calcium et hydrogénocarbonate : le chauffage fait précipiter le carbonate de calcium.
On ajoute un réactif qui forme un composé insoluble avec l'ion à retirer.

Exemple expliqué

L'eau distribuée dans certaines régions est une eau dure : elle contient beaucoup d'ions calcium et d'ions hydrogénocarbonate. Quand on chauffe cette eau dans une bouilloire électrique, un dépôt blanc de carbonate de calcium, appelé tartre, apparaît. Le dioxyde de carbone se dégage et de l'eau se forme.

Précipitation. Chauffés, les ions calcium et hydrogénocarbonate forment le carbonate de calcium, insoluble d'après le tableau, du dioxyde de carbone et de l'eau : $\ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)}$ . Charges : $2+ + 2 \times 1- = 0$ des deux côtés ; atomes de O : $6 = 3 + 2 + 1$ .
Eau dure. Plus la concentration en $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{HCO3-}$ est élevée, plus le dépôt de $\ce{CaCO3}$ est important pour un même volume chauffé : l'entartrage est plus rapide.
Détartrage. Le carbonate de calcium est une base qui réagit avec l'acide éthanoïque : $\ce{CaCO3(s) + 2CH3COOH(aq) -> Ca^2+(aq) + 2CH3COO-(aq) + CO2(g) + H2O(l)}$ . Le dépôt se dissout en ions solubles et le dioxyde de carbone se dégage.

a) \ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)} ; b) eau dure = beaucoup de Ca²⁺ et HCO₃⁻ ; c) \ce{CaCO3(s) + 2CH3COOH(aq) -> Ca^2+(aq) + 2CH3COO-(aq) + CO2(g) + H2O(l)}

Exercice 1

Un composé ionique ne se dissout pas toujours dans l'eau. Dans le tableau qualitatif de solubilité, la case située au croisement d'un cation et d'un anion indique si le composé est soluble (S), peu soluble (s) ou insoluble ; pour un composé insoluble, elle donne la couleur du précipité. À l'aide de l'extrait ci-dessous, cocher pour chaque composé l'unique réponse correcte.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	I⁻	S²⁻	SO₄²⁻	OH⁻
Ag⁺	insoluble : blanc	insoluble : jaune	insoluble : noir	S* (soluble à chaud)	n. d.
Ba²⁺	S (soluble)	S (soluble)	n. d.	insoluble : blanc	s (peu soluble)
Cu²⁺	S (soluble)	n. d.	insoluble : noir	S (soluble)	insoluble : bleu

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

1.1.
Le composé $\ce{AgCl}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu
1.2.
Le composé $\ce{AgI}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu
1.3.
Le composé $\ce{BaSO4}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu
1.4.
Le composé $\ce{Cu(OH)2}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu
1.5.
Le composé $\ce{CuSO4}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu
1.6.
Le composé $\ce{Ag2S}$ est : (1 pt)
- soluble
- insoluble : précipité blanc
- insoluble : précipité jaune
- insoluble : précipité noir
- insoluble : précipité bleu

Voir la correction

Méthode
On repère le cation dans la colonne de gauche, l'anion dans la ligne du haut, et on lit la case à leur intersection.
Lecture
- $\ce{AgCl}$ : insoluble : précipité blanc.
- $\ce{AgI}$ : insoluble : précipité jaune.
- $\ce{BaSO4}$ : insoluble : précipité blanc.
- $\ce{Cu(OH)2}$ : insoluble : précipité bleu.
- $\ce{CuSO4}$ : soluble.
- $\ce{Ag2S}$ : insoluble : précipité noir.

1) insoluble : précipité blanc ; 2) insoluble : précipité jaune ; 3) insoluble : précipité blanc ; 4) insoluble : précipité bleu ; 5) soluble ; 6) insoluble : précipité noir

Barème de cet exercice

1.1 : AgCl : insoluble : précipité blanc (1 point)
1.2 : AgI : insoluble : précipité jaune (1 point)
1.3 : BaSO4 : insoluble : précipité blanc (1 point)
1.4 : Cu(OH)2 : insoluble : précipité bleu (1 point)
1.5 : CuSO4 : soluble (1 point)
1.6 : Ag2S : insoluble : précipité noir (1 point)

Exercice 2

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	NO₃⁻	S²⁻	SO₄²⁻
Ag⁺	insoluble : blanc	S (soluble)	insoluble : noir	S* (soluble à chaud)
Cu²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : noir	S (soluble)
Zn²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	S (soluble)
Ca²⁺	S (soluble)	S (soluble)	n. d.	insoluble : blanc
Alcalins (Na⁺, K⁺…)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

2.1.
On mélange deux solutions aqueuses : le nitrate d'argent $\ce{AgNO3}$ et le chlorure de sodium $\ce{NaCl}$ . Déterminer les ions présents, puis prévoir s'il se forme un précipité ; si oui, donner sa formule et sa couleur. (2 pts)
2.2.
On mélange deux solutions aqueuses : le sulfate de cuivre(II) $\ce{CuSO4}$ et le chlorure de sodium $\ce{NaCl}$ . Déterminer les ions présents, puis prévoir s'il se forme un précipité ; si oui, donner sa formule et sa couleur. (2 pts)
2.3.
On mélange deux solutions aqueuses : le nitrate de zinc $\ce{Zn(NO3)2}$ et le sulfure de sodium $\ce{Na2S}$ . Déterminer les ions présents, puis prévoir s'il se forme un précipité ; si oui, donner sa formule et sa couleur. (2 pts)
2.4.
On mélange deux solutions aqueuses : le nitrate de calcium $\ce{Ca(NO3)2}$ et le chlorure de potassium $\ce{KCl}$ . Déterminer les ions présents, puis prévoir s'il se forme un précipité ; si oui, donner sa formule et sa couleur. (2 pts)

Voir la correction

Méthode
On liste les ions présents dans le mélange, on forme les nouvelles associations cation-anion et on cherche leur solubilité dans le tableau. Il y a précipitation si une association est insoluble.
Mélange 1
Ions présents : $\ce{Ag+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ . Nouvelle association insoluble : $\ce{AgCl}$ (blanc), l'autre association (sel de sodium) est soluble. Il se forme un précipité blanc de $\ce{AgCl}$ .
Mélange 2
Ions présents : $\ce{Cu^2+}$ , $\ce{SO4^2-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Cl-}$ . Les nouvelles associations donnent des composés solubles d'après le tableau : aucun précipité ne se forme.
Mélange 3
Ions présents : $\ce{Zn^2+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{S^2-}$ . Nouvelle association insoluble : $\ce{ZnS}$ (blanc), l'autre association (sel de sodium) est soluble. Il se forme un précipité blanc de $\ce{ZnS}$ .
Mélange 4
Ions présents : $\ce{Ca^2+}$ , $\ce{NO3-}$ , $\ce{K+}$ , $\ce{Cl-}$ . Les nouvelles associations donnent des composés solubles d'après le tableau : aucun précipité ne se forme.

1) AgCl blanc ; 2) aucun précipité ; 3) ZnS blanc ; 4) aucun précipité

Barème de cet exercice

2.1 : Liste des quatre ions présents dans le mélange (1 point)
2.1 : Conclusion justifiée par le tableau : précipité AgCl (blanc) (1 point)
2.2 : Liste des quatre ions présents dans le mélange (1 point)
2.2 : Conclusion justifiée par le tableau : aucune association insoluble, pas de précipité (1 point)
2.3 : Liste des quatre ions présents dans le mélange (1 point)
2.3 : Conclusion justifiée par le tableau : précipité ZnS (blanc) (1 point)
2.4 : Liste des quatre ions présents dans le mélange (1 point)
2.4 : Conclusion justifiée par le tableau : aucune association insoluble, pas de précipité (1 point)

Exercice 3

3.1.
Écrire l'équation ionique pondérée de la réaction de précipitation. (3 pts)
$\ce{Pb^2+(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)}$
3.2.
Écrire l'équation chimique pondérée (équation bilan) de cette réaction, avec les états physiques. (3 pts)
$\ce{Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) -> PbI2(s) + 2KNO3(aq)}$
3.3.
Identifier les ions spectateurs. (2 pts)
3.4.
Donner le nom du précipité et sa couleur. (2 pts)

Voir la correction

Ions
Le nitrate de plomb(II) se dissocie en $\ce{Pb^2+}$ et $\ce{NO3-}$ ; l'iodure de potassium en $\ce{K+}$ et $\ce{I-}$ . La seule association insoluble est celle de $\ce{Pb^2+}$ et $\ce{I-}$ : ce sont les ions acteurs.
Équation ionique
$\ce{Pb^2+(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)}$ : seuls les ions acteurs apparaissent ; les charges se compensent ( $2+ = 2 \times 1-$ à gauche, 0 à droite).
Équation bilan
$\ce{Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) -> PbI2(s) + 2KNO3(aq)}$
Spectateurs et précipité
Les ions $\ce{K+}$ et $\ce{NO3-}$ ne participent pas à la formation du précipité : ce sont les ions spectateurs. Le précipité est l'iodure de plomb(II), $\ce{PbI2}$ , de couleur jaune.

a) \ce{Pb^2+(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)} ; b) \ce{Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) -> PbI2(s) + 2KNO3(aq)} ; c) K⁺ et NO₃⁻ ; d) iodure de plomb(II), jaune

Barème de cet exercice

3.1 : Ions acteurs Pb²⁺ et I⁻ identifiés (1 point)
3.1 : PbI₂(s) à droite, coefficient 2 devant I⁻ (1 point)
3.1 : Charges équilibrées de part et d'autre (1 point)
3.2 : Formules des quatre sels correctes avec leurs états (1 point)
3.2 : Coefficients 1, 2, 1, 2 (1 point)
3.2 : Équation pondérée (atomes de Pb, N, O, K et I) (1 point)
3.3 : Ion potassium K⁺ spectateur (1 point)
3.3 : Ion nitrate NO₃⁻ spectateur (1 point)
3.4 : Iodure de plomb(II) (PbI₂) (1 point)
3.4 : Couleur jaune (1 point)

Exercice 4

On mélange une solution de nitrate de magnésium et une solution d'hydroxyde de sodium : il se forme un précipité blanc d'hydroxyde de magnésium, $\ce{Mg(OH)2}$ .

4.1.
Cocher l'équation ionique pondérée de la réaction de précipitation. (2 pts)
- $\ce{Mg^2+(aq) + OH-(aq) -> Mg(OH)2(s)}$
- $\ce{Mg^2+(aq) + 2OH-(aq) -> Mg(OH)2(s)}$
- $\ce{Mg(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) -> Mg(OH)2(s) + 2NaNO3(aq)}$
- $\ce{Na+(aq) + NO3-(aq) -> NaNO3(s)}$
4.2.
Justifier le rejet des trois autres équations. (2 pts)

Voir la correction

Ions acteurs
Les ions acteurs sont $\ce{Mg^2+}$ et $\ce{OH-}$ ; les ions $\ce{Na+}$ et $\ce{NO3-}$ sont spectateurs. L'équation ionique n'écrit que les ions acteurs et le précipité.
Pondération
Un ion $\ce{Mg^2+}$ (charge 2+) demande deux ions $\ce{OH-}$ pour que la charge totale soit nulle comme celle de $\ce{Mg(OH)2}$ : $\ce{Mg^2+(aq) + 2OH-(aq) -> Mg(OH)2(s)}$ .
Rejet des autres
La première n'est pas pondérée. La troisième est l'équation bilan, qui garde les ions spectateurs. La quatrième écrit la formation de $\ce{NaNO3}$ , sel soluble : rien ne précipite.

b) équation ionique Mg²⁺ + 2 OH⁻ → Mg(OH)₂

Barème de cet exercice

4.1 : Équation ionique Mg²⁺ + 2 OH⁻ → Mg(OH)₂ choisie (2 points)
4.2 : Première équation rejetée : non pondérée (charges) (1 point)
4.2 : Troisième rejetée (bilan) et quatrième rejetée (NaNO₃ soluble) (1 point)

Exercice 5

Au laboratoire, on dispose des solutions aqueuses suivantes : nitrate de calcium, carbonate de sodium, chlorure de fer(III), hydroxyde de sodium, nitrate de baryum, sulfate de sodium, chlorure de potassium et nitrate de potassium. On souhaite préparer les précipités suivants par précipitation.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	NO₃⁻	SO₄²⁻	CO₃²⁻	OH⁻
Ca²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	insoluble : blanc	s (peu soluble)
Fe³⁺	S (soluble)	S (soluble)	s (peu soluble)	insoluble : jaune	insoluble : rouille
Ba²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	insoluble : blanc	s (peu soluble)
Alcalins (Na⁺, K⁺…)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

5.1.
Choisir deux solutions à mélanger pour préparer le carbonate de calcium $\ce{CaCO3}$ (blanc), puis écrire l'équation ionique de la précipitation. (3 pts)
$\ce{Ca^2+(aq) + CO3^2-(aq) -> CaCO3(s)}$
5.2.
Choisir deux solutions à mélanger pour préparer l'hydroxyde de fer(III) $\ce{Fe(OH)3}$ (couleur rouille), puis écrire l'équation ionique de la précipitation. (3 pts)
$\ce{Fe^3+(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$
5.3.
Choisir deux solutions à mélanger pour préparer le sulfate de baryum $\ce{BaSO4}$ (blanc), puis écrire l'équation ionique de la précipitation. (3 pts)
$\ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)}$

Voir la correction

Méthode
Le précipité résulte de la rencontre du cation apporté par une solution et de l'anion apporté par l'autre. On choisit deux sels solubles, l'un apportant le cation, l'autre l'anion, dont les deux autres ions (spectateurs) ne forment pas d'autre précipité.
a
On mélange nitrate de calcium et carbonate de sodium. $\ce{Ca^2+(aq) + CO3^2-(aq) -> CaCO3(s)}$
b
On mélange chlorure de fer(III) et hydroxyde de sodium. $\ce{Fe^3+(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$
c
On mélange nitrate de baryum et sulfate de sodium. $\ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)}$

a) \ce{Ca^2+(aq) + CO3^2-(aq) -> CaCO3(s)} ; b) \ce{Fe^3+(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)} ; c) \ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)}

Barème de cet exercice

5.1 : Choix de deux solutions qui apportent le cation et l'anion du précipité (1 point)
5.1 : Ions acteurs identifiés, ions spectateurs solubles (1 point)
5.1 : Équation ionique pondérée (atomes et charges) (1 point)
5.2 : Choix de deux solutions qui apportent le cation et l'anion du précipité (1 point)
5.2 : Ions acteurs identifiés, ions spectateurs solubles (1 point)
5.2 : Équation ionique pondérée (atomes et charges) (1 point)
5.3 : Choix de deux solutions qui apportent le cation et l'anion du précipité (1 point)
5.3 : Ions acteurs identifiés, ions spectateurs solubles (1 point)
5.3 : Équation ionique pondérée (atomes et charges) (1 point)

Exercice 6

On mélange 10 mL de solution de sulfate de cuivre(II) à $0{,}1\ \mathrm{mol/L}$ et 10 mL de solution de chlorure de sodium à $0{,}1\ \mathrm{mol/L}$ . On n'observe aucun changement : le mélange reste bleu.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	SO₄²⁻
Cu²⁺	S (soluble)	S (soluble)
Alcalins (Na⁺, K⁺…)	S (soluble)	S (soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

6.1.
Cocher tous les ions présents dans le mélange. (2 pts)
- $\ce{Cu^2+}$
- $\ce{SO4^2-}$
- $\ce{Na+}$
- $\ce{Cl-}$
- $\ce{Ag+}$
- $\ce{NO3-}$
6.2.
En utilisant le tableau de solubilité, expliquer pourquoi aucun précipité ne se forme. (3 pts)
6.3.
Le mélange reste bleu. Quelle espèce chimique est responsable de cette couleur ? (1 pt)

Voir la correction

Ions présents
Le sulfate de cuivre(II) apporte $\ce{Cu^2+}$ et $\ce{SO4^2-}$ ; le chlorure de sodium apporte $\ce{Na+}$ et $\ce{Cl-}$ .
Absence de précipité
On forme les associations nouvelles : $\ce{Cu^2+}$ avec $\ce{Cl-}$ donne $\ce{CuCl2}$ , soluble ; $\ce{Na+}$ avec $\ce{SO4^2-}$ donne $\ce{Na2SO4}$ , soluble. Aucune association n'est insoluble : il n'y a pas de précipitation, tous les ions restent en solution.
Couleur
La couleur bleue est due aux ions cuivre(II) hydratés $\ce{Cu^2+}$ , toujours en solution.

a) Cu²⁺, SO₄²⁻, Na⁺, Cl⁻ ; b) CuCl₂ et Na₂SO₄ sont solubles ; c) Cu²⁺ hydraté

Barème de cet exercice

6.1 : Quatre ions présents : Cu²⁺, SO₄²⁻, Na⁺, Cl⁻ (2 points)
6.2 : Nouvelles associations : CuCl₂ et Na₂SO₄ (1 point)
6.2 : Les deux sont solubles d'après le tableau (1 point)
6.2 : Conclusion : aucun précipité, ions restant en solution (1 point)
6.3 : Ion cuivre(II) hydraté responsable de la couleur bleue (1 point)

Exercice 7

7.1.
Écrire l'équation pondérée de la réaction qui se produit dans la bouilloire quand on chauffe l'eau dure. (4 pts)
7.2.
Expliquer pourquoi une bouilloire s'entartre plus vite dans une région où l'eau est dure. (3 pts)
7.3.
Le tartre est détruit par du vinaigre (acide éthanoïque). Écrire l'équation pondérée de la réaction entre le carbonate de calcium et l'acide éthanoïque, qui libère du dioxyde de carbone. (3 pts)

Voir la correction

Précipitation
Chauffés, les ions calcium et hydrogénocarbonate forment le carbonate de calcium, insoluble d'après le tableau, du dioxyde de carbone et de l'eau : $\ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)}$ . Charges : $2+ + 2 \times 1- = 0$ des deux côtés ; atomes de O : $6 = 3 + 2 + 1$ .
Eau dure
Plus la concentration en $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{HCO3-}$ est élevée, plus le dépôt de $\ce{CaCO3}$ est important pour un même volume chauffé : l'entartrage est plus rapide.
Détartrage
Le carbonate de calcium est une base qui réagit avec l'acide éthanoïque : $\ce{CaCO3(s) + 2CH3COOH(aq) -> Ca^2+(aq) + 2CH3COO-(aq) + CO2(g) + H2O(l)}$ . Le dépôt se dissout en ions solubles et le dioxyde de carbone se dégage.

a) \ce{Ca^2+(aq) + 2HCO3-(aq) -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)} ; b) eau dure = beaucoup de Ca²⁺ et HCO₃⁻ ; c) \ce{CaCO3(s) + 2CH3COOH(aq) -> Ca^2+(aq) + 2CH3COO-(aq) + CO2(g) + H2O(l)}

Barème de cet exercice

7.1 : Réactifs Ca²⁺ et HCO₃⁻ ; produits CaCO₃, CO₂ et H₂O (2 points)
7.1 : Équation pondérée (atomes et charges) avec les états (2 points)
7.2 : Eau dure : concentrations élevées en Ca²⁺ et HCO₃⁻ (1 point)
7.2 : Le chauffage fait précipiter CaCO₃ insoluble (1 point)
7.2 : Plus d'ions, plus de tartre (1 point)
7.3 : Produits Ca²⁺, CH₃COO⁻, CO₂ et H₂O (1 point)
7.3 : Équation pondérée (coefficients 1, 2, 1, 2, 1, 1) (2 points)

Exercice 8

On dissout dans l'eau un solide ionique X, de formule AB (A désigne le cation, B l'anion). Trois tests sont réalisés sur la solution : avec de l'hydroxyde de sodium, un précipité vert ; avec du carbonate de sodium, un précipité gris ; avec du chlorure de baryum, un précipité blanc. À l'aide de l'extrait du tableau de solubilité ci-dessous, répondre aux questions suivantes.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	Cl⁻	NO₃⁻	SO₄²⁻	CO₃²⁻	OH⁻
Cu²⁺	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : vert	insoluble : bleu
Fe²⁺	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : gris	insoluble : vert
Ni²⁺	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : vert	insoluble : vert
Zn²⁺	S (soluble)	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	insoluble : blanc
Ba²⁺	S (soluble)	S (soluble)	insoluble : blanc	insoluble : blanc	s (peu soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

8.1.
Donner la formule du précipité vert. (1 pt)
8.2.
Donner la formule du précipité gris. (1 pt)
8.3.
Donner la formule du précipité blanc. (1 pt)
8.4.
Donner la formule du composé X. (1 pt)
8.5.
Justifier l'identification du cation et de l'anion de X en s'appuyant sur le tableau de solubilité. (2 pts)
8.6.
Écrire, sous forme moléculaire et pondérée, la réaction qui forme le précipité vert avec la soude. (3 pts)

Voir la correction

Cation
Un précipité vert avec $\ce{OH-}$ correspond à $\ce{Fe^2+}$ ou à $\ce{Ni^2+}$ (tableau). Avec $\ce{CO3^2-}$ , $\ce{Fe^2+}$ donne un précipité gris et $\ce{Ni^2+}$ un précipité vert : le cation A est $\ce{Fe^2+}$ .
Anion
L'ion $\ce{Ba^2+}$ de $\ce{BaCl2}$ donne un précipité blanc avec l'anion de X. Les anions solubles avec $\ce{Fe^2+}$ sont $\ce{Cl-}$ , $\ce{NO3-}$ et $\ce{SO4^2-}$ ; $\ce{BaCl2}$ , $\ce{Ba(NO3)2}$ sont solubles, seul $\ce{BaSO4}$ est un précipité blanc : l'anion B est $\ce{SO4^2-}$ .
Formules
Précipité vert : $\ce{Fe(OH)2}$ ; précipité gris : $\ce{FeCO3}$ ; précipité blanc : $\ce{BaSO4}$ ; composé X : $\ce{FeSO4}$ .
Équation
$\ce{FeSO4(aq) + 2NaOH(aq) -> Fe(OH)2(s) + Na2SO4(aq)}$ ; équation ionique correspondante : $\ce{Fe^2+ + 2OH- -> Fe(OH)2}$ (les ions $\ce{Na+}$ et $\ce{SO4^2-}$ sont spectateurs).

a) Fe(OH)₂ ; b) FeCO₃ ; c) BaSO₄ ; d) FeSO₄ ; f) \ce{FeSO4(aq) + 2NaOH(aq) -> Fe(OH)2(s) + Na2SO4(aq)}

Barème de cet exercice

8.1 : Fe(OH)₂ (1 point)
8.2 : FeCO₃ (1 point)
8.3 : BaSO₄ (1 point)
8.4 : FeSO₄ (1 point)
8.5 : Précipité vert avec NaOH : Fe²⁺ ou Ni²⁺ (1 point)
8.5 : Précipité gris avec le carbonate : Fe²⁺, et précipité blanc avec Ba²⁺ : SO₄²⁻ (1 point)
8.6 : Formules des réactifs et des produits corrects (1 point)
8.6 : Équation pondérée (coefficients 1, 2, 1, 1) (1 point)
8.6 : États physiques (aq) et (s) (1 point)

Exercice 9

Les eaux usées d'une station d'épuration contiennent des ions phosphate $\ce{PO4^3-}$ qui favorisent la prolifération d'algues dans les rivières. On les élimine par précipitation. On dispose de solutions de chlorure de calcium, de chlorure de fer(III), de chlorure de sodium et de nitrate de potassium. Masses atomiques du tableau périodique : Fe 55,85 ; P 30,97 ; O 16,00. Pour chaque résultat numérique, détailler le calcul : grandeur cherchée, formule, application numérique, résultat et unité.

Extrait du tableau qualitatif de solubilité (couleur des précipités)

Cations et anions	PO₄³⁻
Ca²⁺	insoluble : blanc
Fe³⁺	insoluble : rose
Alcalins (Na⁺, K⁺…)	S (soluble)

Légende : S soluble ; s peu soluble ; insoluble : couleur du précipité ; S* soluble à chaud ; n. d. produit inexistant, décomposé ou mal connu.

9.1.
Quelles solutions permettent d'éliminer les ions phosphate par précipitation ? Justifier avec le tableau. (2 pts)
- chlorure de calcium
- chlorure de fer(III)
- chlorure de sodium
- nitrate de potassium
9.2.
Écrire l'équation ionique pondérée de la précipitation des ions phosphate par les ions calcium. (3 pts)
9.3.
Écrire l'équation ionique pondérée de la précipitation des ions phosphate par les ions fer(III). (2 pts)
9.4.
L'eau usée contient 9,5 mg d'ions phosphate par litre. Calculer la masse de phosphate de fer(III) formée quand on traite 1,0 m³ de cette eau avec un excès d'ions fer(III). (3 pts)

Voir la correction

Choix du réactif
D'après le tableau, $\ce{Ca^2+}$ donne avec $\ce{PO4^3-}$ un précipité blanc et $\ce{Fe^3+}$ un précipité rose ; les phosphates de sodium et de potassium sont solubles. Seuls les sels de calcium et de fer(III) conviennent.
Calcium
$\ce{3Ca^2+(aq) + 2PO4^3-(aq) -> Ca3(PO4)2(s)}$ : 3 ions calcium ( $6+$ ) pour 2 ions phosphate ( $6-$ ).
Fer(III)
$\ce{Fe^3+(aq) + PO4^3-(aq) -> FePO4(s)}$
Quantité et masse
$M(\ce{PO4^3-}) = 30{,}97 + 4 \times 16{,}00 = 94{,}97\ \mathrm{g/mol}$ . Dans 1,0 m³ = 1000 L : $m = 9{,}5 \times 1000 = 9500\ \mathrm{mg} = 9{,}5\ \mathrm{g}$ de phosphate, soit $n = \frac{9{,}5}{94{,}97} = 0{,}10\ \mathrm{mol}$ . Une mole de phosphate donne une mole de $\ce{FePO4}$ . $M(\ce{FePO4}) = 55{,}85 + 94{,}97 = 150{,}82\ \mathrm{g/mol}$ , d'où $m(\ce{FePO4}) = 0{,}10 \times 150{,}82 = 15{,}1\ \mathrm{g}$ , soit environ $15\ \mathrm{g}$ .

a) chlorure de calcium et chlorure de fer(III) ; b) \ce{3Ca^2+(aq) + 2PO4^3-(aq) -> Ca3(PO4)2(s)} ; c) \ce{Fe^3+(aq) + PO4^3-(aq) -> FePO4(s)} ; d) 15 g

Barème de cet exercice

9.1 : Ca²⁺ et Fe³⁺ forment un précipité avec PO₄³⁻ d'après le tableau (1 point)
9.1 : Na⁺ et K⁺ donnent des phosphates solubles : à exclure (1 point)
9.2 : Coefficients 3 et 2 (charges 6+ et 6−) (2 points)
9.2 : Formule Ca₃(PO₄)₂(s) (1 point)
9.3 : Fe³⁺ + PO₄³⁻ → FePO₄(s) pondérée (2 points)
9.4 : Masse de phosphate 9,5 g et n = m/M avec M(PO₄) = 94,97 g/mol (1 point)
9.4 : 1 mol de PO₄³⁻ donne 1 mol de FePO₄ ; M(FePO₄) = 150,82 g/mol (1 point)
9.4 : m = 15 g avec l'unité (1 point)

Exercice 10

On mélange 40,0 mL d'une solution de chlorure de baryum $\ce{BaCl2}$ à $0{,}100\ \mathrm{mol/L}$ et 30,0 mL d'une solution de sulfate de sodium $\ce{Na2SO4}$ à $0{,}100\ \mathrm{mol/L}$ . Il se forme un précipité blanc de sulfate de baryum $\ce{BaSO4}$ . Masses atomiques du tableau périodique : Ba 137,34 ; S 32,07 ; O 16,00. Pour chaque résultat numérique, détailler le calcul : grandeur cherchée, formule, application numérique, résultat et unité.

10.1.
Écrire l'équation ionique pondérée de la réaction de précipitation. (2 pts)
10.2.
Calculer les quantités d'ions baryum et d'ions sulfate introduites et en déduire le réactif limitant. (3 pts)
10.3.
Calculer la masse de précipité formée. (2 pts)
10.4.
Calculer la concentration des ions baryum restant dans la solution finale. (3 pts)

Voir la correction

Équation ionique
Les ions acteurs sont $\ce{Ba^2+}$ et $\ce{SO4^2-}$ ; $\ce{Cl-}$ et $\ce{Na+}$ sont spectateurs : $\ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)}$ .
Quantités introduites
$n(\ce{Ba^2+}) = c\,V = 0{,}100 \times 0{,}0400 = 0{,}00400\ \mathrm{mol}$ (de même $n(\ce{Cl-}) = 2 \times 0{,}00400 = 0{,}00800\ \mathrm{mol}$ ). $n(\ce{SO4^2-}) = 0{,}100 \times 0{,}0300 = 0{,}00300\ \mathrm{mol}$ (et $n(\ce{Na+}) = 0{,}00600\ \mathrm{mol}$ ). L'équation consomme les ions $\ce{Ba^2+}$ et $\ce{SO4^2-}$ à raison de 1 pour 1 : les ions sulfate, moins nombreux, sont le réactif limitant.
Masse de précipité
$n(\ce{BaSO4}) = n(\ce{SO4^2-}) = 0{,}00300\ \mathrm{mol}$ . $M(\ce{BaSO4}) = 137{,}34 + 32{,}07 + 4 \times 16{,}00 = 233{,}41\ \mathrm{g/mol}$ . $m = n\,M = 0{,}00300 \times 233{,}41 = 0{,}700\ \mathrm{g}$ .
Ions baryum restants
$n(\ce{Ba^2+})_{\text{restant}} = 0{,}00400 - 0{,}00300 = 0{,}00100\ \mathrm{mol}$ dans $V = 40{,}0 + 30{,}0 = 70{,}0\ \mathrm{mL}$ . $[\ce{Ba^2+}] = \frac{0{,}00100}{0{,}0700} = 0{,}0143\ \mathrm{mol/L}$ . (Pour information : $[\ce{Cl-}] = 0{,}114\ \mathrm{mol/L}$ et $[\ce{Na+}] = 0{,}0857\ \mathrm{mol/L}$ .)

a) \ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)} ; b) réactif limitant : SO₄²⁻ ; c) 0,700 g ; d) 0,0143 mol/L

Barème de cet exercice

10.1 : Ions acteurs Ba²⁺ et SO₄²⁻ identifiés (1 point)
10.1 : Équation ionique pondérée avec BaSO₄(s) (1 point)
10.2 : n(Ba²⁺) = c·V = 4,00·10⁻³ mol (1 point)
10.2 : n(SO₄²⁻) = 3,00·10⁻³ mol (1 point)
10.2 : Réactif limitant : les ions sulfate (rapport 1 pour 1) (1 point)
10.3 : M(BaSO₄) = 233,41 g/mol (1 point)
10.3 : m = 0,700 g avec l'unité (1 point)
10.4 : Quantité d'ions baryum restants : 1,00·10⁻³ mol (1 point)
10.4 : Volume total 70,0 mL (1 point)
10.4 : [Ba²⁺] = 0,0143 mol/L avec l'unité (1 point)

Programme et consignes

Les consignes dépendent du cycle. Vérifie celles de ton inscription ; les exemples officiels ne couvrent pas tout le programme.