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 INFORMATIONS PEDAGOGIQUES :

NIVEAU :

Formation  Niveau V  (inclus le CAP et CFA)

OBJECTIFS :

savoir reconnaître les ions .

I ) Pré requis:

L’atome et les ions et l’ionisation.

Ÿ

Atome et  molécule

Ÿ

II ) ENVIRONNEMENT du dossier :

Index  

Dossier précédent :

1°) L’atome et les ions et l’ionisation.

2°) Les molécules

Dossier suivant :

La réaction chimique et les équations bilans

Référentiel.

 

III )  LECON  n° 3 :   LES IONS

Chapitres :

Les ions

Ÿ

Les solutions ioniques aqueuses.

Ÿ

Identification des ions ( exemples)

Ÿ

L’équation  - bilan

 

IV)   INFORMATIONS  «  formation leçon » :

 

Test

 

COURS 

Travaux  auto - formation.

 

 

Corrigé des travaux  auto - formation.

Contrôle

évaluation

INTERDISCIPLINARITE

 

 

 

 

 

V )   DEVOIRS  ( écrits):

 Devoir diagnostique L tests.

Ÿ

 Devoir  Auto  - formatif  ( intégré au cours)

Ÿ

  Devoir Formatif  « Contrôle : savoir » ;   ( remédiation)

Ÿ

 Devoir  Formatif  «  Evaluatio  savoir faire »  ( remédiation)

Ÿ

Devoir sommatif .

Ÿ

Devoir certificatif : ( remédiation )

Ÿ

* remédiation : ces documents peuvent être réutilisés ( tout ou partie) pour conclure une formation .

 

 

 

 

 

 

 

Leçon

Titre

N°2

LES IONS

CHAPITRES

Les ions

Ÿ

Les solutions ioniques aqueuses.

Ÿ

Identification des ions ( exemples)

Ÿ

 

COURS

Information : Ecriture de la formule des corps à structure ionique.

Lorsque l’on doit écrire la formule de la molécule ou de la mole de molécule d’un corps à structure ionique , nous pouvons utiliser  deux écritures :

Soit l’écriture de la formule donnant uniquement la composition.

Soit l ’ écriture faisant apparaître les ions et leurs charges.

Exemples :

Exemples :

Formule traduisant la composition.

Ecriture ionique .

Chlorure de sodium

 Na Cl

 ( Na +  Cl - )

Chlorure d ’ hydrogène  en solution dans l’eau.

( acide chlorhydrique)

 H Cl

 ( H +  Cl-  )

Sulfate de cuivre .

( traitement des vignes)

Cu SO4

( Cu2+  , SO2-4 )

Nous avions déjà vu que : Un atome peut  perdre ou gagner un ou plusieurs électrons afin d’être stable. Il devient un ion positif ou un ion négatif.

 

 

I ) IONS

 

Il existe dans les cristaux et les liquides , des particules auxquelles on donne le nom de ions .

Imaginons différents atomes en présence , à une température donnée : ils sont en agitation  constante , et ceci se traduit à leur échelle  par un grand nombre de chocs entre eux . Au cours d’un choc , l’un des atomes peut arracher  un ( ou plusieurs ) électrons à un atome voisin . Les deux atomes n’ont plus leur nombre normal d ‘électrons ; on les appelle des ions simples .

 

Définition :  Un ion  simple est un atome ( ou un groupe d’atomes ) ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons.

 

Il arrive qu’un ion ait une structure plus stable que l’atome . Si après l ‘ échange d’ électrons , sa structure électronique est devenue celle  d’un gaz rare , elle est particulièrement stable . Dans ce cas  , l ‘ élément existera plutôt sous la forme ionique . Si , au contraire , l’ ion est moins stable que l’atome , il ne se conservera pas , et l’élément existera plutôt sous la forme atomique ou moléculaire .

 

Remarque 1. Un ion simple diffère de l’atome qui lui a donné naissance par le nombre d’électrons . D’après ce que nous avons conclu de l’étude de la classification périodique , nous pouvons affirmer que les propriétés d’un ion ne sont pas les mêmes  que celle de l’ atome qui lui a donné naissance  .

Remarque 2 :

- Lorsqu ‘un atome qui à perdu  un , deux , trois  , ….électrons , l’ion formé possède une , deux trois …charges positives »)

Les ions  chargés positivement  sont appelés « cations »

 

-  Lorsqu ‘ un atome qui a gagné  un , deux , trois  , ….électrons , l’ion formé possède une , deux trois …charges négatives »

 

Les ions  chargés négativement  sont appelés « anions ». 

 

Exemples :  

Notation d’un ion :

On ajoute au symbole de l’atome , en haut et à droite , un indice (nombre) qui représente le nombre de charges électriques de l’ion .Dans le cas où la charge est égale à 1 ( +1 ou -1) , on ne note habituellement que le signe + ou -  .

 

Anions ( ion négatif )

Cations .( ion positif)

1 charge

H- ( ion hydrure ) ; OH-  ( ion hydroxyde ) ; F- ( ion fluorure) ; Br - (ion bromure) ; I - (ion iodure) ; NO3- (ion nitrate ; HCO3- (ion hydrogénocarbonate ).

H +  (ion hydrogène) ; H3 O+ (ion hydronium) ; NH4+ ( ion ammonium ) ; Na + ( ion sodium ) ; K+ (ion potassium ) ; Cu+ (ion cuivre ) ; Ag+ (ion argent ) ; Cs+ (ion césium)

2 charges

Ca 2+ (ion calcium) ; Ba 2+ (ion  baryum ) ; Mn  2+ (ion  manganèse ) ; Fe 2+ (ion fer II) ; Co 2+ (ion cobalt II ) ; Ni 2+ (ion nickel II)     ; Cu  2+ (ion cuivre II ) ; Zn 2+ (ion zinc ) ;Cd  2+ (ion  cadmium ); Sn 2+ (ion étain II) ; Pb 2+ (ion plomb);Mg2+ (ion magnésium )

; O  2 - (ion oxyde) ; S  2 - (ion sulfure) ; SO3 2 - (ion sulfite ) ;CO3 2 - (ion carbonate) ;SO4 2 - (ion sulfate ) ;

Cr2O7 2 - (ion  dichromate )

3 charges

; Al  3+ (ion aluminium) ; Au  3+ (ion   or ) ; Cr  3+ (ion  chrome III ) ;

Fe 3+ (ion  fer III    );Co 3+ (ion  cobalt III );

Bi   3+ (ion  bismuth    )

PO4  3 - (ion  phosphate ) ;   

N 3 -  (ion nitrure )

4 charges

; Sn  4+ (ion  étain IV    ) ; Pt  4+ (ion   platine   )

; C  4 - (ion carbure    )

 

 

Les ions peuvent s’assembler entre eux pour former des « composés ioniques » .

Les liaisons formées sont dites «  ioniques » et résultent d’attirances électrostatiques entre les ions de signes contraires et de répulsions entre les ions de même signe .

 

Les édifices ioniques sont électriquement neutres .

 ( Le sel de cuisine  formé d’ions Na+ et Cl -  comporte autant d’ions de chaque sorte .)

 

 

 

Aux édifices ioniques ( assemblages atomiques)  sont associés des formules  « brutes » qui n’ont qu’une valeur statistique  ( elles rendent  seulement compte des quantités respectives de chaque ion ).

Exemples : Nacl ( chlorure de sodium ) , Cu SO4  ( sulfure de cuivre ) ………

 

Lorsqu’un composé ionique est fondu ou dissous dans l’eau  , les ions sont séparés et dispersés dans le liquide et le rendent conducteur du courant électrique ( la solution porte le nom d’électrolyte ).

 

Les solutions aqueuses (  aqueux = liquide eau ) ioniques sont électrolysables .

 

Il y a échange : les ions positifs ( cations) se dirigent vers la cathode ( électrode négative) et les ions négatifs ( anions se dirigent vers  l’anode ( électrode positive ).

 

 

 

 

II )  Solutions ioniques aqueuses.

 

 

L’eau  peut dissoudre un grand nombre de composés ioniques.

 

L’eau est appelée « solvant » et le composé ionique dissous « soluté » .

 

La « solubilité » d’un corps dans l’eau est la masse maximale de ce corps que l’on peut dissoudre dans un litre d’eau à une température donnée . ( voir « saturation »)

 

Exemple : A 19° C , la solubilité maximum du chlorure de sodium dans l’eau est de 300 g / litre  (ou 300 g . l -1 ) . La solubilité maximum augmente , en généra , avec la température .

 

La mise en solution d’un composé ionique provoque  la dispersion totale de ses ions .

 

Exemple : Mise en solution du chlorure de sodium : Na Cl  ®  Na +  +  Cl -

 

La concentration massique d’une solution représente la masse de soluté dissoute dans un litre de solution . Elle s’exprime en gramme par litre  ( g / l   ou  g . l -1 )

 

La concentration molaire d’une espèce chimique  ( molécule , ion ) dans une solution est le nombre de moles de cette espèce par litre de solution .

 

Elle s’exprime en moles par litre ( mol . l -1   ou  mol / l )

Soit « n » le nombre de moles de l’espèce  « A »  dans le volume  « V » de solution . La concentration de « A » qui se note [ A ] , est donnée par :

 

avec [ A ] : concentration en moles par litre ( mol . l -1   ou  mol / l )

n : nombre de moles ( mol )  et V : volume de solution en litre   ( l )

exemple :

On dissous 5 grammes de chlorure de sodium Na cl (sel)  ( masse molaire 58,5 g / mol ) dans de l’eau et on obtient 50 ml de solution. Quelle est la concentration des ions Na?

Le chlorure de sodium se dissocie complètement dans l’eau donc le nombre de moles d’ion Na+ est égal au nombre de moles de NaCl.

Le nombre de moles de chlorure de sodium en solution est n = 0,0855 mol  ( 5 / 58,5 )  et la concentration en ions sodium dans la solution est [ N a +]  = 1,71 mol / l   ( 0,0855 / 0, 050 )

 

 

III )  Identification des ions  en solution

 

Pour caractériser des ions , on peut utiliser :

-          un test de flamme  ( cas de l’ion sodium )

-          une précipitation d’un corps peu soluble dans l’eau ( cas de l’ion chlorure) ;

-          la « redissolution » d’un précipité ;

-          la formation d’un dégagement gazeux .

 

Vocabulaire : ( à connaître ) ( pré requis : donner la définition  de « corps pur simples » et corps pur composés » .) 

Le vocabulaire utilisé en chimie pour désigner un produit chimique peut permettre, lorsqu ‘ il s ‘ agit d’un corps composé :

-          de connaître la nature des éléments présents dans ce corps ,

-          de prévoir la formule chimique de ce corps .

réciproquement  la connaissance d ‘une formule permet , dans les cas simples , de donner le nom chimique du produit .

 

· Un oxyde : un oxyde est un corps pur composé qui contient l ‘ élément « oxygène ». ( O )

exemples   :

            l ’ oxyde de  cuivre a pour formule  Cu O.

l’oxyde magnésium  a pour formule Mg O

 

· Un sulfure : un sulfure  est un corps pur composé qui contient l ‘ élément « soufre ». ( S )

le sulfure de fer a pour formule  Fe S.

le sulfure d ‘ hydrogène a pour formule  H2 S

 

· Un chlorure :  un chlorure  est un corps composé qui contient  l ‘ élément « chlore » ( Cl )

L e chlorure d’argent a pour formule AgCl

Le chlorure de fer a pour formule  Fe Cl2

 

·  Un hydroxyde est un corps pur composé qui contient le groupement  « oxygène - hydrogène »  ( OH )

l ’ Hydroxyde  de fer a pour formule Fe ( OH)2

l ‘ hydroxyde de potassium  a pour formule K OH

 

· Un carbonate est un corps pur composé qui contient le groupement  « carbone et Oxygène » noté ( C O3 )

            Le carbonate de calcium a pour formule Ca C O3

 Le carbonate de zinc a pour formule : Zn C O3

 

· Un nitrate : un nitrate est un corps pur composé  qui contient le groupement  « azote  et oxygène »   noté N O3

le nitrate d ’ argent a pour formule  AgNO3 .

le nitrate de plomb a pour formule Pb (NO3 )2

 

· Un sulfate : un sulfate  est un corps pur composé qui contient le groupement  « soufre et oxygène » noté  S O 4 .

 

Le sulfate de cuivre  a pour formule  Cu S O 4.

Le sulfate de zinc a pour formule   Zn S O 4

Exemples  d ‘ écritures ioniques :

 

Exemples de mise en présence d’ion :

Ion

Réactif

Chlorure : Cl -

Solution de nitrate d’argent (AgNO3 ).

Précipité blanc ( chlorure d’argent AgCl ) qui se redissout  dans une solution d’ammoniac.

Sulfate : SO42-

Solution de chlorure de baryum ( BaCl2 )

Précipité blanc ( sulfate de baryum ,BaSO4)

Sulfure : S2-

Solution de nitrate de plomb  ( PbNO3)

Précipité noir (sulfure de plomb )  noté : PbS

-          Solution de chlorure d’hydrogène  ( HCl)

Production  d’un gaz nauséabond : le sulfure d’hydrogène  ( H2S)

Carbonate : CO32-

-          Solution de chlorure de calcium  CaCl2

Précipité blanc ( carbonate de calcium CaCO3 )

- Solution de chlorure d’ hydrogène  ( HCl)

Dégagement  de dioxyde  de carbone ( CO2) qui trouble l’eau de chaux .

Nitrate : NO-3

Cuivre ( Cu) et solution  d’acide  sulfurique ( H2 SO4 )

Dégagement de dioxyde  d’azote ( NO2 )  qui est un gaz roux .

 

 

Argent :Ag+

Solution de chlorure de sodium ( Na Cl)

Précipité blanc  ( chlorure d’argent AgCl ) qui noircit à la lumière .

Baryum : Ba2+

Solution contenant des ions sulfates ( SO42- )

Précipité blanc de sulfate de baryum ( BaSO4 )

Plomb : Pb2+

Solution contenant des ions ( S2- )

Précipité noir (sulfure de plomb )  noté : PbS

Aluminium : Al3+

Solution d’hydroxyde de sodium  ( NaOH)

Précipité blanc  gélatineux d’hydroxyde  d’ aluminium  ( Al (OH)3) qui se redissout dans un excès de réactif .

Zinc : Zn2+

Solution d’hydroxyde de sodium  ( NaOH)

Précipité blanc  d’hydroxyde de zinc ( Zn ( OH)2 )  qui se redissout dans un excès de réactif .

Fer ( III) Fe3+ (couleur rouille)

Solution d’hydroxyde de sodium  ( NaOH)

Précipité rouille  d’hydroxyde  de fer III  ( Fe ( OH)3 )

Fer ( II) Fe2+ (couleur verdâtre)

Solution d’hydroxyde de sodium  ( NaOH)

Précipité verdâtre   d’hydroxyde  de fer II  ( Fe ( OH)2 )

Cuivre ( II ) / Cu2+

(couleur bleue)

Solution d’hydroxyde de sodium  ( NaOH)

Précipité bleu  d’hydroxyde  de cuivre II  ( Cu( OH)2 )

 

 

 

 

 

 

i9     :i

L’équation bilan .

 

 

IMPORTANT :   Tous les composés ioniques  sont électriquement neutres ; la somme des charges positives est égales à la somme des charges négatives.  

 

Dans une équation bilan  un équilibre doit s’opérer :

 

 

 

 

 

 

Leçon

Titre

N°2

TRAVAUX d ’ AUTO - FORMATION sur LES IONS

 

TRAVAUX      d ’ AUTO - FORMATION :  CONTROLE

1°)  Donner la définition de corps pur simple et corps pur composé ?

2°) Donner les deux formes d’écriture  d’une formule .

3°) Vocabulaire : qu’est qu ‘ un ? :

 

· Un oxyde : un oxyde est un corps pur composé qui contient l ‘ élément « oxygène ». ( O )

exemples   :

           

 

· Un sulfure : un sulfure  est un corps pur composé qui contient l ‘ élément « soufre ». ( S )

 

 

 

· Un chlorure :  un chlorure  est un corps composé qui contient  l ‘ élément « chlore » ( Cl )

 

 

·  Un hydroxyde est un corps pur composé qui contient le groupement  « oxygène - hydrogène »  ( OH )

 

· Un carbonate est un corps pur composé qui contient le groupement  « carbone et Oxygène » noté ( C O3 )

           

 

 

· Un nitrate : un nitrate est un corps pur composé  qui contient le groupement  « azote  et oxygène »   noté N O3

 

· Un sulfate : un sulfate  est un corps pur composé qui contient le groupement  « soufre et oxygène » noté  S O 4 .

4°) donner un nom au formules suivantes : 

Le chlorure de fer a pour formule  Fe Cl2   ;  Le sulfate de cuivre  a pour formule  Cu S O 4. Le carbonate de zinc a pour formule : Zn C O3 ; L e chlorure d’argent a pour formule AgCl

le sulfure de fer a pour formule  Fe S.

l’oxyde magnésium  a pour formule Mg O

 

Le sulfate de zinc a pour formule   Zn S O 4 ; l ’ Hydroxyde  de fer a pour formule Fe ( OH)2 ; l ‘ hydroxyde de potassium  a pour formule K OH

l ’ oxyde de  cuivre a pour formule  Cu O.

 

le nitrate d ’ argent a pour formule  AgNO3 . Le carbonate de calcium a pour formule Ca C O3

 

le nitrate de plomb a pour formule Pb (NO3 )2

le sulfure d ‘ hydrogène a pour formule  H2 S

 

 

 

TRAVAUX N°    d ‘ AUTO - FORMATION   EVALUATION

 

1-     Donner le nombre d’électrons des atomes d’oxygène  168 O et de fluor 199 F . Donner le nombre d’électrons de l ‘ion O 2-  et de l’ion F- . Que peut - on constater ?

2-     Donner la répartition électronique de :

 L’ion oxygène O 2-  , l ‘ion fluor F-   , l ‘ion sodium  Na+ ; l ‘ion de magnésium Mg2+ .

Que peut - on constater ?

3-En utilisant le tableau des principaux ions  , donner les formules des composés ioniques ci - dessous  , puis écrire leur équation de dissolution :

Chlorure de potassium

 

Chlorure de magnésium

 

Fluorure de calcium

 

Oxyde de zinc

 

Oxyde de calcium

 

Nitrate de cuivre

 

Carbonate d’aluminium

 

 

3-     Donner les noms des composés  ioniques ci - dessous  , puis écrire  leur équation de dissolution :

FeO

 

 

ZnS

 

BaO

 

 

Mg ( OH ) 2

 

CsBr

 

 

Zn SO4

 

AgCl

 

 

Pb ( NO3 ) 2

 

AgI

 

 

 

 

5-La solubilité du dibrome dans l’eau est de 32 g./ litre  à 20° C.

Calculer la concentration du dibrome dans une solution saturée .

 

6- On mélange  m1 = 2g de chlorure de sodium et m 2 = 2g de chlorure de potassium dans 250 ml d’eau .

-          Ecrire les équations de dissolution.

-          Quels sont les ions  présents dans la solution ?

-          Calculer leur concentration molaire .

 

7- On mélange  m1 = 4g de chlorure de cuivre II  et m 2 = 2g de chlorure d ‘aluminium dans 500 ml d’eau .

-          Ecrire les équations de dissolution.

-          Quels sont les ions  présents dans la solution ?

-          Calculer leur concentration molaire .

8- On mélange  v1 = 200 ml  d’une solution de chlorure de sodium de concentration c1  0,1 mol/l et  v 2 = 300 ml d’une solution de sulfate de sodium  de concentration c2  = 0,2 mol/l

-     Ecrire les équations de dissolution.

-          Quels sont les ions  présents dans la solution ?

-          Calculer leur concentration molaire .

 

9- Une solution ionique  incolore S , donne les tests suivants :

-          premier test : l’addition  d’une solution  de chlorure de sodium produit un précipité  blanc qui noirci à la lumière .

-          deuxième test : le chauffage  de S , avec du cuivre métal et de l’acide sulfurique , donne naissance à un gaz roux .

 

La solution S est - elle une solution  de NaCl ?  K2 SO; K NO4 ?  AgNO3 ?