La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

17Les ions et les solutions ioniques

Deux boissons limpides sont posées sur un banc de gymnase : une bouteille de boisson pour sportifs, vendue pour ses « électrolytes », et un verre d’eau sucrée. Au laboratoire, on plonge tour à tour dans chacune deux plaques de métal reliées à une pile et à une petite lampe. Dans la boisson pour sportifs, la lampe s’allume ; dans l’eau sucrée, elle reste éteinte. Quelque chose, dans le premier liquide, transporte des charges électriques, et le sucre, non. Ce quelque chose, ce sont des ions.

Rappel

Un atome possède un noyau de $Z$ protons, chacun de charge $+e$ , et $Z$ électrons autour de lui, chacun de charge $-e$ : l’atome est neutre (Chapitre 16). Un soluté dissous dans l’eau donne une solution aqueuse (Chapitre 9). Un test caractéristique détecte une espèce par un résultat visible (Chapitre 10).

Une boisson pour sportifs et un verre d’eau : la boisson contient des ions dissous.

17.1 Des atomes qui gagnent ou perdent des électrons

Définition 17.1 (Ion, cation, anion)

Un ion est un atome, ou un groupe d’atomes, qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons, et qui porte donc une charge électrique. Un ion de charge positive, qui a perdu des électrons, est un cation ; un ion de charge négative, qui a gagné des électrons, est un anion. La charge s’écrit en haut à droite de la formule : $\ce{Na+}$ , $\ce{Cu^{2+}}$ , $\ce{Cl-}$ .

Exemple 17.2 (Le sodium et le chlore)

Un atome de sodium, 11 protons et 11 électrons, perd un électron : il devient l’ion sodium $\ce{Na+}$ , 11 protons et 10 électrons, de charge $+1$ :

\ce{Na -> Na+ + e-}.

Un atome de chlore, 17 protons et 17 électrons, gagne un électron : il devient l’ion chlorure $\ce{Cl-}$ , 17 protons et 18 électrons :

\ce{Cl + e- -> Cl-}.

Un atome de sodium devient un ion sodium en perdant un électron ; un atome de chlore devient un ion chlorure en en gagnant un. Les protons ne changent pas.

Proposition 17.3 (Quelques ions courants)

Les ions monoatomiques sont formés à partir d’un seul atome ; les ions polyatomiques, à partir d’un groupe d’atomes qui reste uni :

cations		anions
sodium	$\ce{Na+}$	chlorure	$\ce{Cl-}$
potassium	$\ce{K+}$	hydroxyde	$\ce{OH-}$
calcium	$\ce{Ca^{2+}}$	nitrate	$\ce{NO3-}$
magnésium	$\ce{Mg^{2+}}$	carbonate	$\ce{CO3^{2-}}$
cuivre(II)	$\ce{Cu^{2+}}$	sulfate	$\ce{SO4^{2-}}$
fer(II), fer(III)	$\ce{Fe^{2+}}$ , $\ce{Fe^{3+}}$
zinc	$\ce{Zn^{2+}}$
aluminium	$\ce{Al^{3+}}$
ammonium	$\ce{NH4+}$

17.2 Les composés ioniques et leurs formules

Définition 17.4 (Composé ionique)

Un composé ionique est formé de cations et d’anions en nombres tels que l’ensemble ne porte aucune charge. Sa formule donne la proportion des ions, sans leurs charges : $\ce{NaCl}$ pour le chlorure de sodium, un $\ce{Na+}$ pour chaque $\ce{Cl-}$ ; $\ce{CaCl2}$ pour le chlorure de calcium, deux $\ce{Cl-}$ pour chaque $\ce{Ca^{2+}}$ .

Méthode 17.5 (Écrire la formule d’un composé ionique)

Écrire les deux ions avec leurs charges, le cation d’abord.
Trouver les plus petits nombres de chacun qui rendent la charge totale nulle.
Écrire ces nombres en indice ; un ion polyatomique qui a besoin d’un indice se met entre parenthèses.

Oxyde d’aluminium : $\ce{Al^{3+}}$ et $\ce{O^{2-}}$ ; $2 \times (+3) + 3 \times (-2) = 0$ , donc $\ce{Al2O3}$ . Hydroxyde de fer(III) : $\ce{Fe^{3+}}$ et trois $\ce{OH-}$ : $\ce{Fe(OH)3}$ .

Proposition 17.6 (Un solide ionique est un empilement d’ions)

Dans un cristal de sel, les ions sodium et les ions chlorure alternent en un empilement régulier à trois dimensions, chaque ion étant entouré d’ions de charge opposée qui le maintiennent en place. Un grain de sel de table en contient des milliards de milliards ; sa forme cubique reflète l’empilement cubique.

Une couche d’un cristal de sel : les ions sodium (violets, plus petits) et les ions chlorure (verts) alternent.

17.3 Les solutions ioniques conduisent le courant

Notation 17.7 (Le symbole d’état (aq))

Un ion ou une molécule dissous dans l’eau est noté (aq), pour « aqueux » : $\ce{Na+(aq)}$ , $\ce{Cl-(aq)}$ .

Proposition 17.8 (Les solutions ioniques conduisent l’électricité)

Quand un composé ionique se dissout dans l’eau, ses ions se séparent et se déplacent librement dans la solution : l’eau salée contient des $\ce{Na+(aq)}$ et des $\ce{Cl-(aq)}$ . Des ions en mouvement transportent des charges électriques : une solution ionique conduit donc l’électricité. Une solution de sucre, dont les molécules ne portent pas de charge, ne la conduit pas ; l’eau très pure non plus.

Au laboratoire — Quels liquides conduisent ?

L’enseignant monte en circuit deux plaques de métal, une pile de faible tension et une petite lampe ; on plonge les plaques tour à tour dans de l’eau distillée, de l’eau sucrée, de l’eau salée et une solution de sulfate de cuivre, en les rinçant entre chaque essai. La lampe ne s’allume qu’avec les deux solutions ioniques.

Le test de conduction : avec l’eau salée, les ions transportent le courant et la lampe s’allume ; l’eau sucrée ne contient pas d’ions et la lampe reste éteinte.

17.4 Les tests de reconnaissance des ions par précipitation

Définition 17.9 (Précipité)

Quand on mélange deux solutions, un cation de l’une et un anion de l’autre peuvent former un composé ionique qui ne se dissout pas. Il apparaît sous forme d’un solide fin qui trouble le liquide et se dépose : c’est un précipité. La réaction est une précipitation.

Proposition 17.10 (Les tests des ions courants)

Quelques gouttes d’une solution de réactif identifient un ion par la couleur du précipité qu’il forme :

ion recherché	réactif	précipité	couleur
cuivre(II) $\ce{Cu^{2+}}$	hydroxyde de sodium	$\ce{Cu(OH)2}$	bleu
fer(II) $\ce{Fe^{2+}}$	hydroxyde de sodium	$\ce{Fe(OH)2}$	vert
fer(III) $\ce{Fe^{3+}}$	hydroxyde de sodium	$\ce{Fe(OH)3}$	rouille
zinc $\ce{Zn^{2+}}$	hydroxyde de sodium	$\ce{Zn(OH)2}$	blanc
aluminium $\ce{Al^{3+}}$	hydroxyde de sodium	$\ce{Al(OH)3}$	blanc
chlorure $\ce{Cl-}$	nitrate d’argent	$\ce{AgCl}$	blanc, noircit à la lumière

Exemple 17.11 (Écrire une précipitation)

On n’écrit que les ions qui forment le solide ; les autres restent dissous et ne participent pas :

\ce{Cu^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Cu(OH)2(s)}, \qquad \ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}.

Les précipités formés avec l’hydroxyde de sodium (les cinq premiers tubes) et avec le nitrate d’argent (le dernier tube).

Sécurité

L’hydroxyde de sodium provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires, et peut être corrosif pour les métaux (GHS05) ; dilué, il est irritant pour la peau et les yeux (GHS07). Le nitrate d’argent, le réactif des ions chlorure, est comburant, corrosif et très toxique pour les organismes aquatiques. Lunettes, gants ; les réactifs sont distribués goutte à goutte par l’enseignant.

Méthode 17.12 (Tester un ion)

Verser un peu de la solution à tester dans un tube à essai.
Ajouter le réactif goutte à goutte.
Noter la couleur du précipité éventuel et la comparer au tableau.
Conclure, en se rappelant qu’un test identifie un ion, et non un composé : une solution de chlorure de fer(III) donne à la fois le test de $\ce{Fe^{3+}}$ et celui de $\ce{Cl-}$ .

17.5 Exercices

Exercice 17.1 ★

Qu’est-ce qu’un ion ? Quelle est la différence entre un cation et un anion ?

Solution

Solution de Exercice 17.1.

Un atome ou un groupe d’atomes qui a perdu ou gagné des électrons et qui porte une charge. Un cation est positif (électrons perdus), un anion négatif (électrons gagnés).

Exercice 17.2 ★

Un atome de magnésium (12 protons) perd deux électrons. Écris la formule de l’ion formé, et donne ses nombres de protons et d’électrons.

Solution

Solution de Exercice 17.2.

$\ce{Mg^{2+}}$ : 12 protons, 10 électrons.

Exercice 17.3 ★

Écris les formules du chlorure de potassium, du chlorure de magnésium et de l’oxyde de calcium (ion oxyde : $\ce{O^{2-}}$ ).

Solution

Solution de Exercice 17.3.

$\ce{KCl}$ , $\ce{MgCl2}$ , $\ce{CaO}$ .

Exercice 17.4 ★

Pourquoi l’eau salée conduit-elle l’électricité, alors que l’eau sucrée ne la conduit pas ?

Solution

Solution de Exercice 17.4.

L’eau salée contient des ions, $\ce{Na+(aq)}$ et $\ce{Cl-(aq)}$ , qui se déplacent et transportent des charges. Les molécules de sucre ne portent pas de charge.

Exercice 17.5 ★★

Écris les formules du sulfate de cuivre(II), du chlorure d’aluminium et du carbonate de sodium.

Solution

Solution de Exercice 17.5.

$\ce{CuSO4}$ , $\ce{AlCl3}$ , $\ce{Na2CO3}$ .

Exercice 17.6 ★★

L’hydroxyde de sodium ajouté à une solution donne un précipité rouille. Quel ion la solution contient-elle ? Écris l’équation de la précipitation.

Solution

Solution de Exercice 17.6.

Fer(III), $\ce{Fe^{3+}}$ : $\ce{Fe^{3+}(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$ .

Exercice 17.7 ★★

Combien d’électrons l’ion sulfate $\ce{SO4^{2-}}$ porte-t-il en plus de ses protons ? Et l’ion nitrate $\ce{NO3-}$ ?

Solution

Solution de Exercice 17.7.

Sulfate : 2 électrons en plus. Nitrate : 1.

Exercice 17.8 ★★

Une solution donne un précipité blanc avec le nitrate d’argent et un précipité bleu avec l’hydroxyde de sodium. Nomme le composé ionique dissous et écris sa formule.

Solution

Solution de Exercice 17.8.

Blanc avec le nitrate d’argent : $\ce{Cl-}$ . Bleu avec l’hydroxyde de sodium : $\ce{Cu^{2+}}$ . C’est le chlorure de cuivre(II), $\ce{CuCl2}$ .

Exercice 17.9 ★★

Regarde la figure de la couche du cristal de sel. Combien de voisins de charge opposée un ion situé au milieu de la couche a-t-il dans cette couche ?

Solution

Solution de Exercice 17.9.

Quatre : un de chaque côté (à gauche, à droite, au-dessus, au-dessous).

Exercice 17.10 ★★

Écris l’équation de la précipitation de l’hydroxyde de fer(II) à partir des ions $\ce{Fe^{2+}}$ et $\ce{OH-}$ .

Solution

Solution de Exercice 17.10.

$\ce{Fe^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Fe(OH)2(s)}$ .

Exercice 17.11 ★★★

Une poudre blanche peut être du chlorure de zinc ou du chlorure de sodium. Dissoute dans l’eau, elle donne un précipité blanc avec l’hydroxyde de sodium. Laquelle est-ce ? Écris l’équation.

Solution

Solution de Exercice 17.11.

Le chlorure de zinc : les ions sodium ne donnent pas de précipité avec l’hydroxyde de sodium, les ions zinc en donnent un blanc : $\ce{Zn^{2+}(aq) + 2OH-(aq) -> Zn(OH)2(s)}$ .

Exercice 17.12 ★★★

Dans un cristal de chlorure de calcium, combien y a-t-il d’ions chlorure pour 1000 ions calcium ? Vérifie que le cristal est neutre.

Solution

Solution de Exercice 17.12.

$\ce{CaCl2}$ : 2000 ions chlorure. Charges : $1000 \times (+2) + 2000 \times (-1) = 0$ .

17.6 Problème : le puits rouillé

Problème 17.1

Problème du week-end — des taches orange dans l’évier d’une ferme, deux tests, et le nombre d’ions fer dans un litre d’eau de puits

L’eau du puits d’une ferme laisse des taches orange dans l’évier. Un laboratoire en reçoit un échantillon. Fraîchement tirée, l’eau est limpide ; avec l’hydroxyde de sodium, elle donne un précipité vert, qui devient rouille en moins d’une heure à la surface, au contact de l’air. Le laboratoire mesure $0.30\,\mathrm{mg}$ de fer, sous forme d’ions fer, par litre. On prendra pour masse d’un nucléon $1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$ , et 56 nucléons pour un atome de fer.

Partie I — Les tests.

Quel ion le précipité vert révèle-t-il ? Donne la formule du précipité.
Quel ion le précipité rouille révèle-t-il ? Donne sa formule.
Un ion fer(II) et un ion fer(III) diffèrent d’un électron. Lequel a le plus d’électrons ? Combien d’électrons chacun possède-t-il (fer : $Z = 26$ ) ?
Écris l’équation de la précipitation de l’hydroxyde de fer(III).

Partie II — Les taches.

Dans l’évier, l’eau limpide se trouble lentement et devient orange. Quel ion l’eau contient-elle à la sortie du puits, et lequel finit-elle par contenir ?
Écris la formule du composé ionique formé par les ions fer(III) et les ions hydroxyde, et vérifie qu’il est neutre.
Peut-on retirer le fer de l’eau en la filtrant à la sortie du puits ? Après qu’elle est devenue orange ? Explique.
Une eau qui contient des ions fer est-elle un corps pur ? Un mélange homogène ?

Partie III — Compter les ions.

Calcule la masse d’un atome de fer, en kilogrammes.
Convertis $0.30\,\mathrm{mg}$ en kilogrammes.
Pourquoi peut-on prendre la masse d’un ion fer égale à celle d’un atome de fer ?
Calcule le nombre d’ions fer dans un litre de l’eau du puits.

Solution

Solution de Problème 17.1.

1. Fer(II), $\ce{Fe^{2+}}$ : $\ce{Fe(OH)2}$ .

2. Fer(III), $\ce{Fe^{3+}}$ : $\ce{Fe(OH)3}$ .

3. $\ce{Fe^{2+}}$ en a un de plus : $26 - 2 = 24$ électrons, contre $26 - 3 = 23$ pour $\ce{Fe^{3+}}$ .

4. $\ce{Fe^{3+}(aq) + 3OH-(aq) -> Fe(OH)3(s)}$ .

5. Elle sort du puits avec des ions fer(II) ; au contact de l’air, ils deviennent des ions fer(III), qui forment le solide orange.

6. $\ce{Fe(OH)3}$ : $(+3) + 3 \times (-1) = 0$ .

7. Pas à la sortie du puits : les ions fer sont dissous et traversent un filtre. Une fois le solide orange formé, oui : c’est un précipité, retenu par un filtre.

8. Non : c’est un mélange (de l’eau et des ions dissous). Fraîchement tirée et limpide, elle est homogène.

9. $56 \times 1.67 \times 10^{-27} = 9.35 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}$ .

10. $0.30\,\mathrm{mg} = 0.30 \times 10^{-6}\,\mathrm{kg} = 3.0 \times 10^{-7}\,\mathrm{kg}$ .

11. Un ion diffère de l’atome de deux ou trois électrons, dont la masse est négligeable devant celle du noyau.

12. $3.0 \times 10^{-7} / 9.35 \times 10^{-26} \approx 3.2 \times 10^{18}$ ions fer par litre.

Termes définis dans ce chapitre

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