Les IONS

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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)

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  Devoir Formatif  « Contrôle : savoir » ;   ( remédiation)

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 Devoir  Formatif  «  Evaluation   savoir faire »  ( remédiation)

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Devoir sommatif .

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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  N°    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 SO4 ; K NO4 ?  AgNO3 ?