Les ions et leur identification

I. Les ions

1. Définition

• Un ion est un atome ou groupe d'atomes qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électron(s).

• L'atome ou groupe d'atomes qui perd un ou des électron(s) devient un ion positif appelé cation.

• L'atome ou groupe d'atomes qui gagne un ou des électron(s) devient un ion négatif appelé anion.

2. Les ions monoatomiques

• Les ions monoatomiques ne sont formés que par seul type d'atome.

• Exemple 1 : l'ion sodium

  $\circ\quad$ L'ion sodium correspond à un atome de sodium ayant perdu $1$ électron ;

  $\circ\quad$ L'atome de sodium ($Z=11$) est constitué de $11$ protons et de $11$ électrons (charge totale est nulle) ;

  $\circ\quad$ L'ion sodium est composé de $11$ protons ($+11e$) et de $10$ électrons ($-10e$) ;

  $\circ\quad$ $\small{\text{Charge totale de l'ion}} = +11e - 10e = +1e$ ;

  $\circ\quad$ On notera l'ion sodium : $Na^+$.

• Exemple 2 : l'ion chlorure

$\circ\quad$ L'ion chlorure est un atome de chlore qui a gagné $1$ électron ;

$\circ\quad$ L'atome de chlore ($Z=17$) est constitué de $17$ protons et de $17$ électrons (charge totale est nulle) ;

$\circ\quad$ L'ion chlorure est composé de 17 protons ($+17e$) et de 18 électrons ($-18e$) ;

$\circ\quad$ $\text{Charge totale de l'ion} = +17e - 18e = -1e$ ;

$\circ\quad$ On notera l'ion chlorure : $Cl^-$.

3. Les ions polyatomiques

• Les ions polyatomiques sont formés par un groupement de plusieurs atomes.

• La charge positive ou négative s'applique à l'ensemble des atomes du groupe.

$\circ\quad$ Exemple : ion sulfate

II. Les principaux ions rencontrés

1. Les ions positifs ou cations

• Ions monoatomiques positifs :

• Ions polyatomiques positifs :

L'ion ammonium $NH_4^+$ .

2. Les ions négatifs ou anions

• Ions monoatomiques négatifs :

• Ions polyatomiques négatifs :

III. Tests de reconnaissance des principaux ions

Cette liste n'est pas exhaustive. Elle peut donc être complétée.

1. L'ion chlorure

• On utilise une solution de nitrate d'argent $(Ag^+ + NO_3^-)$ .

• L'ion $Cl^-$ réagit avec l'ion $Ag^+$ pour former le précipité chlorure d'argent $AgCl_{(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl$ .

• Remarque : c'est un précipité qui noircit à la lumière.

2. L'ion magnésium

• On utilise une solution d'hydroxyde de sodium $(Na^+ + OH^-)$ .

• L'ion $Mg^{2+}$ réagit avec l'ion $OH^-$ pour former le précipité hydroxyde de magnésium $Mg(OH)_{2_(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Mg^{2+} + 2OH^- \rightarrow Mg(OH)_2$ .

• Remarque : c'est un précipité blanc.

3. Ion sodium

On fait un test de flamme : la flamme est jaune orangée.

4. Ion potassium

On fait un test de flamme : la flamme est violette.

5. Ion sulfate

• On utilise une solution de chlorure de baryum $(Ba^{2+} + 2Cl^-)$ .

• L'ion SO$_4^{2-}$ réagit avec l'ion Ba$^{2+}$ pour former le précipité sulfate de baryum $BaSO_{4(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4$ .

• Remarque : c'est un précipité blanc.

6. L'ion cuivre (II)

• On utilise une solution d'hydroxyde de sodium $(Na^+ + OH^-)$ .

• L'ion $Cu^{2+}$ réagit avec l'ion $OH^-$ pour former le précipité hydroxyde de cuivre (II) $Cu(OH)_{2(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2$ .

• Remarque : c'est un précipité bleu.

7. L'ion fer (II)

• On utilise une solution d'hydroxyde de sodium $(Na^+ + OH^-)$ .

• L'ion $Fe^{2+}$ réagit avec l'ion $OH^-$ pour former le précipité hydroxyde de fer (II) $Fe(OH)_{2(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2$ .

• Remarque : c'est un précipité verdâtre.

8. L'ion fer (III)

• On utilise une solution d'hydroxyde de sodium $(Na^+ + OH^-)$ .

• L'ion $Fe^{3+}$ réagit avec l'ion $OH^-$ pour former le précipité hydroxyde de fer (III) $Fe(OH)_{3(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3$ .

• Remarque : c'est un précipité rouille.

9. L'ion zinc

• On utilise une solution d'hydroxyde de sodium $(Na^+ + OH-)$ .

• L'ion $Zn^{2+}$ réagit avec l'ion $OH^-$ pour former le précipité hydroxyde de zinc $Zn(OH)_{2(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Zn^{2+} + 2OH^- \rightarrow Zn(OH)_2$ .

• Remarque : c'est un précipité blanc, soluble dans un excès de soude.

10. L'ion calcium

• On utilise une solution d'oxalate d'ammonium $(2NH_4^+ + C_2O_4^{2-})$ .

• L'ion $Ca^{2+}$ réagit avec l'ion $C_2O_4^{2-}$ pour former le précipité oxalate de calcium $CaC_2O_{4(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $Ca^{2+} + C_2O_4^{2-} \rightarrow CaC_2O_4$ .

• Remarque : c'est un précipité blanc.

11. L'ion phosphate

• On utilise une solution de nitrate d'argent $(Ag^+ + NO_3^-)$ .

• L'ion $PO_4^{3-}$ réagit avec l'ion $Ag^+$ pour former le précipité phosphate d'argent $Ag_3PO_{4(s)}$ .

• L'équation de la réaction est $3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4$ .

• Remarque : c'est un précipité jaunâtre.

IV. Identifier le caractère acide ou basique d'une solution par mesure de pH

1. Notion de $pH$ (rappel de 5^e)

• Le potentiel hydrogène, noté $pH$, est une grandeur qui permet de mesurer l'acidité ou la basicité d'une solution.

• L'échelle de $pH$ s'étend de $0$ à $14$ :

  $\circ\quad$ Une solution est acide si son $pH$ est inférieur à $7$ ;

  $\circ\quad$ Une solution est neutre si son $pH$ est égal à $7$ ;

  $\circ\quad$ Une solution est basique si son pH $pH$ est supérieur à $7$.

• Exemple d'application :

  $\circ\quad$ L'eau pure a un $pH$ de $7$, elle est donc neutre ;

  $\circ\quad$ Le jus de citron a un $pH$ d'environ $2$, il est donc acide ;

  $\circ\quad$ L'eau de Javel a un $pH$ d'environ $12$, elle est donc basique.

2. Mesure du $pH$

• Le $pH$ d'une solution peut être mesuré à l'aide de différents indicateurs ou instruments.

  $\circ\quad$ Le papier $pH$ change de couleur en fonction du $pH$ de la solution.

  $\circ\quad$ Les pH-mètres sont des instruments électroniques qui mesurent précisément le $pH$ d'une solution.

• Exemple d'application : pour mesurer le $pH$ d'une solution, on peut tremper une bande de papier pH dans la solution et comparer la couleur obtenue avec l'échelle de couleurs fournie.

3. Ions responsables du caractère acide ou basique

• Le caractère acide d'une solution est dû à la présence d'ions hydrogène, notés $H^+$.

• Le caractère basique d'une solution est dû à la présence d'ions hydroxyde, notés $OH^-$.

• Dans une solution neutre, les quantités en ions $H^+$ et $OH^-$ sont égales.

• Propriétés :

  $\circ\quad$ Dans une solution acide, la quantité d'ions $H^+$ est supérieure à celle en ions $OH^-$ ;

  $\circ\quad$ Dans une solution basique, la quantité d'ions $OH^-$ est supérieure à celle en ions $H^+$.

4. Applications pratiques

• La mesure du $pH$ est importante dans de nombreux domaines, comme la chimie, la biologie, l'environnement et l'industrie.

• En agriculture, le $pH$ du sol est mesuré pour déterminer les besoins en amendements et en engrais. En effet, pour cultiver des plantes, il est important de connaître le $pH$ du sol, car certaines plantes préfèrent les sols acides, tandis que d'autres préfèrent les sols basiques.

• Dans le traitement de l'eau, le $pH$ est contrôlé pour garantir la qualité de l'eau potable et des eaux usées.

V. Le courant électrique dans les solutions

Les propriétés associées aux solutions ioniques sont abordées dans la fiche de cours suivante :

L'énergie chimique et électrochimique

_{= Merci à gbm pour avoir contribué à l'élaboration de cette fiche =}