Réactifs pour une Réaction de Précipitation
Contexte : La stœchiométrieDomaine de la chimie qui étudie les relations quantitatives (masse, volume, moles) entre les réactifs et les produits au cours d'une réaction chimique. en solution.
En chimie, prédire le résultat du mélange de deux solutions est fondamental. La stœchiométrie nous permet de calculer les quantités exactes de produits qui seront formés et de déterminer quel réactif sera entièrement consommé en premier. Cet exercice vous guide à travers le calcul complet d'une réaction de précipitation, depuis l'écriture de l'équation jusqu'à la détermination de la masse de solide formé et des concentrations finales en solution.
Remarque Pédagogique : Cet exercice est au cœur du programme de chimie de première. Il vous apprend à manipuler les concepts de mole, de concentration molaire et de masse molaire pour résoudre un problème concret. Vous utiliserez le tableau d'avancementOutil stœchiométrique qui permet de suivre l'évolution des quantités de matière des espèces chimiques au cours d'une réaction., un outil essentiel pour identifier le réactif limitantRéactif qui est entièrement consommé lors d'une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produits pouvant être formés..
Objectifs Pédagogiques
- Écrire et équilibrer une équation de réaction de précipitation.
- Calculer des quantités de matière (moles) à partir de volumes et de concentrations.
- Construire et utiliser un tableau d'avancement pour déterminer l'état final d'un système.
- Identifier le réactif limitant et l'avancement maximal.
- Calculer la masse de précipitéSolide insoluble qui se forme dans une solution liquide lors d'une réaction chimique. formé à partir de la quantité de matière.
Données de l'étude
Schéma de l'expérience
Visualisation 3D de la réaction
| Donnée | Valeur | Unité |
|---|---|---|
| Masse molaire Argent (Ag) | 107,9 | \(\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire Chlore (Cl) | 35,5 | \(\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire Sodium (Na) | 23,0 | \(\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire Azote (N) | 14,0 | \(\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire Oxygène (O) | 16,0 | \(\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\) |
Questions à traiter
- Écrire l'équation de la réaction de précipitation.
- Calculer les quantités de matière initiales des ions réactifs.
- À l'aide d'un tableau d'avancement, déterminer le réactif limitant et l'avancement maximal \(x_{max}\).
- Calculer la masse de précipité de chlorure d'argent formé.
- Déterminer les concentrations molaires des ions spectateurs dans le mélange final.
Les bases de la stœchiométrie en solution
Avant de commencer, rappelons quelques concepts clés de la chimie des solutions.
1. La Mole et la Masse Molaire
La mole est l'unité de quantité de matière. La masse molaire (\(M\)) d'une espèce chimique est la masse d'une mole de cette espèce, exprimée en g/mol. On la calcule en additionnant les masses molaires de tous les atomes de la formule.
\[ m = n \times M \]
2. Concentration Molaire
La concentration molaire (\(C\)) d'une solution est la quantité de matière de soluté (\(n\)) par litre de solution (\(V\)).
\[ n = C \times V \]
Attention : Le volume doit être en Litres (L) pour ce calcul !
3. Le Réactif Limitant
Lorsqu'on mélange des réactifs, celui qui s'épuise en premier est le réactif limitant. C'est lui qui arrête la réaction et qui détermine la quantité maximale de produits que l'on peut obtenir.
Correction : Réactifs pour une Réaction de Précipitation
Question 1 : Écrire l'équation de la réaction de précipitation
Principe (le concept physique)
Une réaction de précipitation se produit lorsque deux ions en solution se combinent pour former un composé solide insoluble. Ici, les ions argent \(Ag^+\) et les ions chlorure \(Cl^-\) réagissent pour former le précipité solide \(AgCl\).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Les solutions de départ sont des composés ioniques dissociés dans l'eau. Nitrate d'argent donne \(Ag^+_{(aq)} + NO^-_{3(aq)}\) et le chlorure de sodium donne \(Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}\). Les ions qui ne participent pas à la formation du précipité (\(Na^+\) et \(NO_3^-\)) sont appelés ions spectateursIons présents dans la solution mais qui ne participent pas directement à la réaction chimique. Ils restent inchangés du début à la fin..
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Il est crucial d'indiquer l'état physique de chaque espèce : (aq) pour aqueux (dissous dans l'eau) et (s) for solide. Cela permet de visualiser qui réagit et ce qui se forme concrètement.
Normes (la référence réglementaire)
La nomenclature des ions et des composés suit les règles de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA). L'équation doit respecter la loi de conservation de la masse (Lavoisier).
Formule(s) (l'outil mathématique)
L'équation doit respecter la conservation de la matière et des charges. On écrit les réactifs à gauche et les produits à droite, puis on ajuste les coefficients stœchiométriquesNombres placés devant les formules des espèces chimiques dans une équation pour indiquer les proportions dans lesquelles elles réagissent et se forment..
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la dissociation des sels (nitrate d'argent et chlorure de sodium) dans l'eau est totale et instantanée.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Réactifs : Ions argent \(Ag^+\) et ions chlorure \(Cl^-\)
- Produit : Chlorure d'argent \(AgCl\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour trouver l'équation de précipitation, "croisez" les ions : l'ion positif du premier réactif (\(Ag^+\)) s'associe avec l'ion négatif du second (\(Cl^-\)). Vérifiez ensuite la solubilité du composé formé.
Schéma (Avant les calculs)
Ions en solution avant réaction
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Identifier les ions réactifs : \(Ag^+_{(aq)}\) et \(Cl^-_{(aq)}\).
2. Identifier le produit solide : \(AgCl_{(s)}\).
3. Écrire l'équation et l'équilibrer :
L'équation est déjà équilibrée car il y a un atome d'argent et un atome de chlore de chaque côté, et la charge totale est nulle de chaque côté.
Schéma (Après les calculs)
Équation de la réaction
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Cette équation simple montre que pour chaque ion argent qui réagit, il faut un ion chlorure. Les proportions sont de 1 pour 1. C'est la base de tous les calculs qui vont suivre.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas oublier d'équilibrer les charges ! Ici, +1 et -1 donnent 0, ce qui est correct. Pour une réaction comme \(Ca^{2+} + 2F^- \rightarrow CaF_2\), l'équilibre des charges est tout aussi important que celui des atomes.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Identifier les ions qui forment le précipité.
- Écrire l'équation avec les bonnes formules et les bons états physiques.
- Vérifier la conservation des atomes et des charges.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le nitrate d'argent, autrefois appelé "pierre infernale", était utilisé en médecine pour cautériser les plaies. Son action antiseptique est due aux ions argent \(Ag^+\) qui détruisent les bactéries.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Écrivez l'équation de la précipitation qui a lieu si on mélange une solution de nitrate de plomb \(Pb(NO_3)_2\) et d'iodure de potassium \(KI\), sachant que le précipité formé est l'iodure de plomb \(PbI_2\).
Question 2 : Calculer les quantités de matière initiales des ions réactifs
Principe (le concept physique)
Avant la réaction, les ions sont dissous dans leurs solutions respectives. Pour savoir combien d'ions sont disponibles pour réagir, on doit calculer leur quantité de matière (en moles) en utilisant la concentration et le volume de chaque solution.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La quantité de matière, notée \(n\) et exprimée en moles (mol), est la grandeur fondamentale en chimie pour compter les entités (atomes, ions, molécules). La relation \(n = C \times V\) est l'une des plus importantes en chimie des solutions car elle relie une grandeur macroscopique mesurable (le volume \(V\)) à la quantité d'entités chimiques via la concentration \(C\).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Soyez rigoureux avec les chiffres significatifs. Les données sont fournies avec 2 ou 3 chiffres significatifs. Vos résultats de calculs de quantité de matière doivent refléter cette précision. Gardez en mémoire dans votre calculatrice les valeurs non arrondies pour les calculs suivants.
Normes (la référence réglementaire)
L'unité légale de volume dans le Système International est le mètre cube (\(m^3\)). Cependant, en chimie, le Litre (L) est universellement accepté. Il est impératif de convertir les millilitres (mL) en litres avant d'appliquer la formule \( n = C \times V \). \(1 \, \text{L} = 1000 \, \text{mL}\).
Formule(s) (l'outil mathématique)
La relation fondamentale est :
Où \(n\) est la quantité de matière (mol), \(C\) la concentration molaire (mol/L) et \(V\) le volume (L).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que les volumes prélevés avec la verrerie de laboratoire sont exacts et que les concentrations des solutions mères sont précises.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Solution 1 : \(C_1 = 0,15 \, \text{mol/L}\), \(V_1 = 20,0 \, \text{mL} = 0,0200 \, \text{L}\)
- Solution 2 : \(C_2 = 0,12 \, \text{mol/L}\), \(V_2 = 30,0 \, \text{mL} = 0,0300 \, \text{L}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour convertir des mL en L, il suffit de diviser par 1000, ce qui revient à décaler la virgule de trois rangs vers la gauche. Exemple : \(20,0 \, \text{mL} \rightarrow 0,0200 \, \text{L}\).
Schéma (Avant les calculs)
Relation n = C x V
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Quantité de matière initiale d'ions \(Ag^+\) :
2. Quantité de matière initiale d'ions \(Cl^-\) :
Schéma (Après les calculs)
Quantités initiales
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Nous avons maintenant les "ingrédients" de notre réaction en quantité chimique. On voit que les quantités initiales ne sont pas égales. Cela nous indique qu'un des deux réactifs sera limitant.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus fréquente est d'oublier de convertir les volumes en Litres. Si vous ne le faites pas, votre résultat sera 1000 fois trop grand et n'aura aucun sens physique.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La formule clé est \(n = C \times V\).
- Le volume \(V\) doit impérativement être en Litres (L).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le concept de mole a été introduit par le chimiste Wilhelm Ostwald en 1894. Le nombre d'entités dans une mole, le nombre d'Avogadro (\(\approx 6,022 \times 10^{23}\)), est si grand que si vous aviez une mole de grains de sable, vous pourriez couvrir toute la surface de la France d'une couche de plusieurs dizaines de mètres de hauteur !
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si on utilisait 50,0 mL de la solution de \(NaCl\), quelle serait la quantité de matière d'ions \(Cl^-\) en mol ?
Question 3 : Déterminer le réactif limitant et l'avancement maximal \(x_{max}\)
Principe (le concept physique)
Les réactifs sont consommés dans les proportions données par l'équation (ici 1 pour 1). Comme nous n'avons pas exactement les mêmes quantités de chaque ion, l'un d'eux s'épuisera avant l'autre. C'est le réactif limitant. L'avancement maximal \(x_{max}\) est la valeur de l'avancement pour laquelle ce réactif limitant disparaît.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le tableau d'avancement est un outil puissant. Pour chaque réactif, on pose l'équation \(n_{initial} - a \cdot x_{max} = 0\), où 'a' est le coefficient stœchiométrique. On calcule la valeur de \(x\) qui annule la quantité de chaque réactif. La plus petite de ces valeurs est l'avancement maximal \(x_{max}\), et le réactif correspondant est le réactif limitant.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Le tableau d'avancement est votre meilleur ami pour les problèmes de stœchiométrie. Prenez le temps de le construire proprement, ligne par ligne (état initial, en cours, état final). C'est une méthode visuelle qui évite de nombreuses erreurs.
Normes (la référence réglementaire)
L'utilisation du tableau d'avancement est une méthode standardisée enseignée en France et dans de nombreux pays pour résoudre les problèmes de stœchiométrie. Il permet une approche systématique et rigoureuse.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour un réactif A avec un coefficient stœchiométrique \(a\):
L'avancement maximal final est la plus petite de ces valeurs calculées pour chaque réactif.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est totale, c'est-à-dire qu'elle se poursuit jusqu'à l'épuisement complet du réactif limitant.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(n_{i}(Ag^+) = 0,0030 \, \text{mol}\)
- \(n_{i}(Cl^-) = 0,0036 \, \text{mol}\)
- Coefficients stœchiométriques : 1 pour \(Ag^+\) et 1 pour \(Cl^-\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Quand tous les coefficients stœchiométriques des réactifs valent 1 (comme ici), le réactif limitant est simplement celui qui a la plus petite quantité de matière initiale. C'est un raccourci utile !
Schéma (Avant les calculs)
Qui s'épuisera en premier ?
Calcul(s) (l'application numérique)
On construit le tableau d'avancement :
| Équation | \(Ag^+_{(aq)}\) | + | \(Cl^-_{(aq)}\) | \(\rightarrow\) | \(AgCl_{(s)}\) |
|---|---|---|---|---|---|
| État Initial (mol) | 0,0030 | 0,0036 | 0 | ||
| En cours (mol) | \(0,0030 - x\) | \(0,0036 - x\) | \(x\) | ||
| État Final (mol) | \(0,0030 - x_{max}\) | \(0,0036 - x_{max}\) | \(x_{max}\) |
On pose les deux hypothèses :
1. Si \(Ag^+\) est le limitant : \(0,0030 - x_{max,1} = 0 \Rightarrow x_{max,1} = 0,0030 \, \text{mol}\)
2. Si \(Cl^-\) est le limitant : \(0,0036 - x_{max,2} = 0 \Rightarrow x_{max,2} = 0,0036 \, \text{mol}\)
On choisit la plus petite valeur :
Schéma (Après les calculs)
État Final
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'avancement maximal est de 0,0030 mol. Cela signifie que la réaction s'arrêtera lorsque 0,0030 mol de \(Ag^+\) et 0,0030 mol de \(Cl^-\) auront réagi. Le réactif qui a déterminé cette valeur, \(Ag^+\), est donc le réactif limitant.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention, le réactif limitant n'est pas toujours celui avec la plus petite quantité de matière initiale ! Il faut diviser cette quantité par son coefficient stœchiométrique. Ici, comme les coefficients sont de 1, ça fonctionne, mais ce n'est pas une règle générale.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Le tableau d'avancement est la méthode la plus sûre.
- On pose l'équation \(n_f = 0\) pour chaque réactif.
- \(x_{max}\) est la plus petite des solutions trouvées.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le mot "stœchiométrie" vient des mots grecs "stoikhein" (élément) et "metron" (mesure). Il a été inventé par le chimiste allemand Jeremias Richter à la fin du 18ème siècle, qui fut l'un des premiers à énoncer que les substances chimiques réagissent selon des rapports de masse fixes.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si on avait initialement \(n(Ag^+) = 0,005\) mol et \(n(Cl^-) = 0,004\) mol, quel serait le réactif limitant ?
Question 4 : Calculer la masse de précipité de chlorure d'argent formé
Principe (le concept physique)
La quantité de produit formé est directement liée à l'avancement maximal. Une fois qu'on connaît la quantité de matière (en moles) de \(AgCl\) solide produit, on peut la convertir en masse (en grammes) en utilisant sa masse molaire.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La masse molaire \(M\) d'un composé est la somme des masses molaires de chaque atome qui le compose, en tenant compte de leur nombre. Par exemple, pour \(H_2O\), \(M(H_2O) = 2 \times M(H) + 1 \times M(O)\). C'est le pont qui permet de passer du monde microscopique des moles au monde macroscopique des grammes.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Cette étape concrétise le résultat de la réaction. La masse est une grandeur que l'on peut mesurer directement avec une balance. C'est souvent le résultat final attendu d'une expérience de synthèse en laboratoire.
Normes (la référence réglementaire)
Les masses molaires atomiques sont des valeurs standardisées, généralement issues du tableau périodique des éléments. L'unité officielle de masse est le kilogramme (kg), mais le gramme (g) est utilisé par convention en chimie de laboratoire.
Formule(s) (l'outil mathématique)
1. Calcul de la masse molaire de \(AgCl\) :
2. Calcul de la masse de précipité :
D'après le tableau d'avancement, \(n_f(AgCl) = x_{max}\).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que le rendement de la réaction est de 100%, c'est-à-dire que tout le précipité formé est récupéré sans perte lors d'une éventuelle filtration.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(x_{max} = 0,0030 \, \text{mol}\)
- \(M(Ag) = 107,9 \, \text{g/mol}\)
- \(M(Cl) = 35,5 \, \text{g/mol}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Calculez la masse molaire du produit une seule fois au début de l'exercice et notez-la clairement. Vous éviterez de la recalculer à chaque fois si vous en avez besoin plus tard.
Schéma (Avant les calculs)
Conversion Moles → Grammes
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Calcul de la masse molaire de \(AgCl\) :
2. Calcul de la masse de précipité :
En respectant les chiffres significatifs (2 pour les concentrations), on arrondit à :
Schéma (Après les calculs)
Masse de précipité obtenue
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Moins d'un demi-gramme de solide blanc se formera au fond du bécher. C'est une quantité visible à l'œil nu, qui pourrait être récupérée par filtration, séchée et pesée pour vérifier expérimentalement le calcul.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention à ne pas confondre masse (\(m\)) et masse molaire (\(M\)). Vérifiez toujours les unités de votre résultat : une masse doit être en grammes (ou kg), pas en g/mol !
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La quantité de produit formé est \(n_{produit} = a \cdot x_{max}\) (où \(a\) est le coefficient stœchiométrique).
- La masse se calcule avec la formule \(m = n \times M\).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le chlorure d'argent est photosensible : il noircit à la lumière. Cette propriété a été la base de la photographie argentique pendant plus d'un siècle. La lumière décompose \(AgCl\) en argent métallique (\(Ag\)), qui forme l'image noire.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si l'on formait 0,005 mol de précipité de sulfate de baryum \(BaSO_4\) (\(M \approx 233,4\) g/mol), quelle masse obtiendrait-on ?
Question 5 : Déterminer les concentrations molaires des ions spectateurs
Principe (le concept physique)
Les ions spectateurs (\(Na^+\) et \(NO_3^-\)) ne réagissent pas. Leur quantité de matière reste donc constante. Cependant, comme on a mélangé deux solutions, le volume total a changé. Leur concentration finale sera donc leur quantité de matière divisée par le volume total du mélange.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Ce phénomène s'appelle la dilution. Lorsqu'on ajoute un solvant (ici, l'autre solution) à une solution, le volume augmente mais la quantité de soluté reste la même. Par conséquent, la concentration diminue. La concentration finale est toujours inférieure à la concentration initiale de l'ion dans sa solution de départ.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est une erreur classique d'oublier que le volume a changé ! Pensez-y toujours : dès qu'on mélange deux solutions, le nouveau volume est la somme des deux volumes de départ (sauf indication contraire).
Normes (la référence réglementaire)
La concentration molaire, notée \(C\) ou entre crochets \([X]\), s'exprime en mol·L⁻¹. C'est l'unité de concentration la plus utilisée en chimie car elle est directement liée à la quantité de matière.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Concentration finale d'un ion spectateur Y :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que les volumes sont additifs, c'est-à-dire que le volume du mélange est exactement la somme des volumes des solutions mélangées. C'est une très bonne approximation pour les solutions aqueuses diluées.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(n(NO_3^-) = 0,0030 \, \text{mol}\)
- \(n(Na^+) = 0,0036 \, \text{mol}\)
- \(V_1 = 0,0200 \, \text{L}\)
- \(V_2 = 0,0300 \, \text{L}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Calculez le volume total une seule fois et mettez-le en évidence. Vous l'utiliserez pour calculer la concentration de toutes les espèces restantes en solution à la fin.
Schéma (Avant les calculs)
Mélange des volumes
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Calcul du volume total :
2. Quantité de matière des ions spectateurs (inchangée) :
3. Calcul des concentrations finales :
Schéma (Après les calculs)
Concentrations finales des spectateurs
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Les concentrations des ions spectateurs ont diminué par rapport à leurs concentrations initiales. C'est un effet de dilution, tout à fait normal lorsqu'on mélange des solutions.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne divisez pas la quantité de matière d'un ion par le volume de sa solution d'origine, mais bien par le volume total du mélange final !
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Les ions spectateurs ne réagissent pas : leur quantité de matière \(n\) ne change pas.
- Le volume de la solution change : \(V_{final} = V_1 + V_2\).
- La concentration finale est donc \(C_{final} = n / V_{final}\).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les ions nitrate (\(NO_3^-\)) sont des nutriments essentiels pour les plantes, mais leur excès dans les eaux de surface (dû aux engrais) provoque un phénomène d'eutrophisation : la prolifération excessive d'algues qui étouffent l'écosystème aquatique.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Dans les conditions de l'exercice, quelle est la concentration finale de l'ion en excès \(Cl^-\) en mol/L ?
Outil Interactif : Simulateur de Réaction
Modifiez les conditions initiales pour voir leur influence sur la masse de précipité et le réactif limitant.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
Les réactions de précipitation ne servent pas qu'à faire de jolis solides colorés en laboratoire ! Elles sont utilisées industriellement pour purifier l'eau (en précipitant les ions indésirables comme le plomb ou le mercure), pour extraire des métaux précieux de leurs minerais, ou encore pour fabriquer des pigments pour les peintures.
Foire Aux Questions (FAQ)
Comment savoir si un composé va précipiter ?
On utilise des règles de solubilité. Par exemple, la plupart des nitrates (\(NO_3^-\)) et des sels de sodium (\(Na^+\)) sont solubles dans l'eau. En revanche, la plupart des chlorures (\(Cl^-\)) sont solubles, SAUF ceux d'argent (\(Ag^+\)), de plomb (\(Pb^{2+}\)) et de mercure (\(Hg_2^{2+}\)). C'est en apprenant ces quelques règles que l'on peut prédire la formation d'un précipité.
Que se passe-t-il avec l'ion qui est en excès ?
L'ion du réactif en excès qui a réagi est consommé, mais il en reste une partie dans la solution finale. Par exemple, dans notre exercice, l'ion chlorure \(Cl^-\) est en excès. Sa concentration finale ne sera pas nulle, on peut la calculer en soustrayant la quantité qui a réagi (\(x_{max}\)) de la quantité initiale, puis en divisant par le volume total.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Si on double le volume de la solution de nitrate d'argent, la masse de précipité va...
2. Qu'est-ce qui définit le réactif limitant ?
- Stœchiométrie
- Domaine de la chimie qui étudie les relations quantitatives (masse, volume, moles) entre les réactifs et les produits au cours d'une réaction chimique.
- Réactif Limitant
- Réactif qui est entièrement consommé lors d'une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produits pouvant être formés.
- Tableau d'avancement
- Outil stœchiométrique qui permet de suivre l'évolution des quantités de matière des espèces chimiques au cours d'une réaction.
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