Resumes 
Flashcards 
StudySmarter IA 
Notes de cours 
Planning de révision 
Dossiers 
Examens 
Magazine 
Faire carrière 
App mobile 
Sauter à un chapitre clé
Dans cet article, nous allons nous familiariser avec les équations ioniques nettes et voir étape par étape comment les écrire.
- Cet article traite des équations ioniques nettes .
- Nous apprendrons pourquoi nous utilisons les équations ioniques nettes et ce qu'elles représentent.
- Ensuite, nous verrons comment écrire une équation ionique nette.
- Enfin, nous apprendrons à écrire ces équations pour les produits liquides et gazeux.
Définition de l'équation ionique nette
Une équation ionique nette est une équation chimique qui n'indique que les ions, les éléments et les composés qui participent directement à une réaction.
Alors, quand on dit qu'un ion spectateur "ne participe pas directement", que veut-on dire ? Eh bien, pour ce type de réactions, nous nous intéressons aux solutions aqueuses. Dans une solution aqueuse, les composés ont été dissous dans l'eau, ils sont donc présents sous forme d'ions.
Fig. 1 - Lorsque le NaCl est dissous dans l'eau, les ions sont attirés par les molécules d'eau. Na+ est attiré par l'oxygène, qui est légèrement négatif. Cl- est attiré par l'hydrogène, qui est légèrement positif.
Comme tu peux le voir ci-dessus, lorsqu'un solide est dissous dans l'eau, ses ions sont attirés par les molécules d'eau. Les ions positifs sont attirés par l'oxygène partiellement négatif, et les ions négatifs sont attirés par l'hydrogène partiellement positif (dans cet exemple, il s'agit respectivement du sodium et du chlore). Les liaisons entre les solides ioniques sont rompues et de nouvelles liaisons sont formées avec l'eau. Cette attraction explique pourquoi ces solides sont solubles et pourquoi ils sont des ions en solution.
Lorsque deux composés aqueux se combinent, les produits seront également aqueux ou formeront un précipité (un solide non soluble dans l'eau). La "réaction" dont nous parlons est la formation du solide (ou de toute espèce non aqueuse, comme nous le verrons plus tard). Les autres ions restent en solution pendant tout ce temps, sans faire grand-chose.
Alors, comment savoir quels composés sont solubles et insolubles ? Pour les solides ioniques, nous suivons les règles de solubilité. Ces règles nous indiquent si les ions ou les paires d'ions sont solubles. Par exemple, les composés contenant des métaux du groupe I (Li+, Na+, etc.) sont généralement solubles. De même, les composés avec des halogénures (Cl-, Br-, etc.) sont généralement solubles, c'est pourquoi nous savons que le NaCl est soluble dans l'eau (sans l'avoir observé, bien sûr !).
Exemple d'équation ionique nette
Maintenant que nous avons expliqué ce qu'est une équation ionique nette, à quoi ressemble-t-elle ? Voici un exemple de réaction chimique et son équation ionique nette :
$$NaCl+AgNO_3\rightarrow NaNO_3+AgCl$$$.
$$Ag^+_{(aq)}+Cl^-_{(aq)}\NFlèche droite AgCl_(s)$$
L'image ci-dessous illustre ce qui se passe dans cette réaction.
Fig. 2 - Lors d'une réaction entre AgNO3 et NaCl, les produits sont NaNO3 (aqueux) et AgCl (solide).
Nous avons deux réactifs : NaCl et AgNO3. Comme ils sont tous deux aqueux, leurs ions sont en solution. Lorsqu'ils réagissent, ils forment NaNO3 (aqueux) et AgCl (solide). L'AgCl est insoluble dans l'eau, il forme donc un solide et n'est donc pas sous sa forme ionique. Na+ et NO3- sont nos ions spectateurs, puisqu'ils restent tout le temps sous forme d'ions. L'équation ionique nette ne nous montre que la réaction qui forme le solide.
La plupart des sels d'halogénure (Cl-, Br-, etc.) sont solubles dans l'eau. Il existe cependant quelques exceptions, notamment le AgCl. Lorsque Ag+ et Cl- interagissent dans l'eau, une poudre blanche se forme, c'est le précipité.
Équation ionique nette équilibrée
Voyons maintenant comment nous avons obtenu cette équation ionique nette à partir de l'équation chimique originale
Ecris l'équation ionique nette pour la réaction entre NaCl et AgNO3.
La première chose à faire est d'écrire la réaction équilibrée
$$NaCl_{(aq)}+AgNO_{3\,(aq)}\rightarrow NaNO_{3\,(aq)}+AgCl_{(s)}$$
Ensuite, nous devons décomposer chaque solution aqueuse en ses ions. Tous les solides restent intacts.
$$Na^++Cl^-+Ag^++NO_3^-\rightarrow Na^++NO_3^-+AgCl$$
Maintenant, nous annulons tous les ions qui se trouvent des deux côtés de l'équation, de sorte qu'il nous reste l'équation ionique nette équilibrée.
$$\cancel{Na^+}+Cl^-+Ag^++\cancel{NO_3^-} \rightarrow \cancel{Na^+}+\cancel{NO_3^-}+AgCl$$$.
$$Ag^+_{(aq)}+Cl^-_{(aq)}\crightarrow AgCl_{(s)}$$$
- Ecris l'équation équilibrée de la réaction.
- Écris chaque solution aqueuse sous forme d'ions.
- Annule les ions qui sont présents des deux côtés.
- Simplifie l'équation.
Équation ionique nette HCl NaOH
Les équations ioniques nettes ne sont pas réservées aux solides. Si un liquide se forme lorsque deux solutions aqueuses réagissent ensemble, nous pouvons toujours utiliser une équation ionique nette. Les liquides, comme les solides, ne sont pas sous leur forme ionique dans l'eau. De plus, les liquides (par exemple, HCl) peuvent être aqueux. Comme pour les solides, tout dépend s'ils sont solubles dans l'eau. Écrivons l'équation ionique nette HCl + NaOH à titre d'exemple :
Commençons par écrire l'équation moléculaire.
$$HCl_{(aq)}+NaOH_{(aq)}\rightarrow H_2O_{(l)}+NaCl_{(aq)}$$
Nous pouvons maintenant diviser nos composés aqueux en ions.
$$H^++Cl^-+Na^++OH^-\rightarrow H_2O+Na^++Cl^-$$
Ensuite, nous annulerons les ions semblables pour obtenir l'équation nette.
$$H^++\cancel{Cl^-}+\cancel{Na^+}+OH^-\rightarrow H_2O+\cancel{Na^+}+\cancel{Cl^-}$$
$$H^+_{(aq)}+OH^-_{(aq)}\rightarrow H_2O_{(l)}$$
Il est logique que l'eau soit considérée comme un liquide ici, puisqu'elle ne peut pas se dissoudre. Cependant, il existe de nombreux liquides qui ne sont pas solubles dans l'eau, comme l'octanol (C8H18O). Les équations ioniques nettes se concentrent toujours sur les produits fabriqués à partir de solutions aqueuses, quel que soit l'état dans lequel elles se trouvent (en dehors de l'état aqueux).
Équations ioniques nettes pour les gaz
Enfin, nous pouvons également utiliser les équations ioniques nettes pour les produits gazeux. Ceci, bien sûr, tant que le gaz n'est pas soluble dans l'eau. Prenons un exemple :
Écris l'équation ionique nette pour la réaction du chlore gazeux (Cl2) et du NaBr.
Nous suivons les mêmes étapes que précédemment.
$$Cl_{2\,(g)}+2NaBr_{(aq)}\rightarrow Br_{2\,(g)}+2NaCl_{(aq)}$$
$$Cl_2+2Na^++2Br^-\rightarrow Br_2+2Na^++2Cl^-$$
$$Cl_2+\cancel{2Na^+}+2Br^-\rightarrow Br_2+\cancel{2Na^+}+2Cl^-$$
$$Cl_{2\,(g)}+2Br^-_{(aq)}\rightarrow Br_{2\,(g)}+2Cl^-_{(aq)}$$
Problèmes pratiques sur les équations ioniques nettes
Maintenant que nous avons abordé chacun des trois types d'équations, travaillons sur quelques problèmes supplémentaires.
D'après l'équation ci-dessous, écris l'équation ionique nette :
$$2Fe(NO_3)_{3\,(aq)}+3Na_2CO_{3\,(aq)}\rightarrow Fe_2(CO_3)_{3\,(s)}+6NaNO_{3\,(aq)}$$
Pour des équations comme celle-ci, assure-toi que tu multiplies les indices (petit nombre) par les coefficients (nombre devant). Sinon, l'équation ne sera pas équilibrée.
$$2Fe^{3+}+6NO_3^-+6Na^++3CO_3^{2-}\rightarrow Fe_2(CO_3)_3+6Na^++6NO_3^-$$
$$2Fe^{3+}_{(aq)}+3CO_{3\,(aq)}^{2-}\rightarrow Fe_2(CO_3)_{3\,(s)}$$
Voici maintenant un autre problème :
D'après l'équation ci-dessous, écris l'équation ionique nette :
$$H_3PO_{4\,(aq)}+KOH_{(aq)}\rightarrow H_2O_{(l)}+K_3PO_{4\,(aq)}$$
Cette équation n'est pas vraiment équilibrée. Assure-toi toujours que ton équation initiale est équilibrée avant d'essayer d'écrire l'équation ionique nette.
$$H_3PO_{4\,(aq)}+3KOH_{(aq)}\rightarrow 3H_2O_{(l)}+K_3PO_{4\,(aq)}$$
$$3H^++PO_4^{3-}+3K^++3OH^-\rightarrow 3H_2O+3K^++PO_4^{3-}$$
$$3H^++3OH^-\rightarrow 3H_2O$$
$$H^+_{(aq)}+OH^-_{(aq)}\rightarrow H_2O_{(l)}$$
D'après l'équation ci-dessous, écris l'équation ionique nette :
$$2HCl_{(aq)}+Na_2S_{(aq)}\rightarrow H_2S_{(g)}+2NaCl_{(aq)}$$
$$2H^++2Cl^-+2Na^++S^{2-}\rightarrow H_2S+2Na^++2Cl-$$
$$2H^+_{(aq)}+S^{2-}_{(aq)}\rightarrow H_2S_{(g)}$$
Avec un peu de chance, après toute cette pratique, le concept est devenu un peu plus facile. Tant que tu te souviens de tes étapes, écrire des équations ioniques nettes est facile !
Équations ioniques nettes - Points clés à retenir
- Une équation ionique nette est une équation chimique qui n'indique que les ions, les éléments et les composés qui participent directement à une réaction.
- Nous écrivons ces équations de façon à nous concentrer uniquement sur la réaction directe et non sur les ions spectateurs.
- Les ions spectateurs sont des ions qui, bien que présents dans la solution, ne participent pas à la réaction.
- Pour écrire une équation ionique nette, tu écris tous les composés aqueux sous la forme de leurs ions, puis tu annules les ions "similaires" pour obtenir l'équation nette.
- Ces équations peuvent être utilisées pour les produits solides, liquides et gazeux, à condition qu'ils ne soient pas solubles dans l'eau.
Apprends avec 2 fiches de Équations ioniques nettes dans l'application gratuite StudySmarter
Tu as déjà un compte ? Connecte-toi
Questions fréquemment posées en Équations ioniques nettes
À propos de StudySmarter
StudySmarter est une entreprise de technologie éducative mondialement reconnue, offrant une plateforme d'apprentissage holistique conçue pour les étudiants de tous âges et de tous niveaux éducatifs. Notre plateforme fournit un soutien à l'apprentissage pour une large gamme de sujets, y compris les STEM, les sciences sociales et les langues, et aide également les étudiants à réussir divers tests et examens dans le monde entier, tels que le GCSE, le A Level, le SAT, l'ACT, l'Abitur, et plus encore. Nous proposons une bibliothèque étendue de matériels d'apprentissage, y compris des flashcards interactives, des solutions de manuels scolaires complètes et des explications détaillées. La technologie de pointe et les outils que nous fournissons aident les étudiants à créer leurs propres matériels d'apprentissage. Le contenu de StudySmarter est non seulement vérifié par des experts, mais également régulièrement mis à jour pour garantir l'exactitude et la pertinence.
En savoir plus