Caractérisation des cations
Réactions de précipitation
Les hydroxydes métalliques

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Mots clefs : Caractérisation d'ions - Complexation et précipitation - Tests qualitatifs - Hydroxydes métalliques Hydroxydes amphotères

Temps de réalisation	2h
Difficulté	1 / 10

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Introduction

Les ions sont des espèces chargées. On distingue les anions, chargés négativement des cations chargés positivement (Cation est composé de 6 lettres, anion de 5. C'est cation le + grand mot. On peut donc retenir que les ions cationiques sont +).

Ces ions, on les trouve dans différents milieux.

Dans l'eau tout d'abord, où l'on trouve dans les eaux minérales toute une série d'ions tels les ions sodium, calcium, chlorure, hydrogénocarbonate...

Dans les organismes vivants où les ions sont fondamentalement présents. On peut citer l'ion fer (II) de l'hémoglobine, l'ion magnésium (II) dans la chlorophylle, les ions potassium et sodium qui en échangeant leur place permettent la circulation de l'information nerveuse...

Les exemples sont multiples, mais toutes les réactions ne se font pas en milieu aqueux. Certaines réactions chimiques se font dans des milieux variés comme par exemple l'ammoniac liquide, ou les sels fondus. Les sels fondus, c'est en fait un milieu formé de cristaux amenés au delà de leur température de fusion. C'est donc un liquide à 100 % ionique. Comme sel fondu, on peut citer par exemple le chlorure de sodium sous forme de cristaux, chauffé à 500 °C en présence d'un autre sel, du chlorure de calcium (formation d'un eutectique qui abaisse la température de fusion du mélange). Ce sel fondu sert ensuite à la préparation du sodium métallique par réduction de l'ion sodium par électrolyse.

Les réactions de caractérisations d'ions sont essentiellement basées sur deux types de réactions. Nous nous limiterons aux caractérisation en milieu aqueux.

1. Les réactions de complexation où l'ajout d'une espèce peut éventuellement provoquer un changement de couleur.

2. Les réactions de précipitation où l'ajout d'une espèce provoque la formation d'un solide.

L'eau est un solvant polaire. Il solubilise donc ce qui est polaire et par conséquent ce qui est chargé.

Un ion isolé est forcément chargé, par définition. On rappelle qu'un ion en solution n'est jamais isolé mais qu'il est entouré d'une cage de solvant : l'ion est solvaté.

Certains composés ont des affinités pour certains ions. Cette affinité est plus ou moins sélective. On appelle ces composés des ligands.

Lorsque l'on fait réagir un ligand et un ion ensemble, ils s'agglomèrent en formant des liaisons (de nature électrostatique ou partiellement covalentes !).

Le composé résultant est appelé un complexe.

• Si il est chargé, l'eau le garde dans sa solution.
• Si il est neutre, l'eau n'en veut plus et il se transforme en un solide appelé précipité.

Dans le cas 1, on une réaction de complexation. Le composé obtenu est dans l'eau (milieu aqueux) donc on le précise en l'indiçant d'un (aq)

Dans le cas 2, on une réaction de précipitation. Le composé obtenu est solide donc on l'indice d'un (s).

Questions 1. Nature du produit obtenu. Dire si les composés suivants sont des complexes (aq) ou des précipités (s).

1.1. Cu²⁺ (aq) + 6 NH₃ (aq) ® ?
1.2. Ag⁺+ (aq) + 2 NH₃ (aq) ® ?
1.3. 2 Cu⁺+ (aq) + 2 OH^- (aq) ® ?
1.4. Cu²⁺ (aq) + 2 OH^- (aq) ® ?

Nous allons maintenant mélanger des solutions et constater les effets résultants de ces mélanges. L'intérêt étant de voir si on peut tirer de ces réactions des tests d'identification, c'est-à-dire des réactions permettant de caractériser des ions.

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Mode opératoire

1. Préparation des solutions

1.1. Solution A : 100 mL d'une solution d'hydroxyde de sodium à 1 mol / L

• Dans un erlenmeyer de 250 mL
• Dissoudre 4 g d'hydroxyde de sodium (M = 40 g / mol ; n = 100 mmol) dans 100 mL d'eau distillée prélevée à l'aide d'un éprouvette graduée
• Agiter jusqu'à dissolution

Questions 2. L'hydroxyde de sodium

2.1. Donner la formule de l'hydroxyde de sodium
2.2. Quelle autre nom lui donne-t-on ?
2.3. Quelle est la propriété de l'ion hydroxyde ?

1.2. Solution B : 100 mL d'une solution à 0,1mol / L de chlorure de fer (III)

• Dans un erlenmeyer de 250 mL
• Dissoudre 1,92 g de chlorure de fer (III) (M = 192,2 g / mol ; n = 10 mmol) dans
• 100 mL d'eau distillée prélevée à l'aide d'un éprouvette graduée
• Agiter jusqu'à dissolution
• Ajouter 5 mL d'acide sulfurique concentré (Danger !)

Questions 3. Chlorure de fer (III).

3.1. Quelle est la formule du chlorure de fer (III) ?
3.2. Quelle est la couleur de sa solution ?
3.3. A quel ion est-elle due ?
3.4. Pourquoi rajoute-t-on de l'acide sulfurique ?
3.5. Quelle est la formule de l'acide sulfurique ?

1.3. Solution C : 100 mL d'une solution à 0,1 mol / L de sulfate de cuivre pentahydraté

• Dans un erlenmeyer de 250 mL
• Dissoudre 2,5 g de sulfate de cuivre (II) (M = 249,5 g / mol ; n = 10 mmol) dans 100 mL d'eau distillée prélevée à l'aide d'un éprouvette graduée
• Agiter jusqu'à dissolution
• Ajouter 3 mL d'acide sulfurique concentré (Danger !)

Questions 4. Sulfate de cuivre (II)

4.1. Quelle est la formule du sulfate de cuivre (II) ?
4.2. Quelle est la couleur de sa solution ?
4.3. A quel ion est-elle due ?
4.4. Quelle est la structure de Lewis de l'ion sulfate ?
4.5. Pourquoi rajoute-t-on de l'acide sulfurique ?

1.4. Solution D : 100 mL d'une solution à 0,1 mol / L de sulfate de zinc

• Dans un erlenmeyer de 250 mL
• Dissoudre 1,6 g de sulfate de zinc (M = 161,4 g / mol ; n = 10 mmol) dans 100 mL d'eau distillée prélevée à l'aide d'un éprouvette graduée
• Agiter jusqu'à dissolution
• Ajouter 3 mL d'acide sulfurique concentré (Danger !)

1.5. Solution E : 100 mL d'une solution à 10 mmol / L d'ions fer (II).

• Les ions fer (II) sont contenus dans du sel de Mohr. Le sel de Mohr est un cristal stable de fer (II). Sa formule est du sulfate de fer (II) stabilisé par du sulfate d'ammonium hexahydraté.
• Dans un erlenmeyer de 250 mL
• Dissoudre 1,6 g de sel de Mohr (M = 400 g / mol ; n = 1 mmol) dans 100 mL d'eau distillée prélevée à l'aide d'un éprouvette graduée
• Agiter jusqu'à dissolution
• Ajouter 5 mL d'acide sulfurique concentré (Danger !)

Questions 6. Sel de Mohr

6.1. Quelle est la formule du sulfate de fer (II) ?
6.2. Quelle est la formule du sel de Mohr ?
6.3. Quelle est la couleur de sa solution ?
6.4. A quel ion est-elle due ?

2. Tests caractéristiques

• Préparer quatre tubes à essai numérotés de 1 à 4
• Tracer au marqueur un trait tous les cm sur 3 cm
• Dans le tube 1 : mettre (dans l'ordre !) 1 cm de solution B puis 1 cm de solution A. Agiter.

Questions 7.  Solution de fer (III)

7.1. Que se passe-t-il ?
7.2. Donner l'équation de la réaction
7.3. Donner la formule, le nom et les caractéristiques du produit formé

• Dans le tube 2 : mettre 1cm de solution C puis 1cm de solution A. Agiter.

Questions 8. Solution de cuivre (II)

8.1. Donner l'équation de la réaction
8.2. Donner la formule, le nom et les caractéristiques du produit formé

• Dans le tube 3 : mettre 1cm de solution D puis 1cm de solution A. Agiter.

Questions 9.  Solution de zinc (III)

9.1. Donner l'équation de la réaction
9.2. Donner la formule, le nom et les caractéristiques du produit formé

• Dans ce tube 3 : rajouter encore 2 cm de solution A. Agiter.

Question 10. Excès d'hydroxyde de sodium

10.1. Que se passe-t-il ?
10.2. Donner l'équation de la réaction sachant que l'on obtient un complexe tétrahydroxyde de zinc (II)

• Dans le tube 4 : mettre 1cm de solution E puis 1cm de solution A. Agiter.

Questions 11. Solution de fer (II)

11.1. Donner l'équation de la réaction
11.2. Donner la formule, le nom et les caractéristiques du produit formé

Questions 12. Conclusion : Nous venons de réaliser toute une série de petites expériences permettant de caractériser des ions :

12.1. Quel est le point commun à tous les cations étudiés ?
12.2. Quel est le point commun des résultats obtenus ?
12.3. Le zinc est une exception. Quelle est sa propriété ? Localiser le zinc dans la classification périodique et en déduire la nature du comportement :

• des hydroxydes d'aluminium
• des hydroxydes chromiques (Cr (III))

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Complément. Les hydroxydes métalliques

La plupart des ions issus de métaux, des ions métalliques que nous noterons Mn+ forment des hydroxydes métalliques de la forme générale :

(1) Mⁿ⁺ (aq) + n OH^- (aq) ® M(OH)_n (s)

Les hydroxydes métalliques formés sont des espèces dont la forme stable est neutre : ils ne sont alors plus solubles dans l'eau : ils précipitent.

(2) Cu²⁺ (aq) + 2 OH^- (aq) ® Cu(OH)₂ (s)

Certains hydroxydes métalliques ne se limite pas à une simple hydroxylation. En milieu suffisamment concentré en ions hydroxydes, on a redissolution des hydroxydes métalliques comme selon :

(3) Al³⁺ (aq) + 4 OH^- (aq) ® [Al(OH)₄]^- (aq)

ou selon un mécanisme plus général :

(4) Mⁿ⁺ (aq) + p OH^- (aq) ® [M(OH)_p]^(p-n)- (aq)

Ces composés sont appelés hydroxydes métalliques amphotères. On qualifie d'amphotères des espèces qui peuvent jouer deux rôles selon les conditions expérimentales.

Exemple de Zn(OH)₂ (s) :

• En milieu basique : Zn(OH)₂ (s) + 2 OH^- ® [Zn(OH)₄]^2- (aq)
• En milieu acide : Zn(OH)₂ (s) + 2 H₃O⁺ ® Zn²⁺ (aq) + 4 H₂O (aq)

 

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