Tests d'identification de quelques ions
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• utiliser la couleur d'une solution pour soupçonner la présence de certains ions ;
• identifier l'ion Na+ (et l'ion Cu2+) par le test de la flamme ;
• identifier les cations Cu2+, Fe2+, Fe3+, Zn2+ et Al3+ par le test à la soude ;
• identifier les anions Cl-, PO43- et SO42- par une réaction de précipitation ;
• déduire d'une analyse la formule d'un électrolyte et la concentration de ses ions.
Prérequis : ions, neutralité électrique d'une solution, réaction de précipitation, concentration molaire.
Situation de départ
Au laboratoire du lycée, trois flacons ont perdu leur étiquette. On sait seulement qu'ils contiennent du chlorure de sodium, du sulfate de cuivre (II) et du sulfate de zinc.
Sans goûter ni sentir (c'est interdit !), comment reconnaître chaque solution ? Le laboratoire d'analyse de l'eau potable se pose la même question tous les jours.
I. La couleur des ions hydratés
Certains ions hydratés sont colorés : une solution colorée révèle donc leur présence probable. Beaucoup d'ions sont incolores ; il faut alors un test.
La couleur ne suffit pas pour conclure : deux ions différents peuvent avoir des couleurs voisines, et une solution incolore peut contenir de nombreux ions. Il faut confirmer par un test.
II. Le test de la flamme
On trempe une baguette de verre propre (ou un fil de platine) dans la solution, puis on la porte dans la flamme d'un bec Bunsen.
• Les ions Na+ donnent une flamme jaune (avec NaCl, NaOH, Na2SO4...).
• Les ions Cu2+ donnent une flamme verte.
Le test de la flamme caractérise le cation : l'anion ne change pas la couleur.
III. Identifier des cations : le test à la soude
On ajoute quelques gouttes de soude (solution d'hydroxyde de sodium, qui apporte des ions OH-) à quelques millilitres de la solution à tester. Certains cations métalliques forment un hydroxyde peu soluble, de couleur caractéristique.
Le test à la soude
| Cation (couleur en solution) | Précipité | Équation |
|---|---|---|
| Cu2+ (bleu) | bleu, hydroxyde de cuivre (II) | Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2(sd) |
| Fe2+ (vert pâle) | vert, hydroxyde de fer (II) | Fe2+ + 2 OH- Fe(OH)2(sd) |
| Fe3+ (jaune rouille) | rouille, hydroxyde de fer (III) | Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3(sd) |
| Zn2+ (incolore) | blanc gélatineux, hydroxyde de zinc | Zn2+ + 2 OH- Zn(OH)2(sd) |
| Al3+ (incolore) | blanc, hydroxyde d'aluminium | Al3+ + 3 OH- Al(OH)3(sd) |
Les précipités blancs de Zn(OH)2 et de Al(OH)3 disparaissent tous les deux dans un excès de soude. Pour les distinguer, on utilise une solution d'ammoniac : seul l'hydroxyde de zinc s'y dissout.
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