neutralite croisement valences

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Facile15 exercices

Exercice 1deux ions de valence 1

Quand cation et anion sont tous deux de valence 1, la formule est en rapport $1:1$ . Écris la formule brute neutre.

a)
$\ce{Na+}$ et $\ce{Cl-}$
Rapport $1:1$ , aucun indice à ajouter.
$\ce{NaCl}$ .
b)
$\ce{K+}$ et $\ce{NO3-}$
$\ce{KNO3}$ .
c)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{Cl-}$
$\ce{NH4Cl}$ .
d)
$\ce{Ag+}$ et $\ce{Br-}$
$\ce{AgBr}$ .

Exercice 2croiser une valence 1 et une valence 2

Croise les valences pour équilibrer les charges. Écris la formule brute.

a)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{Cl-}$
La valence de l'un devient l'indice de l'autre.
$\ce{CaCl2}$ (deux $\ce{Cl-}$ pour un $\ce{Ca^2+}$ ).
b)
$\ce{Na+}$ et $\ce{O^2-}$
$\ce{Na2O}$ (deux $\ce{Na+}$ pour un $\ce{O^2-}$ ).
c)
$\ce{K+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{K2S}$ .
d)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{Cl-}$
$\ce{AlCl3}$ (trois $\ce{Cl-}$ pour un $\ce{Al^3+}$ ).

Exercice 3penser à simplifier

Ici le croisement donne des indices simplifiables : réduis-les au plus petit rapport entier.

a)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{O^2-}$
Après croisement, on divise les indices par leur diviseur commun.
$\ce{Mg2O2}$ $\to$ $\ce{MgO}$ (diviser par 2).
b)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{Ca2S2}$ $\to$ $\ce{CaS}$ .
c)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{Al3(PO4)3}$ $\to$ $\ce{AlPO4}$ (diviser par 3).

Exercice 4mettre l'ion polyatomique entre parenthèses

L'anion est polyatomique : dès qu'il est présent au moins deux fois, on l'entoure de parenthèses.

a)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{OH-}$
On croise, puis on entoure l'anion polyatomique de parenthèses s'il est présent $\geq 2$ fois.
$\ce{Mg(OH)2}$ .
b)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{NO3-}$
$\ce{Ca(NO3)2}$ .
c)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{SO4^2-}$
$\ce{(NH4)2SO4}$ (le cation polyatomique $\ce{NH4+}$ est aussi parenthésé).

Exercice 5quand une valence 3 entre en jeu

Croise en tenant compte de la valence 3. Écris la formule brute neutre.

a)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{O^2-}$
$\ce{Al2O3}$ (croiser 3 et 2 : $\ce{Al2O3}$ , non simplifiable).
b)
$\ce{Fe^3+}$ et $\ce{Cl-}$
$\ce{FeCl3}$ (pas de parenthèses : $\ce{Cl}$ est monoatomique).
c)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{Ca3(PO4)2}$ (croiser 2 et 3 : trois $\ce{Ca^2+}$ , deux $\ce{PO4^3-}$ ).

Exercice 6deux ions de valence 1

Cation et anion sont tous deux de valence 1 : rapport $1:1$ . Écris la formule brute neutre.

a)
$\ce{Na+}$ et $\ce{F-}$
Rapport $1:1$ , aucun indice à ajouter.
$\ce{NaF}$ .
b)
$\ce{K+}$ et $\ce{I-}$
$\ce{KI}$ .
c)
$\ce{Ag+}$ et $\ce{NO3-}$
$\ce{AgNO3}$ .
d)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{OH-}$
$\ce{NH4OH}$ .

Exercice 7cation de valence 1, anion de valence 2

La valence de l'anion (2) devient l'indice du cation. Écris la formule brute.

a)
$\ce{Na+}$ et $\ce{S^2-}$
Deux cations pour un anion.
$\ce{Na2S}$ .
b)
$\ce{Ag+}$ et $\ce{O^2-}$
$\ce{Ag2O}$ .
c)
$\ce{K+}$ et $\ce{CO3^2-}$
$\ce{K2CO3}$ .
d)
$\ce{Na+}$ et $\ce{SO4^2-}$
$\ce{Na2SO4}$ .

Exercice 8cation de valence 2, anion de valence 1

La valence du cation (2) devient l'indice de l'anion. Écris la formule brute.

a)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{Cl-}$
Deux anions pour un cation.
$\ce{ZnCl2}$ .
b)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{Br-}$
$\ce{CaBr2}$ .
c)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{I-}$
$\ce{MgI2}$ .
d)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{F-}$
$\ce{ZnF2}$ .

Exercice 9penser à simplifier

Le croisement donne des indices divisibles : réduis-les au plus petit rapport entier.

a)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{O^2-}$
Après croisement $2{:}2$ , on divise les indices par 2.
$\ce{Zn2O2}$ $\to$ $\ce{ZnO}$ .
b)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{CO3^2-}$
$\ce{Mg2(CO3)2}$ $\to$ $\ce{MgCO3}$ .
c)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{SO4^2-}$
$\ce{Ca2(SO4)2}$ $\to$ $\ce{CaSO4}$ .
d)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{Zn2S2}$ $\to$ $\ce{ZnS}$ .

Exercice 10parenthéser l'anion polyatomique

Dès qu'un ion polyatomique est présent au moins deux fois, on l'entoure de parenthèses.

a)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{OH-}$
$\ce{Ca(OH)2}$ .
b)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{NO3-}$
$\ce{Zn(NO3)2}$ .
c)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{OH-}$
$\ce{Al(OH)3}$ .
d)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{CH3COO-}$
$\ce{Mg(CH3COO)2}$ .

Exercice 11l'ammonium, un cation polyatomique

$\ce{NH4+}$ est un cation de valence 1 ; on le parenthèse s'il apparaît au moins deux fois.

a)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{Br-}$
On parenthèse $\ce{NH4}$ dès qu'il apparaît au moins deux fois.
$\ce{NH4Br}$ .
b)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{CH3COO-}$
$\ce{NH4CH3COO}$ .
c)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{(NH4)2S}$ .
d)
$\ce{NH4+}$ et $\ce{CrO4^2-}$
$\ce{(NH4)2CrO4}$ .

Exercice 12un cation de valence 3

L'aluminium donne $\ce{Al^3+}$ (valence 3). Croise et écris la formule brute.

a)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{F-}$
$\ce{AlF3}$ .
b)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{Br-}$
$\ce{AlBr3}$ .
c)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{Al2S3}$ (croiser $3$ et $2$ , non simplifiable).
d)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{NO3-}$
$\ce{Al(NO3)3}$ .

Exercice 13un anion de valence 3 : le phosphate

Le phosphate est $\ce{PO4^3-}$ (valence 3). Croise avec chaque cation.

a)
$\ce{K+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{K3PO4}$ .
b)
$\ce{Mg^2+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{Mg3(PO4)2}$ (croiser $2$ et $3$ ).
c)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{Zn3(PO4)2}$ .
d)
$\ce{Ag+}$ et $\ce{PO4^3-}$
$\ce{Ag3PO4}$ .

Exercice 14permanganates et perchlorates

Le permanganate $\ce{MnO4-}$ et le perchlorate $\ce{ClO4-}$ sont de valence 1. Écris la formule brute.

a)
$\ce{K+}$ et $\ce{MnO4-}$
$\ce{KMnO4}$ .
b)
$\ce{Na+}$ et $\ce{MnO4-}$
$\ce{NaMnO4}$ .
c)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{MnO4-}$
$\ce{Ca(MnO4)2}$ .
d)
$\ce{K+}$ et $\ce{ClO4-}$
$\ce{KClO4}$ .

Exercice 15écrire, puis vérifier la neutralité

Écris la formule brute, puis vérifie que la somme des charges est nulle.

a)
$\ce{K+}$ et $\ce{SO4^2-}$
$\ce{K2SO4}$ : $2(+1)+(-2)=0$ .
b)
$\ce{Zn^2+}$ et $\ce{OH-}$
$\ce{Zn(OH)2}$ : $(+2)+2(-1)=0$ .
c)
$\ce{Ag+}$ et $\ce{S^2-}$
$\ce{Ag2S}$ : $2(+1)+(-2)=0$ .
d)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{CrO4^2-}$
$\ce{CaCrO4}$ : $(+2)+(-2)=0$ .

Moyen15 exercices

Exercice 1métal à valence variable et anion simple

La valence du métal est imposée par le chiffre romain. Croise-la avec celle de l'anion.

a)
fer(III) $\ce{Fe^3+}$ et $\ce{Cl-}$
$\ce{FeCl3}$ : croiser $3$ et $1$ ; pas de parenthèses ( $\ce{Cl}$ monoatomique).
b)
cuivre(II) $\ce{Cu^2+}$ et $\ce{O^2-}$
$\ce{CuO}$ : croiser $2$ et $2$ donne $\ce{Cu2O2}$ , à simplifier en $\ce{CuO}$ .
c)
étain(IV) $\ce{Sn^4+}$ et $\ce{O^2-}$
$\ce{SnO2}$ : croiser $4$ et $2$ donne $\ce{Sn2O4}$ , à simplifier en $\ce{SnO2}$ .

Exercice 2métal et anion polyatomique

Croise les valences, puis parenthèse l'anion polyatomique s'il apparaît au moins deux fois.

a)
$\ce{Ca^2+}$ et $\ce{CO3^2-}$
$\ce{CaCO3}$ : valences $2$ et $2 \Rightarrow \ce{Ca2(CO3)2}$ , simplifié en $\ce{CaCO3}$ .
b)
$\ce{Al^3+}$ et $\ce{SO4^2-}$
$\ce{Al2(SO4)3}$ : croiser $3$ et $2$ ; $\ce{SO4}$ parenthésé (présent 3 fois).
c)
strontium $\ce{Sr^2+}$ et iodate $\ce{IO3-}$
$\ce{Sr(IO3)2}$ : $\ce{Sr^2+}$ (valence 2) et $\ce{IO3-}$ (valence 1) $\Rightarrow$ deux iodates, parenthésés.

Exercice 3sels d'ammonium

L'ammonium $\ce{NH4+}$ est un cation polyatomique de valence 1. Croise, puis parenthèse $\ce{NH4}$ s'il apparaît au moins deux fois.

a)
$\ce{NH4+}$ et sulfite $\ce{SO3^2-}$
$\ce{(NH4)2SO3}$ : deux $\ce{NH4+}$ pour un $\ce{SO3^2-}$ .
b)
$\ce{NH4+}$ et phosphate $\ce{PO4^3-}$
$\ce{(NH4)3PO4}$ : trois $\ce{NH4+}$ pour un $\ce{PO4^3-}$ .
c)
$\ce{NH4+}$ et carbonate $\ce{CO3^2-}$
$\ce{(NH4)2CO3}$ : deux $\ce{NH4+}$ pour un $\ce{CO3^2-}$ (carbonate d'ammonium).

Exercice 4du nom complet à la formule

Identifie le cation et l'anion (avec leur valence) d'après le nom, puis écris la formule brute.

a)
sulfate d'aluminium
On identifie cation, anion et leurs valences, puis on croise.
sulfate d'aluminium : $\ce{Al^3+}$ + $\ce{SO4^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Al2(SO4)3}$ .
b)
nitrate de calcium
nitrate de calcium : $\ce{Ca^2+}$ + $\ce{NO3-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Ca(NO3)2}$ .
c)
phosphate de sodium
phosphate de sodium : $\ce{Na+}$ + $\ce{PO4^3-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Na3PO4}$ .

Exercice 5distinguer des anions voisins

Une lettre change l'anion, donc la formule. Écris chaque formule brute.

a)
sulfite de magnésium
La racine et le suffixe fixent l'anion : sulfite $\ce{SO3^2-}$ , sulfate $\ce{SO4^2-}$ , thiosulfate $\ce{S2O3^2-}$ (tous de valence 2).
sulfite de magnésium : $\ce{Mg^2+}$ + $\ce{SO3^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{MgSO3}$ .
b)
sulfate de magnésium
sulfate de magnésium : $\ce{Mg^2+}$ + $\ce{SO4^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{MgSO4}$ .
c)
thiosulfate de sodium
thiosulfate de sodium : $\ce{Na+}$ + $\ce{S2O3^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Na2S2O3}$ .

Exercice 6nom vers formule : métal à valence variable

Le chiffre romain fixe la valence du métal. Croise-la avec celle de l'anion.

a)
chlorure de fer(II)
$\ce{FeCl2}$ : fer(II) $=\ce{Fe^2+}$ croisé avec $\ce{Cl-}$ .
b)
oxyde de cuivre(I)
$\ce{Cu2O}$ : cuivre(I) $=\ce{Cu+}$ ; croiser $1$ et $2$ , non simplifiable.
c)
sulfate de fer(III)
$\ce{Fe2(SO4)3}$ : fer(III) $=\ce{Fe^3+}$ ; croiser $3$ et $2$ , $\ce{SO4}$ parenthésé.
d)
nitrate de plomb(II)
$\ce{Pb(NO3)2}$ : plomb(II) $=\ce{Pb^2+}$ ; deux nitrates parenthésés.

Exercice 7la série des oxanions du chlore

Même cation, le préfixe et le suffixe changent l'anion (donc son oxygène), mais la valence reste 1.

a)
hypochlorite de sodium
$\ce{NaClO}$ (hypochlorite $\ce{ClO-}$ ).
b)
chlorate de sodium
$\ce{NaClO3}$ (chlorate $\ce{ClO3-}$ ).
c)
perchlorate de sodium
$\ce{NaClO4}$ (perchlorate $\ce{ClO4-}$ ).
d)
perchlorate de calcium
$\ce{Ca(ClO4)2}$ : $\ce{Ca^2+}$ divalent $\Rightarrow$ deux perchlorates parenthésés.

Exercice 8les sels acides (préfixe hydrogéno)

L'anion garde un ou deux $\ce{H}$ ; croise sa valence avec celle du cation.

a)
hydrogénocarbonate de sodium
$\ce{NaHCO3}$ : $\ce{HCO3-}$ de valence 1.
b)
hydrogénosulfate de potassium
$\ce{KHSO4}$ : $\ce{HSO4-}$ de valence 1.
c)
dihydrogénophosphate de potassium
$\ce{KH2PO4}$ : $\ce{H2PO4-}$ de valence 1.
d)
hydrogénocarbonate de calcium
$\ce{Ca(HCO3)2}$ : $\ce{Ca^2+}$ divalent $\Rightarrow$ deux $\ce{HCO3-}$ parenthésés.

Exercice 9chromate, dichromate, permanganate

Identifie l'anion et sa valence, puis croise.

a)
chromate de potassium
$\ce{K2CrO4}$ : $\ce{CrO4^2-}$ de valence 2 $\Rightarrow$ deux $\ce{K+}$ .
b)
dichromate de potassium
$\ce{K2Cr2O7}$ : $\ce{Cr2O7^2-}$ de valence 2 $\Rightarrow$ deux $\ce{K+}$ .
c)
permanganate de potassium
$\ce{KMnO4}$ : $\ce{MnO4-}$ de valence 1.
d)
sulfure de sodium
$\ce{Na2S}$ : $\ce{S^2-}$ de valence 2 $\Rightarrow$ deux $\ce{Na+}$ .

Exercice 10oxydes, chlorures et sulfures à valence variable

Croise, puis simplifie si les indices sont divisibles.

a)
oxyde de plomb(IV)
$\ce{PbO2}$ : croiser $4$ et $2$ $\Rightarrow$ $\ce{Pb2O4}$ , simplifié.
b)
oxyde de fer(III)
$\ce{Fe2O3}$ : croiser $3$ et $2$ , non simplifiable.
c)
chlorure d'étain(II)
$\ce{SnCl2}$ : étain(II) $=\ce{Sn^2+}$ croisé avec $\ce{Cl-}$ .
d)
sulfure de cuivre(II)
$\ce{CuS}$ : croiser $2$ et $2$ $\Rightarrow$ $\ce{Cu2S2}$ , simplifié en $\ce{CuS}$ .

Exercice 11sels d'ammonium moins courants

$\ce{NH4+}$ est un cation de valence 1 : croise, puis parenthèse $\ce{NH4}$ s'il apparaît au moins deux fois.

a)
permanganate d'ammonium
$\ce{NH4MnO4}$ : $\ce{NH4+}$ et $\ce{MnO4-}$ , rapport $1:1$ .
b)
dichromate d'ammonium
$\ce{(NH4)2Cr2O7}$ : $\ce{Cr2O7^2-}$ de valence 2 $\Rightarrow$ deux $\ce{NH4+}$ parenthésés.
c)
nitrate d'ammonium
$\ce{NH4NO3}$ : deux ions de valence 1.
d)
hydrogénosulfate d'ammonium
$\ce{NH4HSO4}$ : $\ce{HSO4-}$ de valence 1, rapport $1:1$ .

Exercice 12oxanions de valence 1 et cations polyvalents

L'anion est de valence 1 : il devient nombreux et doit être parenthésé.

a)
iodate de calcium
$\ce{Ca(IO3)2}$ : $\ce{Ca^2+}$ $\Rightarrow$ deux iodates.
b)
bromate d'aluminium
$\ce{Al(BrO3)3}$ : $\ce{Al^3+}$ $\Rightarrow$ trois bromates.
c)
chlorate de magnésium
$\ce{Mg(ClO3)2}$ : $\ce{Mg^2+}$ $\Rightarrow$ deux chlorates.
d)
iodate de fer(III)
$\ce{Fe(IO3)3}$ : fer(III) $\Rightarrow$ trois iodates.

Exercice 13de la formule au degré du métal

Par la neutralité, détermine la valence (le degré d'oxydation) du métal dans chaque formule.

a)
$\ce{Fe2(SO4)3}$
On somme les charges connues des anions et on impose la neutralité.
trois $\ce{SO4^2-}$ apportent $-6$ répartis sur deux $\ce{Fe}$ $\Rightarrow$ $\ce{Fe^3+}$ , fer(III).
b)
$\ce{SnO2}$
deux $\ce{O^2-}$ apportent $-4$ sur un $\ce{Sn}$ $\Rightarrow$ $\ce{Sn^4+}$ , étain(IV).
c)
$\ce{Cu2O}$
un $\ce{O^2-}$ apporte $-2$ sur deux $\ce{Cu}$ $\Rightarrow$ $\ce{Cu+}$ , cuivre(I).
d)
$\ce{Cr2O3}$
trois $\ce{O^2-}$ apportent $-6$ sur deux $\ce{Cr}$ $\Rightarrow$ $\ce{Cr^3+}$ , chrome(III).

Exercice 14acétate et cyanure : bien parenthéser

L'acétate $\ce{CH3COO-}$ et le cyanure $\ce{CN-}$ sont de valence 1. Écris la formule brute.

a)
acétate de calcium
$\ce{Ca(CH3COO)2}$ .
b)
cyanure de zinc
$\ce{Zn(CN)2}$ .
c)
acétate de cuivre(II)
$\ce{Cu(CH3COO)2}$ : cuivre(II) $=\ce{Cu^2+}$ .
d)
cyanure de potassium
$\ce{KCN}$ (rapport $1:1$ , pas de parenthèses).

Exercice 15nitrates, nitrites et sulfates à valence variable

Attention à distinguer nitrate $\ce{NO3-}$ et nitrite $\ce{NO2-}$ , et à lire le degré du métal.

a)
nitrate de fer(III)
$\ce{Fe(NO3)3}$ : fer(III) $\Rightarrow$ trois nitrates.
b)
nitrite de fer(II)
$\ce{Fe(NO2)2}$ : fer(II) $\Rightarrow$ deux nitrites.
c)
nitrite de fer(III)
$\ce{Fe(NO2)3}$ : fer(III) $\Rightarrow$ trois nitrites.
d)
sulfate de cuivre(II)
$\ce{CuSO4}$ : croiser $2$ et $2$ $\Rightarrow$ $\ce{Cu2(SO4)2}$ , simplifié.

Difficile15 exercices

Exercice 1nitrate d'étain : lire la valence variable

L'étain existe aux degrés $+\mathrm{II}$ et $+\mathrm{IV}$ ; le nitrate est $\ce{NO3-}$ .

a)
Écris la formule du nitrate d'étain(IV).
étain(IV) $=\ce{Sn^4+}$ (valence 4) + $\ce{NO3-}$ (valence 1) $\Rightarrow$ quatre nitrates : $\ce{Sn(NO3)4}$ . Vérif. : $+4$ et $4(-1)=-4$ .
b)
Écris la formule du nitrate d'étain(II).
étain(II) $=\ce{Sn^2+}$ (valence 2) + $\ce{NO3-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Sn(NO3)2}$ .
c)
Un camarade propose $\ce{Sr(NO3)2}$ pour la question a). Explique pourquoi c'est faux.
$\ce{Sr}$ est le symbole du strontium, pas de l'étain ( $\ce{Sn}$ ). De plus $\ce{Sr(NO3)2}$ correspondrait à un cation de valence 2, incompatible avec l'étain(IV).

Exercice 2une substance pure à partir de deux ions

On assemble un ion d'aluminium $\ce{Al^3+}$ avec un anion soufré.

a)
Écris la formule brute de la substance formée avec l'ion sulfite.
On croise $\ce{Al^3+}$ (valence 3) avec l'anion de valence 2.
avec le sulfite $\ce{SO3^2-}$ : $\ce{Al2(SO3)3}$ .
b)
Écris la formule brute de la substance formée avec l'ion sulfate.
avec le sulfate $\ce{SO4^2-}$ : $\ce{Al2(SO4)3}$ .
c)
Qu'est-ce qui distingue chimiquement le sulfite du sulfate ?
le sulfite $\ce{SO3^2-}$ porte trois oxygènes (soufre au degré $+\mathrm{IV}$ ), le sulfate $\ce{SO4^2-}$ en porte quatre (soufre au degré $+\mathrm{VI}$ ).

Exercice 3thiosulfate ou sulfite d'ammonium ?

Le cation est l'ammonium $\ce{NH4+}$ .

a)
Écris la formule du thiosulfate d'ammonium.
On croise $\ce{NH4+}$ (valence 1) avec l'anion de valence 2 $\Rightarrow$ deux $\ce{NH4+}$ , parenthésés.
thiosulfate d'ammonium : $\ce{(NH4)2S2O3}$ .
b)
Écris la formule du sulfite d'ammonium.
sulfite d'ammonium : $\ce{(NH4)2SO3}$ .
c)
En quoi l'ion thiosulfate $\ce{S2O3^2-}$ diffère-t-il de l'ion sulfite $\ce{SO3^2-}$ ?
l'ion thiosulfate $\ce{S2O3^2-}$ possède deux atomes de soufre : c'est un sulfate dont un oxygène est remplacé par un soufre (préfixe thio-). Le sulfite $\ce{SO3^2-}$ n'a qu'un soufre.

Exercice 4identifier un métal alcalin par la masse molaire

Le phosphate d'un métal alcalin $\ce{M}$ a pour formule générale $\ce{M3PO4}$ . En dissolvant $0{,}20\,\mathrm{mol}$ de ce sel, on pèse $42{,}4\,\mathrm{g}$ . Données : $M(\ce{P})=31\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{O})=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Justifie pourquoi la formule est bien $\ce{M3PO4}$ (et pas $\ce{MPO4}$ ou $\ce{M2PO4}$ ).
Un alcalin est monovalent ( $\ce{M+}$ , valence 1) ; le phosphate $\ce{PO4^3-}$ est de valence 3. Le croisement donne trois $\ce{M+}$ pour un phosphate, d'où $\ce{M3PO4}$ .
b)
Calcule la masse molaire du sel.
$M_{\text{sel}}=\dfrac{m}{n}=\dfrac{42{,}4}{0{,}20}=212\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Déduis-en la masse molaire de $\ce{M}$ , puis identifie le métal.
$M(\ce{PO4})=31+4\times16=95\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , donc $3\,M(\ce{M})=212-95=117 \Rightarrow M(\ce{M})=39\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ . C'est le potassium $\ce{K}$ : le sel est $\ce{K3PO4}$ .

Exercice 5retrouver un hydroxyde par sa composition massique

Un composé de formule $\ce{M_{$x$}(OH)_{$y$}}$ contient, en masse, $57{,}5\,\%$ de l'élément métallique $\ce{M}$ , dont la masse molaire vaut $23\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ . Donnée : $M(\ce{OH})=17\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Identifie le métal $\ce{M}$ .
Une masse molaire de $23\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ correspond au sodium $\ce{Na}$ .
b)
Sachant que $\ce{M}$ est monovalent, donne $x$ et $y$ et écris la formule.
$\ce{Na}$ est monovalent ( $\ce{Na+}$ ) et $\ce{OH-}$ est de valence 1 : $x=1$ , $y=1$ , soit $\ce{NaOH}$ .
c)
Vérifie ton résultat en recalculant le pourcentage massique de $\ce{M}$ .
$M(\ce{NaOH})=23+17=40\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , d'où $\dfrac{M(\ce{Na})}{M(\ce{NaOH})}=\dfrac{23}{40}=0{,}575=57{,}5\,\%$ . Cohérent.

Exercice 6periodate de bore : croiser 3 et 1

Le bore donne le cation $\ce{B^3+}$ . Le periodate est $\ce{IO4-}$ (valence 1) et l'iodate $\ce{IO3-}$ (valence 1).

a)
Écris la formule du periodate de bore.
$\ce{B^3+}$ (valence 3) + $\ce{IO4-}$ (valence 1) : croiser $\Rightarrow$ trois periodates $\Rightarrow$ $\ce{B(IO4)3}$ . Vérif. : $+3+3(-1)=0$ .
b)
Écris la formule de l'iodate de bore.
de même avec l'iodate : $\ce{B(IO3)3}$ .
c)
Un étudiant propose $\ce{BIO4}$ . Explique, par la neutralité, pourquoi c'est faux.
$\ce{BIO4}$ n'équilibrerait $+3$ qu'avec un seul $-1$ : il supposerait un bore de charge $+1$ . Or le bore est trivalent ( $\ce{B^3+}$ ) ; il faut trois anions monovalents, d'où $\ce{B(IO4)3}$ .

Exercice 7chromate ou dichromate : le degré du chrome

Le cation est le potassium $\ce{K+}$ .

a)
Écris le chromate de potassium et le dichromate de potassium.
$\ce{K2CrO4}$ et $\ce{K2Cr2O7}$ : l'anion est de valence 2, d'où deux $\ce{K+}$ dans chaque cas.
b)
À partir de la neutralité de chaque anion, calcule le nombre d'oxydation du chrome dans $\ce{CrO4^2-}$ puis dans $\ce{Cr2O7^2-}$ .
dans $\ce{CrO4^2-}$ : $x+4(-2)=-2 \Rightarrow x=+6$ ; dans $\ce{Cr2O7^2-}$ : $2x+7(-2)=-2 \Rightarrow 2x=+12 \Rightarrow x=+6$ .
c)
Que peux-tu conclure sur le degré du chrome dans ces deux ions ?
le chrome est au degré $+\mathrm{VI}$ dans les deux ions ; chromate et dichromate ne diffèrent que par leur teneur en oxygène, pas par le degré d'oxydation du chrome.

Exercice 8identifier un métal divalent par la masse molaire

Le sulfate d'un métal divalent $\ce{M}$ a pour formule $\ce{MSO4}$ . En dissolvant $0{,}25\,\mathrm{mol}$ de ce sel, on pèse $34{,}0\,\mathrm{g}$ . Données : $M(\ce{S})=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{O})=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Justifie que la formule est bien $\ce{MSO4}$ (et pas $\ce{M2SO4}$ ou $\ce{M(SO4)2}$ ).
$\ce{M^2+}$ (valence 2) et $\ce{SO4^2-}$ (valence 2) : le croisement donne $\ce{M2(SO4)2}$ , que l'on simplifie en $\ce{MSO4}$ (rapport $1:1$ ).
b)
Calcule la masse molaire du sel.
$M_{\text{sel}}=\dfrac{m}{n}=\dfrac{34{,}0}{0{,}25}=136\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Déduis-en $M(\ce{M})$ et identifie le métal.
$M(\ce{SO4})=32+4\times16=96\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , donc $M(\ce{M})=136-96=40\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : c'est le calcium $\ce{Ca}$ (sel $\ce{CaSO4}$ ).

Exercice 9retrouver un métal par la composition d'un oxyde

Un oxyde de formule $\ce{M2O3}$ contient, en masse, $52{,}9\,\%$ de l'élément métallique $\ce{M}$ . Donnée : $M(\ce{O})=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Quelle est la valence de $\ce{M}$ ? Justifie par la formule $\ce{M2O3}$ .
$\ce{M2O3}$ vient du croisement de $\ce{M}$ avec $\ce{O^2-}$ : les indices $2$ et $3$ imposent que $\ce{M}$ soit de valence 3 ( $\ce{M^3+}$ ).
b)
Écris la relation donnant le pourcentage massique de $\ce{M}$ , puis calcule $M(\ce{M})$ .
$\dfrac{2\,M(\ce{M})}{2\,M(\ce{M})+3\times16}=0{,}529 \Rightarrow 2\,M(\ce{M})=0{,}529\,(2\,M(\ce{M})+48) \Rightarrow 0{,}942\,M(\ce{M})=25{,}4 \Rightarrow M(\ce{M})\approx27\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Identifie le métal et donne la formule de l'oxyde.
c'est l'aluminium $\ce{Al}$ ; l'oxyde est $\ce{Al2O3}$ .

Exercice 10étain(II) ou étain(IV) ?

L'étain existe aux degrés $+\mathrm{II}$ et $+\mathrm{IV}$ . Données : $M(\ce{Sn})=119\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{S})=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{O})=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Écris la formule du sulfate d'étain(II) et celle du sulfate d'étain(IV).
étain(II) : $\ce{Sn^2+}$ + $\ce{SO4^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Sn2(SO4)2}$ $\to$ $\ce{SnSO4}$ ; étain(IV) : $\ce{Sn^4+}$ + $\ce{SO4^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Sn2(SO4)4}$ $\to$ $\ce{Sn(SO4)2}$ .
b)
Un échantillon contient $0{,}10\,\mathrm{mol}$ de l'un de ces sulfates et pèse $31{,}1\,\mathrm{g}$ . Duquel s'agit-il ?
$M_{\text{éch}}=\dfrac{31{,}1}{0{,}10}=311\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Justifie ta réponse par le calcul des deux masses molaires.
$M(\ce{SnSO4})=119+96=215\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ et $M(\ce{Sn(SO4)2})=119+192=311\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : c'est le sulfate d'étain(IV) $\ce{Sn(SO4)2}$ .

Exercice 11trois sels de fer(III)

Le fer(III) est le cation $\ce{Fe^3+}$ .

a)
Écris le sulfure, le sulfite et le sulfate de fer(III).
sulfure $\ce{Fe2S3}$ , sulfite $\ce{Fe2(SO3)3}$ , sulfate $\ce{Fe2(SO4)3}$ .
b)
Combien d'atomes d'oxygène compte chacune de ces formules ?
$\ce{Fe2S3}$ : $0$ oxygène ; $\ce{Fe2(SO3)3}$ : $3\times3=9$ ; $\ce{Fe2(SO4)3}$ : $3\times4=12$ .
c)
Pourquoi les trois formules portent-elles les mêmes indices $2$ et $3$ ?
les trois anions ( $\ce{S^2-}$ , $\ce{SO3^2-}$ , $\ce{SO4^2-}$ ) sont tous de valence 2 ; croisés avec $\ce{Fe^3+}$ (valence 3), ils donnent toujours les indices $2$ et $3$ .

Exercice 12des sels de plus en plus acides

On considère des sels de sodium issus d'acides polyprotiques.

a)
Écris l'hydrogénosulfate de sodium, puis le sulfate de sodium.
$\ce{HSO4-}$ (valence 1) $\Rightarrow$ $\ce{NaHSO4}$ ; $\ce{SO4^2-}$ (valence 2) $\Rightarrow$ $\ce{Na2SO4}$ .
b)
Écris le dihydrogénophosphate, le monohydrogénophosphate et le phosphate de sodium.
$\ce{H2PO4-}$ (valence 1) $\Rightarrow$ $\ce{NaH2PO4}$ ; $\ce{HPO4^2-}$ (valence 2) $\Rightarrow$ $\ce{Na2HPO4}$ ; $\ce{PO4^3-}$ (valence 3) $\Rightarrow$ $\ce{Na3PO4}$ .
c)
Explique, à l'aide de la valence de l'anion, pourquoi le nombre d'atomes de sodium augmente.
chaque $\ce{H+}$ perdu par l'anion augmente d'une unité sa charge négative, donc sa valence ; il faut alors autant de $\ce{Na+}$ que de charges à neutraliser.

Exercice 13l'indice n'est pas la charge

On considère les deux oxydes de cuivre.

a)
Écris l'oxyde de cuivre(I) et l'oxyde de cuivre(II).
cuivre(I) : $\ce{Cu2O}$ (croiser $1$ et $2$ ) ; cuivre(II) : $\ce{CuO}$ (croiser $2$ et $2$ , simplifié).
b)
Détermine le nombre d'oxydation du cuivre dans chacun par la neutralité.
$\ce{Cu2O}$ : $2x+(-2)=0 \Rightarrow x=+1$ ; $\ce{CuO}$ : $x+(-2)=0 \Rightarrow x=+2$ .
c)
Dans $\ce{Cu2O}$ , l'indice $2$ signifie-t-il que le cuivre porte la charge $+2$ ? Explique.
non : l'indice $2$ de $\ce{Cu2O}$ vient du croisement (deux $\ce{Cu+}$ pour un $\ce{O^2-}$ ), pas de la charge du cuivre, qui vaut $+1$ . Indice de formule et valence sont deux notions distinctes.

Exercice 14quel engrais est le plus riche en azote ?

On compare deux engrais azotés. Données : $M(\ce{N})=14\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{H})=1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{O})=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{S})=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

a)
Écris la formule du nitrate d'ammonium et justifie-la par la neutralité.
$\ce{NH4+}$ (valence 1) et $\ce{NO3-}$ (valence 1) : rapport $1:1 \Rightarrow$ $\ce{NH4NO3}$ .
b)
Calcule le pourcentage massique d'azote dans le nitrate d'ammonium.
$M(\ce{NH4NO3})=2\times14+4\times1+3\times16=80\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ; masse d'azote $=2\times14=28\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , d'où $\dfrac{28}{80}=0{,}35=35\,\%$ .
c)
Le sulfate d'ammonium $\ce{(NH4)2SO4}$ en contient $21{,}2\,\%$ . Lequel est le plus riche en azote ?
$35\,\% > 21{,}2\,\%$ : le nitrate d'ammonium est le plus riche en azote.

Exercice 15le piège du plomb(IV)

On veut écrire le sulfate de plomb(IV), sachant que le plomb(IV) est $\ce{Pb^4+}$ .

a)
Écris la formule brute correcte (pense à simplifier).
$\ce{Pb^4+}$ + $\ce{SO4^2-}$ $\Rightarrow$ $\ce{Pb2(SO4)4}$ $\to$ simplifier par $2$ $\to$ $\ce{Pb(SO4)2}$ .
b)
Un étudiant écrit $\ce{PbSO4}$ . À quelle valence du plomb cela correspond-il, et quel composé est-ce en réalité ?
$\ce{PbSO4}$ équilibre un $\ce{SO4^2-}$ avec une charge $+2$ : c'est le plomb(II), donc le sulfate de plomb(II).
c)
Un autre écrit bien $\ce{Pb(SO4)2}$ mais le nomme « sulfate de plomb(II) ». Corrige le nom.
$\ce{Pb(SO4)2}$ contient deux $\ce{SO4^2-}$ ( $-4$ ) pour un plomb, qui est donc $\ce{Pb^4+}$ : le nom correct est sulfate de plomb(IV).

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