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L'écriture ionique utilisée lors de la dissociation des composés ioniques ou de l 'ionisation de certains composés covalents, a pour avantage d' indiquer les entités réellement
responsables de la réaction.
Exemple: H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) ---+ Na+(aq) + Cl-(aq) + H 2 0(l)
Dans ce cas, l'équation chimique se simplifie comme une équation mathématique:
H+(aq)+ ~ + ~ + OH- (aq)-7 ~ + ~ + H 2 0(l)
Les ions qui se simplifient sont appelés« ions spectateurs » : il s n' interviennent pas
dans le déroulement de la réaction. Leur présence est néanmoins indispensable pour
assurer l 'électroneutralité de la solution.
L'écriture ionique montre en fait que la réaction entre HCl(aq) et NaOH(aq) est une
réaction acide-base qui combine un proton et un ion hydroxyde pour former une molécule d'eau:
H+(aq) + OH- (aq) ---+ H 2 0(l)
En pratique, tous les composés ioniques ne s'écrivent pas nécessairement sous forme
ionisée. Il est donc utile de disposer d' une Table qui reprend les composés susceptibles,
en milieu aqueux, de s'écrire sous forme ionisée plutôt que sous forme moléculaire.
S'écrivent sous forme ionique ou moléculaire en solution aqueuse:
Sous forme ionique
Tous les acides forts
Toutes les bases fortes
Tou s les sels solubles
Sous forme moléculaire
H 2 0 et C0 2
Tous les acides faibles
Toutes les bases faibles
Tous les se ls insolubles
Tous les oxydes
Tous les composés organiques solubles
Les acides forts, bases fortes et sels solubles sont des composés qui se dissocient totalement en milieu aqueux ; on dit que ce sont des électrolytes forts. Les électrolytes faibles
ne se dissocient que partiellement, un équilibre s'établit entre les ions et les molécules.
Exemples: HCl(g) + H 2 0(l) ---+ H 3 0 +(aq) + OH-(aq) : électrolyte fort
CH 3 COOH(l) + H 2 0 (l) ~ CH 3 Coo-(aq) + H 3 0 +(aq) : électrolyte faible
Comporteme nt d'un électrolyte fort
Comportement d'un él ectro lyte faible
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En milieu aqueux
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Hp • OH25