Saisissez une équation moléculaire équilibrée avec les états physiques : l’outil dissocie chaque électrolyte fort en ions, élimine les ions spectateurs inchangés des deux côtés et affiche l’équation ionique nette, ainsi que l’équation ionique complète et les ions éliminés.
Molecular Equation
Indiquez l’état physique — (aq), (s), (l) ou (g) — après chaque formule. Utilisez "->" ou "=" comme flèche de réaction.
Le remplissage automatique attribue (l) à l’eau, (g) aux gaz courants et applique les règles de solubilité pour déterminer (aq) ou (s) pour toute formule sans état indiqué.
Exemples de réactions
Équation ionique nette
—
Enter a balanced equation above to see the net ionic equation.
Équation ionique complète
—
Every strong electrolyte dissociated into ions, before spectator ions are canceled.
Ions spectateurs
—
Ions that appear unchanged on both sides of the complete ionic equation, so they cancel out.
5 min de lecture4 étapes7 termes3 exemples6 questionsAB(aq) -> A+(aq) + B-(aq)
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Étapes
Comment utiliser cette calculatrice
4 étapes▸
1
Saisissez une équation moléculaire équilibrée
Saisissez une équation équilibrée en indiquant l’état physique — (aq), (s), (l) ou (g) — après chaque formule, par exemple AgNO3(aq) + NaCl(aq) -> AgCl(s) + NaNO3(aq). Utilisez "->" ou "=" comme flèche de réaction, ou choisissez l’un des exemples proposés.
2
Choisissez comment traiter les états manquants
Laissez l’option « Respecter les états indiqués » sélectionnée si chaque formule est déjà accompagnée de son état. Choisissez « Compléter automatiquement les états manquants » si certains sont omis : le calculateur attribue (l) à l’eau, (g) aux gaz courants et applique les règles de solubilité pour déterminer les états aqueux ou solides des autres formules.
3
Consultez l’onglet « Équation ionique nette »
L’onglet « Équation ionique nette » affiche le résultat principal : l’équation après élimination des ions spectateurs, ainsi qu’une explication en langage clair de ce qui a été éliminé et pourquoi.
4
Vérifiez le détail et les ions spectateurs
L’onglet « Équation ionique complète » affiche chaque électrolyte fort dissocié avant l’élimination, avec une note sur les espèces qui sont restées intactes et la raison. L’onglet « Ions spectateurs » répertorie précisément les ions supprimés.
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Référence
Formule et méthodologie
2 formules▸
Dissociation des électrolytes forts
AB(aq) -> A+(aq) + B-(aq)
Un électrolyte fort — sel ionique soluble, acide fort ou base forte — dissous dans l’eau (indiqué par (aq)) se sépare complètement en cation et anion. Les solides, liquides, gaz, acides faibles et bases faibles ne se dissocient pas : ils restent écrits sous forme de formules entières, même lorsqu’ils sont techniquement en solution.
Élimination des ions spectateurs
net ionic = complete ionic − spectator ions
Un ion spectateur apparaît avec la même formule, la même charge et le même coefficient du côté des réactifs et de celui des produits dans l’équation ionique complète. Il est dissous avant la réaction et le reste après, sans changement. En supprimant tous les ions spectateurs des deux côtés, il ne reste que les espèces qui réagissent réellement : l’équation ionique nette.
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Glossaire
Termes clés expliqués
7 termes▸
Équation ionique netteÉquation obtenue après suppression de tous les ions spectateurs de l’équation ionique complète. Elle ne montre que les ions et molécules qui participent effectivement à la transformation chimique.
Équation ionique complèteÉquation moléculaire réécrite en séparant chaque électrolyte fort dissous en ses ions individuels, avant l’élimination des ions spectateurs.
Ion spectateurIon qui apparaît sous une forme identique — même formule, même charge et même quantité — des deux côtés de l’équation ionique complète. Il est présent dans la solution mais ne participe pas à la réaction.
Électrolyte fortSubstance qui se dissocie presque complètement en ions lorsqu’elle est dissoute dans l’eau : sels ioniques solubles, acides forts (comme HCl ou HNO3) et bases fortes (comme NaOH ou Ba(OH)2).
DissociationSéparation d’un composé en ses ions constitutifs lorsqu’il se dissout. Les électrolytes forts se dissocient entièrement ; les électrolytes faibles, comme l’acide acétique, ne se dissocient que partiellement et s’écrivent sous forme de molécules intactes dans les équations ioniques.
PrécipitéSolide insoluble qui se forme lorsque deux solutions aqueuses sont mélangées et que leurs ions s’associent en un composé que les règles de solubilité classent comme insoluble ; il est indiqué par (s) dans l’équation.
Règles de solubilitéEnsemble de règles qualitatives — tous les sels du groupe 1 et de l’ammonium sont solubles, la plupart des nitrates le sont, la plupart des carbonates ne le sont pas, etc. — qui permet de prévoir si un composé ionique se dissout dans l’eau ou précipite sous forme solide.
Les deux réactifs sont des sels solubles ; AgNO3 et NaCl se dissocient donc complètement en Ag+, NO3-, Na+ et Cl-. AgCl est insoluble (les halogénures d’argent font exception à la règle selon laquelle les halogénures sont solubles) et reste donc sous forme solide. Na+ et NO3- apparaissent inchangés des deux côtés et sont éliminés comme ions spectateurs. L’équation ionique nette est Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s) : la réaction réelle correspond à l’association des ions argent et chlorure, qui forme un précipité.
HCl est un acide fort et NaOH une base forte ; tous deux se dissocient donc complètement en H+, Cl-, Na+ et OH-. L’eau ne se dissocie pas (c’est le solvant lui-même), tandis que NaCl du côté des produits se redissout en Na+ et Cl-. Na+ et Cl- sont identiques des deux côtés et sont éliminés. Il reste H+(aq) + OH-(aq) -> H2O(l) : toute neutralisation entre un acide fort et une base forte se ramène à cette même équation ionique nette.
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Candidat à un examen
Tous les ions sont spectateurs : aucune réaction nette
Tous les produits (NaNO3, KCl) sont solubles : aucun précipité ne se forme, et chaque ion — Na+, Cl-, K+, NO3- — apparaît inchangé des deux côtés. Les quatre espèces étant éliminées comme ions spectateurs, il ne reste aucune équation ionique nette : le mélange de ces deux solutions ne provoque pas de réaction chimique, mais forme simplement un mélange des quatre mêmes ions déjà présents en solution.
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Référence
Citer cette calculatrice
APA et MLA▸
Utilisez un de ces formats pour citer cette calculatrice dans un devoir ou un rapport.
APA
MLA
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Analyse approfondie
Comprendre le calculateur d’équation ionique nette
Une équation moléculaire indique les réactifs et produits sous forme de formules entières, mais elle ne montre pas ce qui se passe réellement en solution : les électrolytes forts y sont dissous sous forme d’ions séparés, et non de molécules intactes. Ce calculateur dissocie chaque électrolyte fort, élimine les ions qui ne participent pas à la réaction et affiche l’équation ionique nette, qui représente les espèces réagissant effectivement.
Fonctionnement du calculateur d’équation ionique nette
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À partir de l’équation moléculaire équilibrée, le calculateur vérifie l’état physique indiqué pour chaque formule. Toute espèce marquée (aq) est comparée à une liste d’électrolytes forts reconnus — sels ioniques solubles, acides forts et bases fortes — et les règles de solubilité servent à déterminer quels sels se dissolvent réellement. Un électrolyte fort reconnu est séparé en cation et anion, chacun conservant le coefficient de la formule d’origine ; toutes les autres espèces (solides, liquides, gaz, acides faibles, bases faibles et composés moléculaires) restent sous forme de formules entières. L’équation ainsi développée est l’équation ionique complète.
Le calculateur recherche ensuite tout ion ayant exactement la même formule, la même charge et le même coefficient du côté des réactifs et des produits. Ces ions spectateurs sont présents avant et après la réaction sans changer. Leur suppression des deux côtés laisse l’équation ionique nette.
Valeurs saisies et signification
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L’équation moléculaire équilibrée est l’équation écrite avec les formules entières, telle qu’on la noterait habituellement, avec un état physique — (aq), (s), (l) ou (g) — après chaque formule. Le calculateur suppose que l’équation est déjà équilibrée : il ne détermine pas les coefficients à votre place.
L’option État physique manquant définit le traitement des formules sans état indiqué. « Respecter les états indiqués » considère l’absence d’un état comme une erreur afin que vous puissiez la corriger. « Compléter automatiquement les états manquants » attribue plutôt (l) à l’eau, (g) à une courte liste de gaz courants et applique les règles de solubilité pour estimer si les autres espèces sont (aq) ou (s). Cette option est pratique pour une vérification rapide, mais contrôlez toujours les états complétés en fonction des conditions réelles de la réaction.
Limites et cas particuliers
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Les tableaux d’ions et les règles de solubilité couvrent les composés étudiés dans un cours standard de chimie générale : cations métalliques courants, ions polyatomiques et exceptions classiques aux règles de solubilité. Les ions rares, les complexes de coordination et les acides organiques autres que quelques acides faibles répertoriés peuvent ne pas être reconnus. Dans ce cas, le calculateur conserve la formule entière au lieu de deviner sa dissociation, ce qui évite une interprétation hasardeuse. Il n’équilibre pas non plus les équations déséquilibrées et ne vérifie pas la validité chimique de la réaction : il dissocie les espèces, applique les règles de solubilité et élimine les ions spectateurs de l’équation saisie.
❓
Questions
Questions fréquentes
6 questions▸
Quelles sont les étapes pour trouver une équation ionique nette ?+
Dissociez chaque électrolyte fort marqué (aq) en ions afin d’obtenir l’équation ionique complète, puis éliminez tout ion qui apparaît avec la même formule, la même charge et le même coefficient des deux côtés. Les espèces restantes forment l’équation ionique nette.
Qu’est-ce qu’un ion spectateur exactement ?+
Un ion spectateur est dissous dans la solution avant la réaction et reste dissous sans changement après celle-ci. Il apparaît à l’identique du côté des réactifs et des produits dans l’équation ionique complète ; puisqu’il ne correspond à aucune transformation chimique, il est supprimé.
Les solides, les liquides et les gaz sont-ils dissociés ?+
Non. Seuls les électrolytes forts en solution aqueuse se dissocient. Les solides (s), les liquides (l), comme l’eau, et les gaz (g) restent écrits sous forme de formules entières dans les équations ioniques complète et nette, car ils ne sont pas présents en solution sous forme d’ions séparés.
Pourquoi un acide faible comme l’acide acétique ne se dissocie-t-il pas ?+
Les acides et bases faibles ne s’ionisent que partiellement dans l’eau : la plupart de leurs molécules restent intactes. Par convention, on les écrit donc sous forme de formules entières dans les équations ioniques, même lorsque leur état est (aq). Ce calculateur reconnaît automatiquement plusieurs acides faibles courants, notamment les acides acétique, carbonique, phosphorique et fluorhydrique.
Comment le calculateur détermine-t-il la solubilité ?+
Il applique les règles qualitatives classiques de la chimie générale : les composés du groupe 1 et de l’ammonium sont toujours solubles ; la plupart des nitrates et des acétates le sont aussi ; la plupart des chlorures, bromures et iodures sont solubles, sauf avec l’argent, le plomb et le mercure(I) ; la plupart des sulfates sont solubles avec quelques exceptions ; la plupart des hydroxydes, carbonates, phosphates et sulfures sont insolubles, sauf ceux du groupe 1 ou de l’ammonium.
Pourquoi faut-il indiquer les états physiques ?+
L’état physique indique au calculateur si une espèce est réellement dissoute et peut se dissocier. Sans cette indication, il ne peut pas distinguer, par exemple, BaSO4(aq) de BaSO4(s). Le mode « Respecter les états indiqués » exige donc un état pour chaque formule ; le mode « Compléter automatiquement » permet de renseigner ceux qui manquent.
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