Comme nous l’avons appris au chapitre 5, les réactions de double remplacement impliquent la réaction entre des composés ioniques en solution et, au cours de la réaction, les ions des deux composés réactifs sont « commutés” (ils se remplacent). Par exemple, le nitrate d’argent et de chlorure de sodium réagissent pour former du nitrate de sodium et le composé insoluble, le chlorure d’argent.,

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étant donné que ces réactions se produisent en solution aqueuse, nous pouvons utiliser le concept de molarité pour calculer directement le nombre de moles de produits qui seront formés, et donc la masse de précipités. Dans la réaction ci-dessus, si nous mélangions 123 mL d’une solution de NaCl à 1,00 m avec 72,5 mL d’une solution D’AgNO3 à 2,71 m, nous pourrions calculer les moles (et donc la masse) D’AgCl qui se formeront comme suit:

tout d’abord, nous devons examiner la stœchiométrie de réaction. Dans cette réaction, une mole D’AgNO3 réagit avec une mole de NaCl pour donner une mole D’AgCl., Parce que nos ratios sont un, nous n’avons pas besoin de les inclure dans l’équation. Ensuite, nous devons calculer le nombre de moles de chaque réactif:

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parce qu’il s’agit d’un problème de réactif limitant, nous devons rappeler que les moles de produit qui peuvent être formées seront égales au plus petit du nombre de moles des deux réactifs. Dans ce cas, NaCl limite et AgNO3 est en excès. Parce que notre stœchiométrie est un à un, nous formerons donc 0,123 moles D’AgCl., Enfin, nous pouvons convertir cela en masse en utilisant la masse molaire D’AgCl:

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dans une réaction où la stoechiométrie n’est pas un à un, vous devez simplement inclure le rapport stoechiométrique dans vos équations. Ainsi, pour la réaction entre le nitrate de plomb (II) et l’iodure de potassium, deux moles d’iodure de potassium sont nécessaires pour chaque mole d’iodure de plomb (II) qui se forme.