RÉACTIONS CHIMIQUES: CARACTÉRISTIQUES, PIÈCES, TYPES, EXEMPLES - CHIMIE - 2025

Les réactions chimiques font que le sujet subit des changements dans la disposition de leurs atomes, et lorsque deux substances sont des composés différents ou en contact. Des changements surviennent dans le processus qui peuvent être vus immédiatement; comme une augmentation de température, un refroidissement, une formation de gaz, un flash ou une précipitation d'un solide.

Les réactions chimiques les plus courantes passent souvent inaperçues dans la vie quotidienne; des milliers d'entre eux sont réalisés dans notre corps. D'autres, cependant, sont plus visibles, car nous pouvons les fabriquer dans la cuisine en sélectionnant les bons ustensiles et ingrédients; par exemple, mélanger du bicarbonate de soude avec du vinaigre, faire fondre du sucre dans de l'eau ou acidifier du jus de chou rouge.

La réaction du bicarbonate de soude et du vinaigre est un exemple de réaction chimique récurrente en cuisine. Source: Kate Ter Haar (https://www.flickr.com/photos/katerha/5703151566)

Dans les laboratoires, les réactions chimiques deviennent plus habituelles et courantes; ils se produisent tous à l'intérieur de béchers ou de flacons Erlenmeyer. S'ils partagent quelque chose en commun, c'est qu'aucun d'eux n'est simple, car ils cachent des collisions, des ruptures de liens, des mécanismes, la formation de liens, des aspects énergétiques et cinétiques.

Il y a des réactions chimiques si frappantes que les amateurs et les scientifiques, connaissant la toxicologie des réactifs et certaines mesures de sécurité, les reproduisent à grande échelle lors d'événements de démonstration fascinants.

Concept de réaction chimique

Des réactions chimiques ont lieu lorsqu'une liaison (ionique ou covalente) est rompue, de sorte qu'une autre se forme à sa place; deux atomes ou un ensemble d'entre eux cessent d'interagir fortement pour créer de nouvelles molécules. Grâce à cela, les propriétés chimiques d'un composé, sa réactivité, sa stabilité, avec ce qu'il réagit peuvent être déterminées.

En plus d'être responsables des réactions chimiques que la matière transforme constamment, sans que ses atomes soient affectés, ils expliquent l'émergence de composés tels que nous les connaissons.

L'énergie est nécessaire pour que les liaisons se rompent, et lorsque des liaisons se forment, elle est libérée. Si l'énergie absorbée est supérieure à celle libérée, la réaction est dite endothermique; nous avons un refroidissement de l'environnement. Alors que si la chaleur dégagée est supérieure à la chaleur absorbée, il s'agira d'une réaction exothermique; les environs sont chauffés.

Caractéristiques des réactions chimiques

Cinétique

Les molécules doivent en théorie se heurter les unes aux autres, transportant avec elles suffisamment d'énergie cinétique pour favoriser la rupture d'une liaison. Si leurs collisions sont lentes ou inefficaces, la réaction chimique est affectée cinétiquement. Cela peut se produire soit par les états physiques des substances, soit par la géométrie ou la structure de celles-ci.

Ainsi, dans une réaction, la matière se transforme en absorbant ou en dégageant de la chaleur, en même temps qu'elle subit des collisions qui favorisent la formation de produits; les composants les plus importants de toute réaction chimique.

Conservation de la pâte

En raison de la loi de conservation de la masse, la masse totale de l'assemblage reste constante après une réaction chimique. Ainsi, la somme des masses individuelles de chaque substance est égale à la masse du résultat obtenu.

Changements physiques et / ou changements d'état

L'apparition d'une réaction chimique peut s'accompagner d'un changement d'état des composants; c'est-à-dire une variation de l'état solide, liquide ou gazeux du matériau.

Cependant, tous les changements d'état n'impliquent pas une réaction chimique. Par exemple: si l'eau s'évapore sous l'effet de la chaleur, la vapeur d'eau produite après ce changement d'état est toujours de l'eau.

Variation de couleur

Parmi les attributs physiques résultant d'une réaction chimique, le changement de couleur des réactifs par rapport à la couleur du produit final ressort.

Ce phénomène est perceptible lors de l'observation de la réaction chimique des métaux avec l'oxygène: lorsqu'un métal s'oxyde, il change de couleur caractéristique (or ou argent, selon le cas), pour prendre une teinte rouge orangée, appelée rouille.

Libération de gaz

Cette caractéristique se manifeste par un bouillonnement ou par l'émission d'odeurs particulières.

Généralement, des bulles apparaissent suite à la soumission d'un liquide à des températures élevées, ce qui induit une augmentation de l'énergie cinétique des molécules faisant partie de la réaction.

Changements de température

Dans le cas où la chaleur est un catalyseur de la réaction chimique, un changement de température sera induit dans le produit final. Par conséquent, l'entrée et la sortie de chaleur dans le processus peuvent également être une caractéristique des réactions chimiques.

Parties d'une réaction chimique

Réactifs et produits

Toute réaction chimique est représentée par une équation du type:

A + B → C + D

Où A et B sont les réactifs, tandis que C et D sont les produits. L'équation nous dit que l'atome ou la molécule A réagit avec B pour créer les produits C et D. Il s'agit d'une réaction irréversible, car les réactifs ne peuvent pas provenir à nouveau des produits. En revanche, la réaction ci-dessous est réversible:

A + B <=> C + D

Il est important de souligner que la masse des réactifs (A + B) doit être égale à la masse des produits (C + D). Sinon, la pâte ne serait pas conservée. De même, le nombre d'atomes pour un élément donné doit être le même avant et après la flèche.

Au-dessus de la flèche, certaines spécifications spécifiques de la réaction sont indiquées: la température (Δ), l'incidence du rayonnement ultraviolet (hv) ou le catalyseur utilisé.

Milieux de réaction

En ce qui concerne la vie et les réactions qui se produisent dans notre corps, le milieu réactionnel est aqueux (ac). Cependant, des réactions chimiques peuvent avoir lieu dans n'importe quel milieu liquide (éthanol, acide acétique glacial, toluène, tétrahydrofurane, etc.) tant que les réactifs sont bien dissous.

Navires ou réacteurs

Des réactions chimiques contrôlées ont lieu dans une cuve, que ce soit une simple verrerie, ou dans un réacteur en acier inoxydable.

Types de réactions chimiques

Les types de réactions chimiques sont basés sur ce qui se passe au niveau moléculaire; quelles liaisons sont rompues et comment les atomes finissent par se rejoindre. De même, il est pris en considération si les espèces gagnent ou perdent des électrons; même si dans la plupart des réactions chimiques cela se produit.

Nous expliquons ici les différents types de réactions chimiques qui existent.

- Oxydo-réduction (redox)

Oxydation du cuivre

Dans l'exemple de la patine une réaction d'oxydation a lieu: le cuivre métallique perd des électrons en présence d'oxygène pour se transformer en son oxyde correspondant.

4Cu (s) + O ₂ (g) => Cu ₂ O (s)

L'oxyde de cuivre (I) continue de s'oxyder en oxyde de cuivre (II):

2Cu ₂ O (s) + O ₂ => 4CuO (s)

Ce type de réaction chimique dans lequel l'espèce augmente ou réduit son nombre (ou état) d'oxydation est connu sous le nom de réaction d'oxydation et de réduction (redox).

Le cuivre métallique à l'état d'oxydation 0, perd d'abord un électron, puis le second (s'oxyde), tandis que l'oxygène reste (réduit):

Cu => Cu ⁺ + e ^-

Cu ⁺ => Cu ²⁺ + e ^-

O ₂ + 2e ^- => 2O ^2-

Le gain ou la perte d'électrons peut être déterminé en calculant les nombres d'oxydation des atomes dans les formules chimiques de leurs composés résultants.

Pour Cu ₂ O, on sait que parce que c'est un oxyde, il a l'anion O ^2-, donc pour garder les charges neutralisées, chacun des deux atomes de cuivre doit avoir une charge +1. Très similaire se produit avec CuO.

Le cuivre, lorsqu'il est oxydé, acquiert des indices d'oxydation positifs; et l'oxygène, à réduire, des nombres d'oxydation négatifs.

Fer et cobalt

Des exemples supplémentaires de réactions redox sont présentés ci-dessous. De plus, un bref commentaire sera fait et les changements des nombres d'oxydation seront précisés.

FeCl ₂ + CoCl ₃ => FeCl ₃ + CoCl ₂

Si les nombres d'oxydation sont calculés, on notera que ceux de Cl restent avec une valeur constante de -1; pas ainsi, avec ceux de Faith and Co.

À première vue, le fer s'est oxydé tandis que le cobalt a été réduit. Comment le sais-tu? Parce que le fer interagit désormais non pas avec deux anions Cl ^- mais avec trois, l'atome de chlore (neutre) étant plus électronégatif que le fer et le cobalt. En revanche, c'est le contraire qui arrive au cobalt: il passe de l'interaction avec trois Cl ^- à deux d'entre eux.

Si le raisonnement ci-dessus n'est pas clair, nous procédons à l'écriture des équations chimiques du transfert net d'électrons:

Fe ²⁺ => Fe ³⁺ + e ^-

Co ³⁺ + e ^- => Co ²⁺

Par conséquent, Fe ²⁺ est oxydé, tandis que Co ³⁺ est réduit.

Iode et manganèse

6KMnO ₄ + 5KI + 18HCl => 6MnCl ₂ + 5KIO ₃ + 6KCl + 9H ₂ O

L'équation chimique ci-dessus peut sembler compliquée, mais ce n'est pas le cas. Le chlore (Cl ^-) et l'oxygène (O ^2-) subissent un gain ou une perte de leurs électrons. Iode et manganèse, oui.

En ne considérant que les composés contenant de l'iode et du manganèse, nous avons:

KI => KIO ₃ (nombre d'oxydation: -1 à +5, perd six électrons)

KMnO ₄ => MnCl ₂ (nombre d'oxydation: +7 à +2, gagne cinq électrons)

L'iode est oxydé, tandis que le manganèse est réduit. Comment savoir sans faire de calculs? Parce que l'iode passe du statut potassique à l'interaction avec trois oxygènes (plus électronégatif); et le manganèse, pour sa part, perd ses interactions avec l'oxygène pour être avec le chlore (moins électronégatif).

KI ne peut pas perdre six électrons si KMnO _{4 en} gagne cinq; c'est pourquoi le nombre d'électrons doit être équilibré dans l'équation:

5 (KI => KIO ₃ + 6e ^-)

6 (KMnO ₄ + 5e ^- => MnCl ₂)

Ce qui se traduit par un transfert net de 30 électrons.

La combustion

La combustion est une oxydation vigoureuse et énergétique dans laquelle la lumière et la chaleur sont libérées. Généralement, dans ce type de réaction chimique, l'oxygène participe en tant qu'agent oxydant ou oxydant; tandis que l'agent réducteur est le carburant, qui brûle à la fin de la journée.

Là où il y a des cendres, il y a eu combustion. Ceux-ci sont essentiellement composés de carbone et d'oxydes métalliques; bien que sa composition dépend logiquement de ce qu'était le carburant. Voici quelques exemples:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

2CO (g) + O ₂ (g) => 2CO ₂ (g)

C ₃ H ₈ (g) + 5O ₂ (g) => 3CO ₂ (g) + 4H ₂ O (g)

Chacune de ces équations correspond à des combustions complètes; c'est-à-dire que tout le carburant réagit avec un excès d'oxygène pour garantir sa transformation complète.

De même, il faut noter que le CO ₂ et H ₂ O sont les principaux produits gazeux lors de la combustion des corps carbonés (comme le bois, les hydrocarbures et les tissus animaux). Il est inévitable qu'un allotrope de carbone se forme, en raison d'un manque d'oxygène, ainsi que de gaz moins oxygénés tels que CO et NO.

- Synthèse

Représentation graphique d'une réaction de synthèse. Source: Gabriel Bolívar.

L'image ci-dessus montre une représentation extrêmement simple. Chaque triangle est un composé ou un atome, qui se rejoignent pour former un seul composé; deux triangles forment un parallélogramme. Les masses augmentent et les propriétés physiques et chimiques du produit sont, plusieurs fois, très différentes de celles de ses réactifs.

Par exemple, la combustion d'hydrogène (qui est aussi une réaction redox) produit de l'oxyde d'hydrogène ou de l'hydrure d'oxygène; mieux connu sous le nom d'eau:

H ₂ (g) + O ₂ (g) => 2H ₂ O (g)

Lorsque les deux gaz sont mélangés, à haute température, ils brûlent en produisant de l'eau gazeuse. Lorsque les températures se refroidissent, les vapeurs se condensent pour donner de l'eau liquide. Plusieurs auteurs considèrent cette réaction de synthèse comme l'une des alternatives possibles pour se substituer aux énergies fossiles dans l'obtention d'énergie.

Les liaisons HH et O = O se rompent pour former deux nouvelles liaisons simples: HOH. L'eau, comme on le sait, est une substance unique (au-delà du sens romantique), et ses propriétés sont assez différentes de l'hydrogène et de l'oxygène gazeux.

Composés ioniques

La formation de composés ioniques à partir de leurs éléments est également un exemple de réaction de synthèse. L'un des plus simples est la formation d'halogénures métalliques des groupes 1 et 2. Par exemple, la synthèse du bromure de calcium:

Ca (s) + Br ₂ (l) => CaBr ₂ (s)

Une équation générale pour ce type de synthèse est:

M (s) + X ₂ => MX ₂ (s)

Coordination

Lorsque le composé formé implique un atome métallique au sein d'une géométrie électronique, on dit alors qu'il s'agit d'un complexe. Dans les complexes, les métaux restent attachés aux ligands par des liaisons covalentes faibles et sont formés par des réactions de coordination.

Par exemple, vous avez le complexe ³⁺. Celui-ci se forme lorsque le cation Cr ³⁺ est en présence des molécules d'ammoniac, NH ₃, qui agissent comme des ligands de chrome:

Cr ³⁺ + 6NH ₃ => ³⁺

L'octaèdre de coordination résultant autour du centre du métal chromé est illustré ci-dessous:

Coordination octaèdre pour le complexe. Source: Gabriel Bolívar.

Notez que la charge 3+ sur le chrome n'est pas neutralisée dans le complexe. Sa couleur est violette, et c'est pourquoi l'octaèdre est représenté avec cette couleur.

Certains complexes sont plus intéressants, comme dans le cas de certaines enzymes qui coordonnent les atomes de fer, de zinc et de calcium.

- Décomposition

La décomposition est le contraire de la synthèse: un composé se décompose en un, deux ou trois éléments ou composés.

Par exemple, nous avons les trois décompositions suivantes:

2HgO (s) => 2Hg (l) + O ₂ (g)

2H ₂ O ₂ (l) => 2H ₂ O (l) + O ₂ (g)

H ₂ CO ₃ (aq) => CO ₂ (g) + H ₂ O (l)

Le HgO est un solide rougeâtre qui, sous l'action de la chaleur, se décompose en mercure métallique, un liquide noir et de l'oxygène.

Le peroxyde d'hydrogène ou le peroxyde d'hydrogène subit une décomposition, donnant de l'eau liquide et de l'oxygène.

Et l'acide carbonique, pour sa part, se décompose en dioxyde de carbone et en eau liquide.

Une décomposition "plus sèche" est celle subie par les carbonates métalliques:

CaCO ₃ (s) => CaO (s) + CO ₂ (g)

Volcan de classe

Volcan au bichromate d'ammonium brûlant. Source: Наталия

Une réaction de décomposition qui a été utilisée dans les classes de chimie est la décomposition thermique du bichromate d'ammonium, (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇. Ce sel d'orange cancérigène (il doit donc être manipulé avec beaucoup de précaution), brûle pour dégager beaucoup de chaleur et produire un solide vert, oxyde chromique, Cr ₂ O ₃:

(NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇ (s) => Cr ₂ O ₃ (s) + 4H ₂ O (g) + N ₂ (g)

- Déplacement

Représentation graphique d'une réaction de déplacement. Source: Gabriel Bolívar.

Les réactions de déplacement sont un type de réaction redox dans lequel un élément en déplace un autre dans un composé. L'élément déplacé finit par réduire ou gagner des électrons.

Pour simplifier ce qui précède, l'image ci-dessus est affichée. Les cercles représentent un élément. On observe que le cercle vert citron déplace le cercle bleu en restant à l'extérieur; mais pas seulement cela, mais le cercle bleu se rétrécit dans le processus, et celui vert citron s'oxyde.

D'hydrogène

Par exemple, nous avons les équations chimiques suivantes pour exposer ce qui précède expliqué:

2Al (s) + 6HCl (aq) => AlCl ₃ (aq) + 3H ₂ (g)

Zr (s) + 2H ₂ O (g) => ZrO ₂ (s) + 2H ₂ (g)

Zn (s) + H ₂ SO ₄ (aq) => ZnSO ₄ (aq) + H ₂ (g)

Quel est l'élément déplacé pour ces trois réactions chimiques? L'hydrogène, qui est réduit en hydrogène moléculaire, H ₂; il passe d'un indice d'oxydation de +1 à 0. A noter que les métaux aluminium, zirconium et zinc peuvent déplacer les hydrogènes des acides et de l'eau; tandis que le cuivre, ni l'argent ni l'or, ne le peuvent pas.

De métaux et halogènes

De même, il y a ces deux réactions de déplacement supplémentaires:

Zn (s) + CuSO ₄ (aq) => Cu (s) + ZnSO ₄ (aq)

Cl ₂ (g) + 2NaI (aq) => 2NaCl (aq) + I ₂ (s)

Dans la première réaction, le zinc déplace le cuivre métallique moins actif; le zinc s'oxyde tandis que le cuivre est réduit.

Dans la seconde réaction, en revanche, le chlore, élément plus réactif que l'iode, déplace ce dernier dans le sel de sodium. Ici, c'est l'inverse: l'élément le plus réactif est réduit en oxydant l'élément déplacé; par conséquent, le chlore est réduit en oxydant l'iode.

- Formation de gaz

Dans les réactions, on a pu voir que plusieurs d'entre eux généraient des gaz et entraient donc également dans ce type de réaction chimique. De même, les réactions de la section précédente, celle du déplacement de l'hydrogène par un métal actif, sont considérées comme des réactions de formation de gaz.

En plus de ceux déjà mentionnés, les sulfures métalliques, par exemple, libèrent du sulfure d'hydrogène (qui sent les œufs pourris) lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté:

Na ₂ S (s) + 2HCl (aq) => 2NaCl (aq) + H ₂ S (g)

- Métathèse ou double déplacement

Représentation graphique d'une réaction de double déplacement. Source: Gabriel Bolívar.

Dans la métathèse ou réaction de double déplacement, il se produit un changement de partenaires sans transfert d'électrons; c'est-à-dire qu'elle n'est pas considérée comme une réaction redox. Comme on peut le voir dans l'image ci-dessus, le cercle vert rompt le lien avec le bleu foncé pour se lier au cercle bleu clair.

Précipitation

Lorsque les interactions de l'un des partenaires sont suffisamment fortes pour vaincre l'effet de solvatation du liquide, un précipité est obtenu. Les équations chimiques suivantes représentent les réactions de précipitation:

AgNO ₃ (aq) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO ₃ (aq)

CaCl ₂ (aq) + Na ₂ CO ₃ (aq) => CaCO ₃ (s) + 2NaCl (aq)

Dans la première réaction, Cl ^- déplace NO ₃ ^- pour former du chlorure d'argent, AgCl, qui est un précipité blanc. Et dans la seconde réaction, le CO ₃ ^2- déplace Cl ^- pour précipiter le carbonate de calcium.

Acide basique

La plus emblématique des réactions de métathèse est peut-être celle de la neutralisation acide-base. Enfin, deux réactions acide-base sont présentées à titre d'exemples:

HCl (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H ₂ O (l)

2HCl (aq) + Ba (OH) ₂ (aq) => BaCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l)

Le OH ^- déplace le Cl ^- pour former de l'eau et des sels de chlorure.

Exemples de réactions chimiques

Ci-dessous et ci-dessous, il sera fait mention de certaines réactions chimiques avec leurs équations et commentaires respectifs.

Déplacement

Zn (s) + AgNO ₃ (aq) → 2Ag (s) + Zn (NO ₃) ₂ (aq)

Le zinc déplace l'argent dans son sel nitrate: il le réduit d'Ag ⁺ à Ag. Du coup, l'argent métallique commence à précipiter dans le milieu, observé au microscope comme des arbres argentés sans feuilles. D'autre part, le nitrate se combine avec les ions Zn ²⁺ résultants pour former du nitrate de zinc.

Neutralisation

CaCO ₃ (s) + 2HCl (aq) → CaCl ₂ (aq) + H ₂ O (l) + CO ₂ (g)

L'acide chlorhydrique neutralise le sel de carbonate de calcium pour produire un sel, du chlorure de calcium, de l'eau et du dioxyde de carbone. Le CO ₂ bouillonne et est détecté dans l'eau. Ce bullage est également obtenu en ajoutant du HCl à la craie ou aux coquilles d'œufs, riche en CaCO ₃.

NH ₃ (g) + HCl (g) → NH ₄ Cl (s)

Dans cette seconde réaction, les vapeurs d'HCl neutralisent l'ammoniac gazeux. Le sel de chlorure d'ammonium, NH ₄ Cl, se forme sous la forme d'une fumée blanchâtre (image du bas), car il contient de très fines particules en suspension dans l'air.

Réaction de formation de chlorure d'ammonium. Source: Adam Rędzikowski

Double défilement

AgNO ₃ (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO ₃ (aq)

Dans une réaction de double déplacement, il y a échange de «partenaires». L'argent change de partenaire avec le sodium. Le résultat est que le nouveau sel, le chlorure d'argent, AgCl, précipite sous forme de solide laiteux.

Redox

La chaleur, le son et la lumière bleue sont libérés lors de la réaction chimique du chien qui aboie. Source: Maxim Bilovitskiy via Wikipedia.

Il existe d'innombrables réactions redox. L'un des plus impressionnants est celui de Barkin Dog:

8 N ₂ O (g) + 4 CS ₂ (l) → S ₈ (s) + 4 CO ₂ (g) + 8 N ₂ (g)

L'énergie libérée lors de la formation des trois produits stables est telle qu'un flash bleuté se produit (image du haut) et une augmentation de pression retentissante provoquée par les gaz produits (CO ₂ et N ₂).

Et aussi, tout cela est accompagné d'un son très fort semblable à l'aboiement d'un chien. Le soufre produit, S ₈, recouvre les parois internes du tube de jaune.

Quelle espèce est réduite et laquelle est oxydée? En règle générale, les éléments ont un indice d'oxydation 0. Par conséquent, le soufre et l'azote des produits doivent être les espèces qui ont gagné ou perdu des électrons.

Soufre oxydé (électrons perdus), car il avait un indice d' oxydation -2 dans CS ₂ (C ⁴⁺ S ₂ ^2-):

S ^2- → S ⁰ + 2e ^-

Alors que l'azote était réduit (électrons gagnés), car il avait un indice d'oxydation +1 dans le N ₂ O (N ₂ ⁺ O ^2-):

2N ⁺ + 2e → N ⁰

Exercices de réactions chimiques résolus

- Exercice 1

Quel sel précipite dans la réaction suivante en milieu aqueux?

Na ₂ S (aq) + FeSO ₄ (aq) → ¿?

En règle générale, tous les sulfures, à l'exception de ceux formés avec les métaux alcalins et l'ammonium, précipitent en milieu aqueux. Il y a un double déplacement: le fer se lie au soufre et le sodium au sulfate:

Na ₂ S (aq) + FeSO ₄ (aq) → FeS (s) + Na ₂ SO ₄ (aq)

- Exercice 2

Quels produits obtiendrons-nous de la réaction suivante?

Cu (NO ₃) ₂ + Ca (OH) ₂ → ¿?

L'hydroxyde de calcium n'est pas très soluble dans l'eau; mais l'ajout de nitrate de cuivre aide à le solubiliser car il réagit pour former son hydroxyde correspondant:

Cu (NO ₃) ₂ (aq) + Ca (OH) ₂ (aq) → Cu (OH) ₂ (s) + Ca (NO ₃) ₂ (aq)

Cu (OH) ₂ est immédiatement reconnaissable comme un précipité bleu.

- Exercice 3

Quel sel sera produit lors de la prochaine réaction de neutralisation?

Al (OH) ₃ (s) + 3HCl (aq) →?

L'hydroxyde d'aluminium se comporte comme une base en réagissant avec l'acide chlorhydrique. Dans une réaction de neutralisation acide-base (Bronsted-Lowry), de l'eau se forme toujours, donc l'autre produit doit être du chlorure d'aluminium, AlCl ₃:

Al (OH) ₃ (s) + 3HCl (aq) → AlCl ₃ (aq) + 3H ₂ O

Cette fois, l'AlCl ₃ ne précipite pas car c'est un sel (dans une certaine mesure) soluble dans l'eau.

Références

1. Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
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