Pour aller plus loin. On mélange 50,0 mL de nitrate d'argent AgNO₃ à…

1. $\mathrm{Ag}{}^{+}{}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cl}{}^{-}{}_{(\mathrm{aq})}\to \mathrm{AgCl}{}_{(\mathrm{s})}$. Les ions $\mathrm{NO}{}_3{}^{-}$ et $\mathrm{Na}{}^{+}$ n'interviennent pas : ce sont les ions spectateurs, ils restent en solution.

2. $n(\mathrm{Ag}{}^{+})=0,100\times 0,0500=5,00\times 10^{-3}$ mol ; $n(\mathrm{Cl}{}^{-})=0,150\times 0,0500=7,50\times 10^{-3}$ mol. La stœchiométrie est $1$:$1$ : les ions argent sont limitants. Il se forme $5,00\times 10^{-3}$ mol de $\mathrm{AgCl}$, soit

$$m=5,00\times 10^{-3}\times 143,4=0,717\text{g}.$$

3. Volume total $V=0,1000$ L. Restent en solution : $n(\mathrm{Cl}{}^{-})=7,50\times 10^{-3}-5,00\times 10^{-3}=2,50\times 10^{-3}$ mol, $n(\mathrm{Na}{}^{+})=7,50\times 10^{-3}$ mol, $n(\mathrm{NO}{}_3{}^{-})=5,00\times 10^{-3}$ mol.

$$[\mathrm{Cl}{}^{-}]=2,50\times 10^{-2},[\mathrm{Na}{}^{+}]=7,50\times 10^{-2},[\mathrm{NO}{}_3{}^{-}]=5,00\times 10^{-2}\mathrm{mol}/\mathrm{L}.$$

Électroneutralité : charges $+$ : $7,50\times 10^{-2}$ ; charges $-$ : $2,50\times 10^{-2}+5,00\times 10^{-2}=7,50\times 10^{-2}$. ✓

Contrôle : l'argent, limitant, a totalement disparu de la solution ($[\mathrm{Ag}{}^{+}]\approx 0$) : ajouter une goutte de $\mathrm{NaCl}$ ne troublerait plus le mélange, alors qu'une goutte de $\mathrm{AgNO}{}_3$ le troublerait. C'est le test expérimental du réactif limitant.

Piège : écrire l'équation avec $\mathrm{AgNO}{}_3$ et $\mathrm{NaCl}$ comme réactifs. En solution il n'y a pas de « molécules » $\mathrm{AgNO}{}_3$ : seulement des ions séparés, déjà solvatés. Seuls $\mathrm{Ag}{}^{+}$ et $\mathrm{Cl}{}^{-}$ réagissent.