Physique-Chimie — 3ème
Réactions acide–métal et tests d'identification — Physique-Chimie Troisième (chapitre 6)
Réaction entre un acide et un métal en troisième : attaque du fer par l'acide chlorhydrique, dégagement de dihydrogène et test de la détonation, équation de…
Par ProfBot
Réactions acide–métal et tests d'identification
Chapitre 6 — Organisation et transformations de la matière · Classe de troisième
Un détartrant qui mousse sur une casserole, une pile qui fuit et ronge son logement, un portail qui rouille : les métaux et les acides ne font pas bon ménage. Ce chapitre observe cette réaction de près, puis apprend à reconnaître ce qu'elle a produit — car en chimie, on ne croit personne sur parole : on teste.
Au programme officiel. Réactions entre solutions acides et métaux. La notion de masse volumique est réinvestie pour reconnaître des métaux, susceptibles de réagir avec des acides. Mettre en œuvre des tests caractéristiques d'espèces chimiques à partir d'une banque fournie (test de reconnaissance des ions et du dihydrogène). Utiliser une équation de réaction chimique fournie pour décrire une transformation chimique observée. (Programme de physique-chimie du cycle 4, BO n° 31 du 30 juillet 2020 ; attendus placés au niveau 3e par la ressource Eduscol « Inscrire son enseignement dans une logique de cycle ».)
1. L'acide attaque le métal
Versons de l'acide chlorhydrique sur de la grenaille de fer, dans un tube à essai.
Quatre observations, toutes visibles à l'œil nu. Une effervescence : des bulles de gaz se forment sur le métal et remontent. Le fer disparaît peu à peu : c'est un réactif. La solution verdit : une espèce nouvelle y est apparue. Et le tube chauffe légèrement. Ces quatre signes réunis ne laissent aucun doute : il s'agit d'une transformation chimique.
Les réactifs et les produits.
— Réactifs : le fer $\mathrm{Fe}$ et les ions hydrogène $\mathrm{H^{+}}$ de l'acide.
— Produits : le dihydrogène $\mathrm{H_2}$ (le gaz des bulles) et les ions fer II $\mathrm{Fe^{2+}}$ (qui colorent la solution en vert).
L'équation de la réaction, fournie :
$\mathrm{Fe} + 2\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{H_2}$
Vérifions qu'elle conserve tout, comme au chapitre 5 — et cette fois il y a deux choses à conserver : les atomes et les charges.
| À gauche | À droite | |
|---|---|---|
| Atomes de fer | $1$ | $1$ |
| Atomes d'hydrogène | $2$ | $2$ |
| Charge électrique | $2 \times (+1) = +2$ | $+2$ |
La conservation de la charge. Dans une réaction qui met en jeu des ions, la charge totale se conserve elle aussi : elle vaut $+2$ des deux côtés. C'est la nouveauté de la troisième — au chapitre 5, toutes les espèces étaient neutres.
Tous les métaux ne réagissent pas. Le fer, le zinc, l'aluminium et le magnésium sont attaqués par l'acide chlorhydrique ; le cuivre, lui, ne l'est pas : on peut le laisser dedans, il ne se passe rien. C'est d'ailleurs une raison de savoir identifier un métal avant de le tremper — et la masse volumique du chapitre 2 sert exactement à cela.
| Métal | Attaqué par l'acide chlorhydrique ? | Équation fournie |
|---|---|---|
| Fer | oui | $\mathrm{Fe} + 2\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{H_2}$ |
| Zinc | oui | $\mathrm{Zn} + 2\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + \mathrm{H_2}$ |
| Aluminium | oui | $2\,\mathrm{Al} + 6\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}} + 3\,\mathrm{H_2}$ |
| Cuivre | non | — |
2. Le test du dihydrogène
Le gaz qui s'échappe est incolore et inodore : rien ne le distingue de l'air à l'œil. On le teste.
On recueille le gaz dans un tube à essai retourné, puis on approche une flamme de son ouverture. Le dihydrogène brûle d'un coup avec le dioxygène de l'air, en produisant une petite détonation sèche — les chimistes disent qu'il « aboie ». Il se forme de l'eau.
Le test du dihydrogène. Une détonation (un petit « aboiement ») à l'approche d'une flamme signale la présence de dihydrogène.
⚠️ Sécurité : ce test ne se fait que sur un petit volume, dans un tube à essai, à distance du visage et avec des lunettes. Le dihydrogène est très inflammable.
Deux autres tests de gaz, vus les années précédentes, restent utiles :
| Gaz | Test | Résultat |
|---|---|---|
| Dihydrogène $\mathrm{H_2}$ | approcher une flamme | détonation |
| Dioxyde de carbone $\mathrm{CO_2}$ | verser dans de l'eau de chaux | l'eau de chaux se trouble |
| Eau $\mathrm{H_2O}$ | déposer sur du sulfate de cuivre anhydre blanc | il devient bleu |
3. Reconnaître les ions
La solution est devenue verte : peut-on prouver qu'elle contient bien des ions fer II ? Oui, avec un test caractéristique. Le principe est toujours le même : on ajoute un réactif qui forme, avec l'ion cherché, un précipité — un solide qui apparaît dans le liquide — d'une couleur reconnaissable.
On verse quelques gouttes de soude (solution d'hydroxyde de sodium) dans chaque tube. Chaque ion métallique donne un précipité de couleur propre. Attention : le zinc et l'aluminium donnent tous deux un précipité blanc — le test ne les distingue pas, il faut alors un autre critère.
| Ion à identifier | Réactif à verser | Précipité obtenu |
|---|---|---|
| $\mathrm{Cu^{2+}}$ (cuivre) | soude | bleu |
| $\mathrm{Fe^{2+}}$ (fer II) | soude | vert |
| $\mathrm{Fe^{3+}}$ (fer III) | soude | rouille (orangé) |
| $\mathrm{Zn^{2+}}$ (zinc) | soude | blanc |
| $\mathrm{Al^{3+}}$ (aluminium) | soude | blanc |
| $\mathrm{Cl^{-}}$ (chlorure) | nitrate d'argent | blanc qui noircit à la lumière |
L'ion chlorure ne réagit pas avec la soude : on utilise le nitrate d'argent, qui donne un précipité blanc. Ce précipité a une propriété qui achève de l'identifier : exposé à la lumière, il noircit en quelques minutes. C'est ce noircissement qui a servi de base à toute la photographie argentique.
Méthode — identifier les ions d'une solution inconnue.
1. Prélever la solution dans deux tubes (on ne teste jamais tout dans le même : un test en gêne un autre).
2. Dans le premier, verser quelques gouttes de soude → couleur du précipité → l'ion positif.
3. Dans le second, verser quelques gouttes de nitrate d'argent → précipité blanc noircissant → l'ion chlorure.
4. Conclure en nommant la solution : anion d'abord, cation ensuite (« chlorure de cuivre »).
4. Un exemple complet
Une solution verte inconnue est testée. À la soude : précipité vert. Au nitrate d'argent : précipité blanc qui noircit.
Conclusion. Le précipité vert signale l'ion $\mathrm{Fe^{2+}}$ ; le précipité blanc qui noircit signale l'ion $\mathrm{Cl^{-}}$. La solution est donc une solution de chlorure de fer II, contenant des ions $\mathrm{Fe^{2+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$.
Et la neutralité ? Comme au chapitre 3, la solution est électriquement neutre : chaque ion $\mathrm{Fe^{2+}}$ apporte deux charges positives, il faut donc deux fois plus d'ions $\mathrm{Cl^{-}}$ que d'ions $\mathrm{Fe^{2+}}$.
5. Sécurité au laboratoire
Les cinq règles de ce chapitre.
1. Lunettes et blouse obligatoires : acides et soude sont corrosifs.
2. On verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'inverse (chapitre 4).
3. Le test du dihydrogène se fait sur un petit volume seulement.
4. On ne jette pas les solutions contenant des ions métalliques à l'évier : elles vont dans le bidon de récupération.
5. On ne mélange jamais deux produits « pour voir ».
6. Exercices corrigés
Exercice 1 — Lire les observations. On plonge un clou en fer dans de l'acide chlorhydrique. On observe des bulles et la solution devient verte. Nommer les deux produits formés.
Le gaz des bulles est le dihydrogène $\mathrm{H_2}$ ; la couleur verte signale les ions fer II $\mathrm{Fe^{2+}}$.
Exercice 2 — Vérifier une équation. Vérifier que l'équation $\mathrm{Zn} + 2\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + \mathrm{H_2}$ conserve les atomes et les charges.
Atomes de zinc : $1$ et $1$. Atomes d'hydrogène : $2$ et $2$.
Charges : à gauche $2 \times (+1) = +2$ ; à droite $+2$ et $0$, soit $+2$. Tout se conserve.
Exercice 3 — L'aluminium. Dans l'équation $2\,\mathrm{Al} + 6\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}} + 3\,\mathrm{H_2}$, compter les atomes d'hydrogène et les charges de chaque côté.
Hydrogène : à gauche $6$ ; à droite $3 \times 2 = 6$. Égalité.
Charges : à gauche $6 \times (+1) = +6$ ; à droite $2 \times (+3) = +6$. Égalité.
Exercice 4 — Identifier une solution. Une solution bleue donne, à la soude, un précipité bleu ; au nitrate d'argent, un précipité blanc qui noircit. De quelle solution s'agit-il ?
Précipité bleu → ion $\mathrm{Cu^{2+}}$. Précipité blanc noircissant → ion $\mathrm{Cl^{-}}$. C'est une solution de chlorure de cuivre.
Exercice 5 — Un test qui ne suffit pas. Une solution incolore donne un précipité blanc avec la soude. Un élève conclut : « c'est une solution de zinc ». A-t-il raison ?
Non. Le précipité blanc est obtenu aussi bien avec les ions $\mathrm{Zn^{2+}}$ qu'avec les ions $\mathrm{Al^{3+}}$ : le test ne permet pas de trancher. Il permet seulement d'écarter le cuivre, le fer II et le fer III.
Exercice 6 — Neutralité. Une solution de chlorure de fer II contient $500$ ions $\mathrm{Fe^{2+}}$. Combien contient-elle d'ions $\mathrm{Cl^{-}}$ ?
Chaque ion $\mathrm{Fe^{2+}}$ apporte $2$ charges positives, soit $500 \times 2 = 1000$ charges positives. Il faut donc 1000 ions $\mathrm{Cl^{-}}$.
Exercice 7 — Choisir son métal. On dispose de deux barreaux identiques, l'un en cuivre, l'autre en fer, mais on ne sait plus lequel est lequel. Chacun a un volume de $20{,}0\ \mathrm{cm^3}$ ; le premier a une masse de $157{,}4\ \mathrm{g}$, le second $179{,}2\ \mathrm{g}$. (a) Identifier chaque métal. (b) Lequel réagira avec l'acide chlorhydrique ?
(a) $\rho_1 = \dfrac{157{,}4}{20{,}0} = 7{,}87\ \mathrm{g/cm^3}$ : c'est le fer. $\rho_2 = \dfrac{179{,}2}{20{,}0} = 8{,}96\ \mathrm{g/cm^3}$ : c'est le cuivre.
(b) Seul le fer est attaqué par l'acide chlorhydrique ; le cuivre ne réagit pas.
L'essentiel du chapitre
- Un acide attaque certains métaux (fer, zinc, aluminium) mais pas le cuivre.
- La réaction produit du dihydrogène et des ions métalliques : $\mathrm{Fe} + 2\,\mathrm{H^{+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{H_2}$.
- Dans une réaction entre ions, les atomes et les charges se conservent.
- Test du dihydrogène : une détonation à l'approche d'une flamme.
- Tests à la soude : $\mathrm{Cu^{2+}}$ bleu · $\mathrm{Fe^{2+}}$ vert · $\mathrm{Fe^{3+}}$ rouille · $\mathrm{Zn^{2+}}$ et $\mathrm{Al^{3+}}$ blancs tous les deux.
- Test de l'ion chlorure : nitrate d'argent, précipité blanc qui noircit à la lumière.
- Lunettes, blouse, petits volumes : ces produits sont corrosifs.