Un métal M réagit en cédant des électrons pour former un cation : M → M^n+ + n e⁻. Cette aptitude à céder des électrons (à s'oxyder) s'appelle le pouvoir réducteur du métal. Plus un métal cède facilement ses électrons, plus il est dit réducteur (ou électropositif), et plus il est chimiquement réactif.
Les métaux usuels peuvent être classés selon leur pouvoir réducteur décroissant, en une échelle d'électropositivité (classification électrochimique qualitative) :
K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Sn > Pb > (H₂) > Cu > Ag > Au
Le dihydrogène H₂ est placé dans cette échelle comme repère : un métal situé avant H₂ réagit avec les acides en libérant du dihydrogène ; un métal situé après H₂ (Cu, Ag, Au — métaux dits « nobles » ou peu réducteurs) ne réagit pas avec les acides usuels dilués.
Cette échelle permet aussi de prévoir les réactions de déplacement entre un métal et l'ion d'un métal moins réducteur : par exemple Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu (le fer, plus réducteur, réduit l'ion cuivre(II) et se dissout, tandis que le cuivre métallique se dépose).
Tous les métaux usuels réagissent avec le dioxygène de l'air pour former des oxydes métalliques, selon une réaction pouvant être lente (à température ambiante, à l'air humide) ou rapide (combustion vive dans le dioxygène pur, souvent avec incandescence).
Aluminium (combustion vive comme oxydation lente donnent le même oxyde) : 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃
Fer — oxydation lente à l'air humide (rouille, oxyde non protecteur et poreux) : 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃ ; combustion vive dans le dioxygène pur (laine de fer incandescente) : 3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄
Zinc : 2 Zn + O₂ → 2 ZnO
Cuivre (ternissure lente, oxyde noir) : 2 Cu + O₂ → 2 CuO
L'aluminium est thermodynamiquement très réducteur, donc très réactif ; pourtant un objet en aluminium résiste durablement à la corrosion à l'air. Ceci s'explique par la passivation : la fine couche d'oxyde Al₂O₃ formée en surface est compacte, adhérente et imperméable ; elle empêche le dioxygène d'atteindre le métal sous-jacent et bloque ainsi la poursuite de l'oxydation. Le fer, au contraire, forme un oxyde Fe₂O₃ poreux et non protecteur : la rouille se détache et laisse le métal exposé, si bien que la corrosion se poursuit en profondeur.
Un métal M situé avant H₂ dans l'échelle d'électropositivité réagit avec une solution acide (HCl, H₂SO₄ dilués) selon le schéma général : métal + acide → sel + dihydrogène. Les métaux situés après H₂ (Cu, Ag, Au) ne réagissent pas avec ces acides dilués.
Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂
Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂
Cu + HCl → pas de réaction observable (dégagement gazeux nul, métal intact) : le cuivre est moins réducteur que l'hydrogène.
Un métal (ou son oxyde) est dit amphotère lorsqu'il réagit à la fois avec les acides (comme un métal réducteur classique) et avec les bases fortes concentrées (comme le ferait un oxyde acide). L'aluminium est le métal usuel amphotère de référence.
Avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium, l'aluminium se dissout en formant un ion aluminate et en dégageant du dihydrogène :
2 Al + 2 NaOH + 2 H₂O → 2 NaAlO₂ + 3 H₂
Le fer, le zinc et le cuivre ne présentent pas ce comportement notable avec les bases dans les conditions usuelles du programme : ils restent inertes face à NaOH.
Les métaux usuels réagissent directement avec les halogènes (dichlore, dibrome, diiode) pour former des sels métalliques (halogénures), sans intervention de dihydrogène.
2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃ (chlorure de fer(III), le fer est ici oxydé à son degré le plus élevé)
2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃
Zn + Cl₂ → ZnCl₂
Cu + Cl₂ → CuCl₂
| Métal | Position (électropositivité) | Avec O₂ | Avec acides dilués | Avec NaOH conc. | Avec halogènes |
|---|---|---|---|---|---|
| Aluminium Al | Très réducteur | Rapide en surface puis passivation (Al₂O₃ protecteur) | Oui, vif : H₂ dégagé | Oui (amphotère) : H₂ dégagé | Oui, vif |
| Zinc Zn | Réducteur | Lente, ZnO peu protecteur | Oui : H₂ dégagé | Non (au programme) | Oui |
| Fer Fe | Moyennement réducteur | Lente, Fe₂O₃ poreux non protecteur (rouille) | Oui : H₂ dégagé | Non | Oui |
| Cuivre Cu | Peu réducteur (proche des métaux nobles) | Très lente, CuO en surface | Non : aucune réaction | Non | Oui |
La galvanisation consiste à recouvrir une pièce en fer (ou en acier) d'une fine couche de zinc. Le zinc, plus réducteur que le fer, s'oxyde préférentiellement : même si le revêtement est rayé et que le fer est mis à nu, c'est le zinc qui continue à se sacrifier en s'oxydant (« anode sacrificielle »), protégeant le fer par protection cathodique, jusqu'à épuisement complet de la couche de zinc.
Le laiton (alliage cuivre-zinc, Cu-Zn) et le bronze (alliage cuivre-étain, Cu-Sn) exploitent l'inertie chimique du cuivre pour obtenir des matériaux résistants à la corrosion, utilisés en robinetterie, quincaillerie et statuaire. La réactivité de chaque métal usuel oriente son usage industriel : l'aluminium (léger, passivé) pour la construction, l'aéronautique et l'emballage ; le fer/acier (résistant mécaniquement mais devant être protégé — peinture, galvanisation) pour le bâtiment et l'industrie lourde ; le zinc, sacrifié volontairement, pour la protection d'autres métaux et les piles ; le cuivre (très peu réactif, bon conducteur) pour le câblage électrique, la plomberie et la couverture de toitures.
On plonge un ruban d'aluminium de masse m = 2,7 g dans un excès d'acide chlorhydrique dilué. On donne M(Al) = 27 g/mol et le volume molaire des gaz Vm = 24 L/mol dans les conditions de l'expérience.
1) 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂.
2) n(Al) = m/M = 2,7/27 = 0,10 mol.
3) D'après les coefficients stœchiométriques, n(H₂) = (3/2)×n(Al) = 1,5×0,10 = 0,15 mol. Volume dégagé : V(H₂) = n(H₂)×Vm = 0,15×24 = 3,6 L.
On introduit une masse m = 6,5 g de zinc en poudre (M(Zn) = 65 g/mol) dans un volume V = 100 mL d'une solution d'acide sulfurique de concentration c = 0,50 mol/L. On donne Vm = 24 L/mol.
1) Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ (réaction déjà équilibrée, 1:1:1:1).
2) n(Zn) = 6,5/65 = 0,10 mol. n(H₂SO₄) = c×V = 0,50×0,100 = 0,050 mol. La stœchiométrie exige 1 mol de Zn pour 1 mol de H₂SO₄ ; il faudrait 0,10 mol d'acide pour consommer tout le zinc, mais seulement 0,050 mol est disponible : l'acide sulfurique est le réactif limitant.
3) Tout l'acide est consommé : n(H₂) = n(H₂SO₄) = 0,050 mol, donc V(H₂) = 0,050×24 = 1,2 L. Zinc consommé : n(Zn réagi) = 0,050 mol, soit m(Zn réagi) = 0,050×65 = 3,25 g. Zinc restant : m(Zn restant) = 6,5 − 3,25 = 3,25 g.
Un ruban d'aluminium de masse m = 5,4 g brûle intégralement dans un excès de dioxygène pur. On donne M(Al) = 27 g/mol, M(O) = 16 g/mol et Vm = 24 L/mol.
1) 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃.
2) n(Al) = 5,4/27 = 0,20 mol. n(O₂) = (3/4)×n(Al) = 0,75×0,20 = 0,15 mol, donc V(O₂) = 0,15×24 = 3,6 L.
3) n(Al₂O₃) = (2/4)×n(Al) = 0,5×0,20 = 0,10 mol. M(Al₂O₃) = 2×27 + 3×16 = 54 + 48 = 102 g/mol, donc m(Al₂O₃) = 0,10×102 = 10,2 g.
4) Dans la vie courante, l'oxydation de l'aluminium à l'air est lente (pas de flamme) et forme immédiatement une couche d'Al₂O₃ compacte et adhérente en surface (phénomène de passivation) : cette couche isole le métal du dioxygène et bloque la poursuite de la réaction, contrairement à la combustion vive et totale obtenue ici en excès de O₂ pur avec amorçage (poudre ou ruban finement divisé, forte chaleur).
Un métal usuel M, de valence 2 (il forme des ions M²⁺), se présente sous forme d'un échantillon de masse m = 5,6 g. On le plonge dans un excès d'acide chlorhydrique dilué et l'on recueille un volume V(H₂) = 2,4 L de dihydrogène, avec Vm = 24 L/mol.
1) M + 2 HCl → MCl₂ + H₂.
2) n(H₂) = V/Vm = 2,4/24 = 0,10 mol. D'après l'équation (rapport 1:1), n(M) = n(H₂) = 0,10 mol.
3) M(M) = m/n = 5,6/0,10 = 56 g/mol. Cette masse molaire correspond au fer (Fe), de masse molaire atomique 56 g/mol, formant l'ion Fe²⁺.
4) Non : le cuivre est situé après H₂ dans l'échelle d'électropositivité (K > ... > Fe > ... > H₂ > Cu), donc il est moins réducteur que l'hydrogène et ne réagit pas avec l'acide chlorhydrique dilué : aucun dégagement de dihydrogène ne serait observé.
Une pièce métallique est constituée d'une tôle d'acier (fer) galvanisée (recouverte de zinc) fixée par des rivets en aluminium ; le câblage associé est en cuivre. On donne : M(Zn) = 65 g/mol, M(Al) = 27 g/mol, M(Fe) = 56 g/mol, M(O) = 16 g/mol, Vm = 24 L/mol.
10 questions · Correction immédiate
Dans l'échelle d'électropositivité des métaux usuels, quel est l'ordre correct de pouvoir réducteur décroissant ?
L'aluminium résiste bien à la corrosion à l'air malgré son fort pouvoir réducteur car :
Quelle est l'équation correctement équilibrée de la combustion de l'aluminium dans le dioxygène ?
Parmi les métaux Fe, Zn, Al et Cu, lequel ne réagit PAS avec l'acide chlorhydrique dilué ?
Le caractère amphotère de l'aluminium se manifeste par le fait qu'il réagit :
Quelle équation traduit correctement la réaction de l'aluminium avec la soude concentrée ?
Dans la galvanisation, le zinc protège le fer contre la corrosion parce que :
Le laiton est un alliage composé essentiellement de :
Le bronze est un alliage composé essentiellement de :
Quelle équation équilibrée traduit correctement la réaction du fer avec le dichlore ?
