La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

19Les métaux : réactions avec les acides et corrosion

Dans un port, la coque en acier d’un vieux bateau de pêche est striée de rouille orange. Sur le quai, un portail recouvert de zinc est resté trente ans sous la pluie et brille toujours d’un gris terne. Dans un musée, une bague en or enfouie pendant trois mille ans est aussi éclatante qu’au jour où elle a été fabriquée. Les métaux ne réagissent pas tous de la même façon au monde qui les entoure : certains sont attaqués par l’eau, l’air et les acides, d’autres presque pas.

Rappel

Les ions sont des atomes chargés ; les métaux donnent des cations comme $\ce{Fe^{2+}}$ , $\ce{Zn^{2+}}$ , $\ce{Al^{3+}}$ , que l’on identifie par des tests de précipitation (Chapitre 17). Une solution acide contient beaucoup d’ions $\ce{H+(aq)}$ (Chapitre 18). Le dihydrogène brûle avec un « pop » aigu à l’ouverture d’un tube à essai (Chapitre 10).

La coque d’un vieux bateau : l’acier rouille.

19.1 Les métaux dans l’acide chlorhydrique

Au laboratoire — Trois métaux dans l’acide

L’enseignant met un petit morceau de fer, de zinc et de cuivre dans trois tubes à essai d’acide chlorhydrique dilué. Des bulles montent du fer et du zinc, lentement pour le fer, vivement pour le zinc, et les métaux disparaissent peu à peu ; rien ne se passe avec le cuivre. Le gaz, recueilli dans un petit tube, produit un « pop » aigu : c’est du dihydrogène. Avec l’hydroxyde de sodium, le liquide du premier tube donne un précipité vert (ions $\ce{Fe^{2+}}$ ), celui du deuxième un précipité blanc (ions $\ce{Zn^{2+}}$ ).

Le fer, le zinc et le cuivre dans l’acide chlorhydrique dilué : le fer et le zinc dégagent du dihydrogène ; le cuivre ne réagit pas.

Proposition 19.1 (Métal et acide)

Beaucoup de métaux — le fer, le zinc, l’aluminium, le magnésium — réagissent avec les ions $\ce{H+}$ d’un acide : le métal disparaît sous forme d’ions métalliques, qui restent dissous, et du dihydrogène gazeux se dégage. Le cuivre, l’argent et l’or ne réagissent pas avec l’acide chlorhydrique.

19.2 Écrire l’équation avec les ions

Définition 19.2 (Ion spectateur)

Un ion présent dans une solution pendant une réaction, mais qui n’y participe pas et se retrouve inchangé à la fin, est un ion spectateur. On ne l’écrit pas dans l’équation.

Exemple 19.3 (Le fer et le zinc dans l’acide chlorhydrique)

L’acide chlorhydrique contient des ions $\ce{H+(aq)}$ et $\ce{Cl-(aq)}$ . Les ions chlorure se retrouvent inchangés à la fin : ce sont des spectateurs. Les équations sont

\ce{Fe(s) + 2H+(aq) -> Fe^{2+}(aq) + H2(g)}, \qquad \ce{Zn(s) + 2H+(aq) -> Zn^{2+}(aq) + H2(g)}.

Elles sont ajustées à la fois pour les atomes et pour les charges : $+2$ de chaque côté.

Méthode 19.4 (Écrire l’équation de la réaction d’un métal avec un acide)

Réactifs : le métal (s) et les ions $\ce{H+(aq)}$ .
Produits : l’ion métallique (aq), avec sa charge habituelle, et le dihydrogène $\ce{H2(g)}$ .
Ajuster les atomes, puis vérifier que la charge totale est la même des deux côtés.

Pour l’aluminium : $\ce{2Al(s) + 6H+(aq) -> 2Al^{3+}(aq) + 3H2(g)}$ ; charge $+6$ de chaque côté.

Sécurité

Le dihydrogène dégagé est extrêmement inflammable. La réaction est réalisée dans de petits tubes à essai, par l’enseignant, loin de toute flamme autre que celle du test du « pop ».

19.3 La corrosion

Définition 19.5 (Corrosion et rouille)

La corrosion est l’attaque lente d’un métal par les substances qui l’entourent — dioxygène, eau, acides, sels — qui transforme le métal en ions ou en composés comme des oxydes. La corrosion du fer et de l’acier produit la rouille, un oxyde de fer hydraté, brun et friable, qui s’écaille et laisse l’attaque se poursuivre en profondeur.

Proposition 19.6 (Ce dont le fer a besoin pour rouiller)

Le fer ne rouille que lorsque le dioxygène et l’eau l’atteignent tous les deux. Du sel dissous dans l’eau, comme sur les routes salées en hiver ou au bord de la mer, accélère la rouille.

Au laboratoire — Trois clous, une semaine

On place trois clous en fer propres dans trois tubes à essai : le premier dans de l’air sec avec un desséchant qui retire la vapeur d’eau ; le deuxième dans de l’eau bouillie pour en chasser l’air dissous, recouverte d’une couche d’huile ; le troisième à moitié dans l’eau du robinet, à moitié dans l’air. Au bout d’une semaine, seul le troisième clou est rouillé.

L’expérience des trois clous : le fer ne rouille que là où l’eau et le dioxygène l’atteignent ensemble, ici à la surface de l’eau.

Exemple 19.7 (L’aluminium et le cuivre se protègent eux-mêmes)

L’aluminium est attaqué aussitôt par le dioxygène de l’air, mais la fine couche d’oxyde formée adhère au métal et l’isole de l’air : les cadres de fenêtre en aluminium durent des dizaines d’années. Le cuivre, lentement attaqué par l’air, l’eau et le dioxyde de carbone, se couvre d’une croûte verte, la patine, qui adhère elle aussi et protège le métal au-dessous. La rouille, au contraire, s’écaille.

La statue de la Liberté : sa peau de cuivre est couverte d’une patine verte. Photo : Elcobbola, domaine public.

19.4 Protéger les métaux

Définition 19.8 (Galvanisation)

La galvanisation consiste à recouvrir l’acier d’une couche de zinc, en le plongeant dans du zinc fondu. Le zinc est attaqué par l’air et l’eau à la place de l’acier qu’il recouvre : même là où le revêtement est rayé, le zinc voisin est corrodé en premier et l’acier est épargné.

Proposition 19.9 (Les moyens de protéger le fer et l’acier)

tenir l’eau et l’air à distance : peinture, huile, graisse, revêtement plastique ;
galvaniser : une couche de zinc qui se corrode à la place de l’acier ;
utiliser de l’acier inoxydable, un alliage de fer et de chrome, qui se protège lui-même par une fine couche d’oxyde étanche ;
fixer des blocs de zinc sur les coques des navires : le zinc est lentement rongé à la place de l’acier, et on le remplace de temps en temps (le fonctionnement de ce procédé est expliqué dans un volume universitaire).

19.5 Exercices

Exercice 19.1 ★

Quel gaz se dégage quand le zinc réagit avec l’acide chlorhydrique ? Comment l’identifie-t-on ?

Solution

Solution de Exercice 19.1.

Du dihydrogène : une bûchette enflammée à l’ouverture du tube produit un « pop » aigu.

Exercice 19.2 ★

Lesquels de ces métaux réagissent avec l’acide chlorhydrique dilué : le fer, le cuivre, le zinc, l’or, l’aluminium ?

Solution

Solution de Exercice 19.2.

Le fer, le zinc et l’aluminium réagissent ; le cuivre et l’or, non.

Exercice 19.3 ★

De quoi le fer a-t-il besoin pour rouiller ?

Solution

Solution de Exercice 19.3.

Le dioxygène et l’eau, tous les deux.

Exercice 19.4 ★

Qu’est-ce qu’un ion spectateur ? Nomme l’ion spectateur quand le fer réagit avec l’acide chlorhydrique.

Solution

Solution de Exercice 19.4.

Un ion présent pendant une réaction mais qui n’y participe pas. Avec l’acide chlorhydrique : l’ion chlorure $\ce{Cl-}$ .

Exercice 19.5 ★★

Écris l’équation de la réaction du magnésium avec les ions $\ce{H+}$ d’un acide (l’ion magnésium est $\ce{Mg^{2+}}$ ). Vérifie les charges.

Solution

Solution de Exercice 19.5.

$\ce{Mg(s) + 2H+(aq) -> Mg^{2+}(aq) + H2(g)}$ ; charge $+2$ de chaque côté.

Exercice 19.6 ★★

Après la réaction du fer avec l’acide chlorhydrique, comment peux-tu montrer que la solution contient des ions fer(II) ?

Solution

Solution de Exercice 19.6.

Ajouter de l’hydroxyde de sodium : un précipité vert de $\ce{Fe(OH)2}$ révèle les ions fer(II).

Exercice 19.7 ★★

Regarde la figure des trois clous. Pourquoi l’eau du deuxième tube est-elle bouillie et recouverte d’huile ?

Solution

Solution de Exercice 19.7.

L’ébullition chasse l’air dissous dans l’eau, et l’huile empêche l’air de s’y dissoudre de nouveau : le clou a de l’eau mais pas de dioxygène.

Exercice 19.8 ★★

Pourquoi une voiture rouille-t-elle plus vite dans une ville où l’on sale les routes en hiver ?

Solution

Solution de Exercice 19.8.

Le sel dissous dans l’eau projetée sur la voiture accélère la rouille.

Exercice 19.9 ★★

Pourquoi les cadres de fenêtre en aluminium ne disparaissent-ils pas par corrosion, alors que l’aluminium réagit avec le dioxygène de l’air ?

Solution

Solution de Exercice 19.9.

La couche d’oxyde formée adhère au métal et l’isole de l’air : l’attaque s’arrête à la surface.

Exercice 19.10 ★★

Donne trois moyens de protéger un cadre de vélo en acier contre la rouille.

Solution

Solution de Exercice 19.10.

Le peindre, l’huiler ou le graisser, le galvaniser (ou le fabriquer en acier inoxydable).

Exercice 19.11 ★★★

Écris et vérifie l’équation de la réaction de l’aluminium avec les ions $\ce{H+}$ d’un acide. Combien de molécules de dihydrogène se forment pour 200 atomes d’aluminium ?

Solution

Solution de Exercice 19.11.

$\ce{2Al(s) + 6H+(aq) -> 2Al^{3+}(aq) + 3H2(g)}$ : 2 Al et 6 H de chaque côté, charge $+6$ de chaque côté. Pour 200 atomes d’Al : $200 \times \frac{3}{2} = 300$ molécules de dihydrogène.

Exercice 19.12 ★★★

Un seau en acier galvanisé est rayé jusqu’à l’acier. Explique pourquoi l’acier au fond de la rayure ne rouille pas avant longtemps.

Solution

Solution de Exercice 19.12.

Le zinc autour de la rayure se corrode à la place de l’acier : tant qu’il reste du zinc à proximité, l’acier est épargné.

19.6 Problème : quelle épaisseur de zinc ?

Problème 19.1

Problème du week-end — dissoudre le revêtement de zinc d’une plaque galvanisée pour connaître son épaisseur

Une plaque d’acier galvanisé, un carré de $10.0\,\mathrm{cm}$ de côté, est recouverte de zinc sur ses deux faces (on néglige les tranches). Au laboratoire, l’enseignant la pèse, $125.6\,\mathrm{g}$ , puis la plonge dans de l’acide chlorhydrique contenant un additif qui empêche l’acide d’attaquer l’acier. Quand l’effervescence s’arrête, la plaque est rincée, séchée et pesée de nouveau : $113.5\,\mathrm{g}$ . La masse de $1\,\mathrm{cm}^{3}$ de zinc est $7.13\,\mathrm{g}$ .

Partie I — La réaction.

Écris l’équation de la réaction du zinc avec les ions $\ce{H+}$ de l’acide.
Quel gaz provoque l’effervescence ? Décris son test.
Quel test montrerait ensuite les ions zinc dans la solution ?
Nomme les ions spectateurs.

Partie II — Le zinc.

Quelle masse de zinc s’est dissoute ?
Pourquoi l’effervescence est-elle le signe que tout le zinc n’est pas encore dissous ?
Que deviendrait l’acier si l’acide ne contenait pas l’additif ? Quel test le montrerait alors ?
Pourquoi le zinc protège-t-il l’acier de la plaque tant qu’il est présent ?

Partie III — L’épaisseur.

Quelle est l’aire totale recouverte de la plaque, en $\mathrm{cm}^{2}$ ?
Quel volume le zinc occupait-il ?
Déduis-en l’épaisseur de la couche de zinc, en centimètres.
Exprime cette épaisseur en micromètres ( $1\,\mathrm{cm}$ $= 10\,000\,\text{µ}\mathrm{m}$ ).

Solution

Solution de Problème 19.1.

1. $\ce{Zn(s) + 2H+(aq) -> Zn^{2+}(aq) + H2(g)}$ .

2. Le dihydrogène : un « pop » aigu avec une bûchette enflammée.

3. L’hydroxyde de sodium donne un précipité blanc de $\ce{Zn(OH)2}$ .

4. Les ions chlorure $\ce{Cl-}$ .

5. $125.6 - 113.5 = 12.1\,\mathrm{g}$ .

6. Du dihydrogène se dégage tant que le zinc réagit avec l’acide ; quand il ne reste plus de zinc, l’effervescence s’arrête.

7. Le fer de l’acier réagirait lui aussi, en donnant du dihydrogène et des ions $\ce{Fe^{2+}}$ ; l’hydroxyde de sodium donnerait alors un précipité vert.

8. Le zinc est attaqué à la place de l’acier et tient l’eau et l’air à distance de celui-ci.

9. $2 \times 10.0 \times 10.0 = 200\,\mathrm{cm}^{2}$ .

10. $12.1 \div 7.13 \approx 1.70\,\mathrm{cm}^{3}$ .

11. $1.70 \div 200 = 0.0085\,\mathrm{cm}$ .

12. $0.0085 \times 10\,000 = 85\,\text{µ}\mathrm{m}$ : la couche de zinc avait une épaisseur d’environ $85\,\text{µ}\mathrm{m}$ .

Termes définis dans ce chapitre

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