PROPRIETES CHIMIQUES DES METAUX USUELS

I-PROPRIETES PHYSIQUES DES METAUX USUELS

Les métaux usuels sont au nombre de cinq : le fer(Fe), le plomb(Pb), l’aluminium (Al), le zinc(Zn) et le cuivre(Cu).

Ils peuvent se présenter en fil, en grenailles ou limailles, en tournure ou en poudre.

Lorsqu’un métal est neuf, il brille : on dit qu’il a un éclat métallique.

Ces métaux usuels se distinguent par leurs propriétés physiques qui sont résumées dans ce tableau :

Métal	Symbole	Aspect (couleur)	Masse volumique (kg/m3)	Température de fusion (°C)	Conductibilité électrique
Cuivre	Cu	Rougeâtre	8900	1083	1er
Aluminium	Al	Blanc	2700	660	2ème
Fer	Fe	Blanc grisâtre	7800	1540	3ème
Zinc	Zn	Blanc bleuté	7100	420	4ème
Plomb	Pb	Blanc brillant	11300	327	5ème

II-PROPRIETES   CHIMIQUES  DES  METAUX  USUELS

    1-oxydation des métaux usuels

L’oxydation est l’action de l’oxygène sur un corps

a- oxydation à froid

• Oxydation du fer

 Exposé à l’air humide, le fer s’altère et se recouvre d’une couche rougeâtre appelée rouille ou oxyde ferrique Fe₂O₃.

La formation de la rouille se traduit par l’équation-bilan :   4 Fe   +  3 O2   ®  2 Fe2O3 La rouille est poreuse et perméable. L’action du dioxygène  peut se poursuivre en profondeur et détruire tout le métal. Pour éviter cela, on protège le fer en le recouvrant d’une couche d’émail, de peinture  ou de graisse….

• Oxydation de l’aluminium

Exposé à l’air, l’aluminium et se recouvre d’une couche rougeâtre protectrice appelée alumine AL₂O₃

Équation-bilan:   4 Al   +  3 O2   ®  2 Al2O3

L’alumine est une couche imperméable qui protège le reste du métal.

• Oxydation du cuivre, du zinc et du plomb

Exposé à l’air libre,  ces métaux se recouvrent d’une couche protectrice imperméable d’hydrocarbonate du métal (vert de gris pour le cuivre) qui protège le reste du  métal qui se trouve à l’intérieur.

Ex : hydrocarbonate du cuivre sur le cuivre

Le zinc est utilisé pour la protection du fer (tôle des toitures).

b- oxydation à chaud

L’oxydation à chaud est dite aussi combustion dans le dioxygène.

• Sur le fer

Le fer brule dans le dioxygène de l’air pour donner de l’oxyde magnétique de fer Fe₃O₄

L’équation-bilan de la réaction s’écrit :  3 Fe   +  2 O2   ®  Fe3O4

Remarque : la plupart des minerais de fer sont sous forme d’oxyde magnétique.

• Sur l’aluminium

La poudre d’aluminium brule dans l’air en produisant (une fumée blanche éclairant) des étincelles constituées  d’oxyde magnétique ou alumine AL₂O₃

Équation-bilan:   4 Al   +  3 O2   ®  Al2O3

NB : un fil d’aluminium chauffé fond mais ne coule pas, il s’incurve sous forme de sac mobile enveloppé par l’aluminium.

• Sur le zinc

La poudre de zinc brule en produisant une fumée blanche constituée d’oxyde de zinc ZnO

L’équation-bilan : 2 Zn   +   O2   ® 2 ZnO

Remarque : l’oxyde de zinc est un produit utilisé dans la synthèse certains médicaments et de certaines peintures.

• Sur le plomb

A 327 °C, le plomb fond, le dioxygène de l’air réagit le plomb liquide et donne à cette température une couche jaune d’oxyde de plomb ou massicot PbO

équation-bilan: 2 Pb   +  O2   ® 2 PbO

A 450°C, et maintenu pendant longtemps en contact avec le dioxygène de l’air, le massicot donne un autre oxyde de plomb appelé minium Pb₃O₄ qui peut être considéré comme :

• le produit de l’oxydation poussée du plomb : 3 Pb   +  2 O2   ® 2 Pb3O4
• le produit de l’oxydation du massicot :  6 PbO +  O2   ® 2 Pb3O4

 

• Sur le cuivre

La combustion du cuivre donne deux oxydes :(chauffé au rouge ou chauffé modérément)

• L’oxyde noir de cuivre ou oxyde cuivrique CuO : 2 Cu   +  O2   ®  2 CuO
• L’oxyde rouge de cuivre ou oxyde cuivreux Cu₂O : 4 Cu   +  O2   ®  2 Cu2O

Remarque : l’oxyde cuivreux a un degré d’oxydation plus élevé que l’oxyde cuivrique. En réalité c’est l’oxyde cuivreux qui réagit avec le dioxygène pour donner l’oxyde cuivrique.

2 Cu2O + O2  ®  4 CuO

Ex: on brule 280g de fer. Calculer le nombre de moles de fer brulé. Calculer le nombre de moles et la masse d’oxyde formés. Calculer le nombre de moles dioxygène ainsi que son volume qui a servi à la combustion

 2-ACTION DES ACIDES (HCL, H2SO4, HNO3) DILUES A FROID SUR LES METAUX

• Action de l’acide chlorhydrique HCl dilué sur les métaux

Tous les métaux usuels sauf le cuivre, réagissent avec l’acide chlorhydrique dilué et froid pour donner un sel appelé chlorure du métal et un dégagement de dihydrogène.

NB : on peut donc conserver de l’acide chlorhydrique dans un récipient en cuivre

Equations des réactions

Fe  + 2 HCl   ®  FeCl2  + H2                     ex: chlorure de fer

  Zn  + 2 HCl   ®  ZnCl2  + H2

2 Al  + 6 HCl   ®  2 AlCl3 + 3 H2

  Pb  + 2 HCl   ®  PbCl2  + H2       (réaction éphémère)

Remarque: la réaction de l’acide chlorhydrique sur le plomb est aussitôt arrêtée par la formation du chlorure de plomb insoluble qui protège le reste du métal.

• Action de l’acide sulfurique H2SO4 sur les métaux

Seuls le fer et le zinc réagissent complètement avec l’acide sulfurique pour donner un sel appelé sulfate du métal et un dégagement de dihydrogène.

Sur le plomb et l’aluminium, la réaction a lieu mais elle est aussitôt arrêtée par la formation de sulfate insoluble qui protège le reste du métal.

Par contre sur le cuivre l’acide sulfurique n’a pas d’effet.

Equations des réactions

Fe  + H2SO4   ®  FeSO4  + H2

Zn  +  H2SO4   ®  ZnSO4  + H2

Pb  +  H2SO4   ®  PbSO4  + H2

2 Al + 3H2SO4   ®  Al2(SO4)3 + 3H2     

• Action de l’acide nitrique HNO3 dilué sur les métaux

L’acide nitrique réagit avec tous les métaux usuels sauf l’aluminium. Il se dégage un gaz toxique (incolore) le monoxyde d’azote NO qui se combine à l’oxygène de l’air pour donner le dioxyde d’azote NO₂(vapeurs nitreuses de couleurs rousses). De plus, il se forme des sels appelés nitrate du métal.

Fer : nitrate de fer Fe(NO3)2 ; ……..ect

Remarque : L’acide nitrique dilué réagit sur l’aluminium mais en réalité, on n’observe rien.

Exercice : on fait réagir de l’aluminium dans un excès d’acide chlorhydrique dilué. On obtient 5.6 L de gaz dans les CNTP. Calculer la masse d’aluminium qui a réagit.  (Zn = 27)