Réaction entre un acide et un métal : cours de 3e

Tu connais déjà les solutions acides et le pH. Dans ce chapitre, tu découvres une autre facette des acides : leur action sur les métaux. Cette action est connue depuis très longtemps, puisque les acides sont réputés depuis l'Antiquité pour leur pouvoir de dissolution des métaux ⁵.

Cette réaction figure au programme de physique-chimie du cycle 4, dans la partie sur l'organisation et les transformations de la matière, à côté des réactions acide-base ². Elle sert aussi de première activité de découverte des réactions entre les acides et les métaux dans les ressources proposées aux professeurs ¹.

Pour la comprendre, tu vas répondre à ces questions :

• Que se passe-t-il quand on met un métal dans un acide ?
• Quels sont les produits formés ?
• Tous les métaux réagissent-ils de la même façon ?
• Comment écrire correctement le bilan de la réaction, et comment manipuler en sécurité ?

Le mot « acide » a une longue histoire. Au XVIIe siècle, le chimiste britannique Boyle reconnaissait les acides parce qu'ils faisaient virer le tournesol au rouge ⁵. En 1838, Justus von Liebig a décrit un acide comme un composé contenant de l'hydrogène, et dont cet hydrogène peut être remplacé par un métal ⁵. Cette idée annonce déjà ce que tu vas observer : dans une réaction entre un acide et un métal, de l'hydrogène est libéré.

Quand on plonge un métal approprié dans une solution acide, on constate que le métal diminue, parfois jusqu'à disparaître, et que la solution change. Des tests caractéristiques permettent ensuite d'identifier les espèces formées ¹. Il y a donc bien une transformation chimique : le métal et l'acide sont des réactifs, et de nouvelles espèces se forment.

Le gaz libéré est le dihydrogène, de formule $\mathrm{H_2}$. C'est une molécule formée de deux atomes d'hydrogène. Il se forme sous forme de bulles qui montent dans la solution.

Le sel formé dépend de l'acide utilisé. Avec l'acide sulfurique, c'est un sulfate métallique ⁴. Avec l'acide chlorhydrique, on obtient un chlorure. Dans ces sels, le métal n'est plus à l'état d'atome : il est devenu un ion métallique (par exemple $\mathrm{Zn^{2+}}$ ou $\mathrm{Fe^{2+}}$), qui reste dissous dans la solution.

Si tous les métaux étaient attaqués par tous les acides, nos casseroles en inox, nos gouttières en zinc ou nos canalisations ne dureraient pas. En réalité, la réaction dépend du métal, de l'acide et de sa concentration.

Il faut donc retenir qu'un métal qui n'est pas attaqué par un acide dilué peut l'être par un acide plus concentré. Le cuivre en est un bon exemple. Il résiste à l'acide sulfurique dilué, mais l'acide sulfurique concentré et chaud l'attaque ⁴.

Le cuivre et l'acide nitrique forment un autre cas intéressant. Cette réaction est utilisée dans la gravure à l'eau forte, que les élèves étudient pour réinvestir leurs connaissances sur les réactions acide-métal ³. Elle montre qu'une réaction acide-métal sert aussi dans l'art et dans l'industrie, pas seulement au laboratoire.

Les acides sont des produits dangereux. Dès qu'on les manipule, on porte des lunettes, des gants et une blouse.

Les acides ne servent pas qu'à attaquer : dilué d'un volume pour dix d'eau, l'acide sulfurique est utilisé en bijouterie pour décaper les métaux précieux après le brasage, et la solution s'appelle le dérocher ⁴. Bien dosé, l'acide devient un outil utile.