Réaction entre un acide et un métal : exercices corrigés de 3e

On repère dans les faits à retenir les métaux que l'acide sulfurique dilué attaque ⁴.

Parmi les six métaux de l'énoncé, le fer, le zinc et le nickel figurent parmi eux : ils sont attaqués.

Le plomb et le tungstène résistent à l'acide sulfurique ⁴ : ils restent intacts.

Le cuivre est le cas à part : il faut un acide concentré et chaud pour l'attaquer ⁴. Avec l'acide dilué à température ambiante, il ne réagit donc pas.

Les réactifs sont le magnésium (métal) et l'acide sulfurique.

L'attaque du métal par l'acide sulfurique donne un sulfate métallique et libère de l'hydrogène ⁴. Ici, le sel est donc le sulfate de magnésium, et le gaz est le dihydrogène.

On écrit le bilan en plaçant les réactifs à gauche et les produits à droite : magnésium + acide sulfurique $\longrightarrow$ sulfate de magnésium + dihydrogène.

Le rapport est de un volume d'acide pour dix volumes d'eau : le volume d'eau vaut $10$ fois celui de l'acide.

Volume d'eau : $10 \times 40 = 400$ mL.

Volume total : $40 + 400 = 440$ mL.

Le mélange acide sulfurique-eau est très exothermique : il dégage beaucoup de chaleur ⁴.

La bonne méthode consiste à verser l'acide dans l'eau ⁴.

L'acide sulfurique est plus dense que l'eau : versé dans l'eau, il descend et la chaleur se dissipe ⁴.

Dans l'ordre inverse, la petite quantité d'eau légère reste en surface au-dessus de l'acide et s'échauffe fortement, avec un risque de projection de liquide ⁴.

Les atomes se conservent pendant une transformation chimique, donc la masse totale aussi. Mais le flacon est ouvert : le gaz formé quitte le système.

La masse du gaz échappé est la différence entre les deux lectures : $215{,}30 - 215{,}10 = 0{,}20$ g.

L'acide sulfurique dilué attaque le zinc en libérant de l'hydrogène ⁴ : le gaz est donc du dihydrogène.

Masse totale introduite : $45{,}00 + 2{,}60 = 47{,}60$ g.

La masse totale se conserve : elle se partage entre la solution finale et le dihydrogène recueilli.

Masse de la solution finale : $47{,}60 - 0{,}08 = 47{,}52$ g.

Charges : à droite, la seule charge est $2+$ (celle de $\mathrm{Zn^{2+}}$). À gauche, chaque ion hydronium apporte $1+$ : il en faut $2$.

On écrit donc $2\,\mathrm{H_3O^+}$ à gauche.

Atomes d'oxygène : $2$ à gauche, donc $2\,\mathrm{H_2O}$ à droite.

Vérification des atomes d'hydrogène : $6$ à gauche ; à droite, $2$ dans $\mathrm{H_2}$ et $4$ dans $2\,\mathrm{H_2O}$, soit $6$. Charges : $+2$ des deux côtés.

Équation : $\mathrm{Zn} + 2\,\mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + \mathrm{H_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$.

Bilan en mots : aluminium + acide sulfurique $\longrightarrow$ sulfate d'aluminium + dihydrogène.

Équation non équilibrée : $\mathrm{Al} + \mathrm{H_2SO_4} \longrightarrow \mathrm{Al_2(SO_4)_3} + \mathrm{H_2}$.

Aluminium : $2$ atomes à droite, on met le coefficient $2$ devant $\mathrm{Al}$.

Groupes sulfate : $3$ à droite, on met le coefficient $3$ devant $\mathrm{H_2SO_4}$.

Hydrogène : $3 \times 2 = 6$ atomes à gauche ; à droite, $\mathrm{H_2}$ en donne $2$ par molécule, il faut $3$ molécules : coefficient $3$.

Équation : $2\,\mathrm{Al} + 3\,\mathrm{H_2SO_4} \longrightarrow \mathrm{Al_2(SO_4)_3} + 3\,\mathrm{H_2}$. Vérification : $2$ Al, $3$ S, $12$ O et $6$ H de chaque côté.

Pour attaquer le cuivre, il faut un acide concentré et chaud ⁴ : c'est pourquoi la première expérience ne donne rien et la seconde donne une réaction.

L'acide dilué se comporte comme un acide ordinaire et libère de l'hydrogène avec les métaux qu'il attaque ; l'acide concentré et chaud joue plutôt le rôle d'oxydant ⁴.

Avec le cuivre, l'acide concentré et chaud forme un sel, de l'eau et du dioxyde de soufre ⁴. Karim a donc tort : le gaz n'est pas du dihydrogène mais du dioxyde de soufre.

Le sel obtenu est le sulfate de cuivre, de couleur bleue ⁴ : la solution devient bleue dans la seconde expérience, une fois le cuivre attaqué.