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Réactions des acides : métaux, calcaire et neutralisation
Ce que fait une solution acide sur un métal (dihydrogène et ions métalliques), sur le calcaire (dioxyde de carbone) et sur une base (neutralisation) ; suivre une neutralisation au BBT ; utiliser sans danger les produits acides et basiques du quotidien.
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Acide + métal : du dihydrogène et des ions
En 4e, tu as écrit le bilan zinc + acide chlorhydrique → dihydrogène + chlorure de zinc et reconnu le dihydrogène à sa petite détonation (Transformation chimique : réactifs, produits et tests (4e)). En 3e, on explique cette réaction avec les ions.
• Ce qu’on observe : une effervescence, le métal qui s’amincit puis disparaît, le tube qui tiédit, parfois la solution qui se colore.
• Ce qui se passe : les atomes du métal deviennent des cations (Fe²⁺, Zn²⁺, Al³⁺), qui restent dissous ; les ions H⁺ de l’acide sont consommés et forment du dihydrogène H₂, le gaz des bulles.
• Les ions chlorure Cl⁻ de l’acide chlorhydrique ne réagissent pas : ce sont des ions spectateurs, on ne les écrit pas dans l’équation.
• Les preuves : le gaz produit une petite détonation à l’approche d’une flamme (dihydrogène) ; la soude révèle l’ion du métal (Ions : cations, anions et tests d’identification) ; le pH augmente, car les ions H⁺ disparaissent.
• Le cuivre, l’argent et l’or ne sont pas attaqués par l’acide chlorhydrique : aucune bulle, aucune détonation.
| Métal | Équation de la réaction | Ion formé | Test à la soude |
|---|---|---|---|
| fer | Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂ | ion fer (II) Fe²⁺ (solution vert pâle) | précipité vert |
| zinc | Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂ | ion zinc Zn²⁺ (incolore) | précipité blanc |
| aluminium | 2 Al + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂ | ion aluminium Al³⁺ (incolore) | précipité blanc |
| cuivre, argent, or | pas de réaction | — | — |
De la limaille de fer. Dans un tube d’acide chlorhydrique, elle mousse et disparaît peu à peu ; la solution devient vert pâle. Le gaz recueilli produit une petite détonation : c’est du dihydrogène. Quelques gouttes de soude dans la solution donnent un précipité vert : elle contient des ions fer (II) Fe²⁺. Équation : Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂.
Une boulette de papier d’aluminium. Elle mousse aussi, mais la solution reste incolore ; la soude y donne un précipité blanc : des ions Al³⁺ se sont formés. Dans 2 Al + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂, on vérifie : 2 atomes Al de chaque côté ; 6 atomes H à gauche et 3 × 2 = 6 à droite ; 6 charges + à gauche et 2 × 3 = 6 à droite.
Un fil de cuivre. Dans le même acide, il reste brillant, sans une bulle : le cuivre n’est pas attaqué par l’acide chlorhydrique. On peut écrire « Cu + 2 H⁺ → Cu²⁺ + H₂ », une équation où tout se conserve : elle ne prouve rien, car c’est l’expérience qui dit si une réaction a lieu.
Réflexe — acide + métal attaqué → du dihydrogène (détonation) et l’ion du métal (test à la soude) ; les ions H⁺ sont consommés, le pH monte ; les ions chlorure sont spectateurs.
Attention — le gaz n’est ni du dioxygène, ni du dichlore : le chlore de l’acide reste dans la solution sous forme d’ions Cl⁻. Le fer donne des ions fer (II) Fe²⁺, pas Fe³⁺. Et le dihydrogène brûle en détonant : on travaille avec de petites quantités, sans flamme près du tube, sauf pour le test.
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Acide + calcaire : du dioxyde de carbone
En 6e, tu as vu qu’une goutte de vinaigre fait mousser le calcaire (Les roches et les paysages (SVT 6e), Mélanges : quand ça réagit, sécurité et pictogrammes (6e)). En 3e, on écrit ce qui réagit et ce qui se forme.
CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂
• Le gaz est du dioxyde de carbone CO₂ : il trouble l’eau de chaux. Les ions calcium Ca²⁺ restent dissous ; les ions H⁺ sont consommés, le pH augmente.
• Les autres carbonates réagissent de la même façon : le carbonate de sodium (cristaux de soude), l’hydrogénocarbonate de sodium (bicarbonate) donnent aussi du CO₂ avec un acide.
• Applications : les détartrants (vinaigre, acide citrique, acide sulfamique, acide chlorhydrique dilué des détartrants pour WC) dissolvent le tartre ; les géologues reconnaissent le calcaire à l’effervescence d’une goutte d’acide chlorhydrique dilué.
• Comme il consomme les ions H⁺, le calcaire peut aussi servir à corriger un milieu trop acide (cas 5).
Une pomme de douche entartrée. On la laisse tremper dans de l’eau additionnée d’acide citrique : de fines bulles montent, le dépôt blanc disparaît et les trous se débouchent. Le gaz, recueilli, trouble l’eau de chaux : c’est du dioxyde de carbone.
Vérifier l’équation. CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂ : Ca : 1 = 1 ; C : 1 = 1 ; O : 3 = 1 + 2 ; H : 2 = 2 ; charges : +2 à gauche (2 ions H⁺) et +2 à droite (1 ion Ca²⁺).
Où est passé le calcaire ? Ses atomes ne disparaissent pas : le calcium se retrouve en ions Ca²⁺ dans la solution, le carbone dans le CO₂, l’oxygène dans le CO₂ et dans l’eau formée. La transformation redistribue les atomes.
Réflexe — effervescence d’un acide sur un solide → je teste le gaz : eau de chaux troublée → CO₂, le solide est un carbonate ; détonation → H₂, le solide est un métal.
Attention — le calcaire ne « fond » pas et ne se dissout pas comme le sel : il est transformé, avec un gaz nouveau. Et un détartrant trop fort attaque aussi les métaux (cas 1) : on choisit le plus doux qui suffit et on rince.
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Acide + base : la neutralisation
H⁺ + HO⁻ → H₂O
• Les autres ions (Na⁺, K⁺, Cl⁻, NO₃⁻…) sont spectateurs : ils restent dissous. Si l’on évapore l’eau, ils forment un solide ionique, un sel : acide chlorhydrique + soude → chlorure de sodium + eau.
• La neutralisation est exothermique : le mélange s’échauffe.
• Le caractère du mélange dépend des quantités : ions H⁺ en excès → mélange acide ; autant d’ions H⁺ que d’ions HO⁻ → mélange neutre (pH 7) ; ions HO⁻ en excès → mélange basique.
Acide chlorhydrique et soude en quantités égales. Le mélange a un pH de 7. Une goutte évaporée sur une lame de verre laisse de petits cristaux cubiques : du chlorure de sodium. Le nitrate d’argent y donne encore un précipité blanc : les ions chlorure sont toujours là, ils n’ont pas réagi.
Acide nitrique et potasse. L’acide nitrique contient des ions H⁺ et nitrate NO₃⁻, la potasse (hydroxyde de potassium) des ions K⁺ et HO⁻. La réaction est la même, H⁺ + HO⁻ → H₂O ; les ions K⁺ et NO₃⁻ sont spectateurs et donnent, par évaporation, du nitrate de potassium.
Un bécher qui tiédit. En versant peu à peu la soude dans l’acide, on sent le bécher se réchauffer : la neutralisation libère de l’énergie thermique.
Réflexe — acide + base → H⁺ + HO⁻ → H₂O ; je repère les ions spectateurs (ils font le sel) ; je compare les quantités d’ions H⁺ et HO⁻ pour prévoir si le mélange est acide, neutre ou basique.
Attention — « neutralisation » est le nom de la réaction : le mélange n’est neutre que si les ions H⁺ et HO⁻ étaient en quantités égales. Le « sel » formé n’est pas toujours le sel de cuisine. Et ajouter une base n’est pas diluer : une dilution ne fait jamais franchir pH 7, une base en excès le fait.
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Suivre une neutralisation au BBT
• Jaune : il reste des ions H⁺ en excès. Vert : les ions H⁺ et HO⁻ ont réagi en quantités égales, c’est la neutralisation exacte (l’équivalence). Bleu : la base est en excès.
• Le pH monte d’abord très lentement, puis saute brusquement autour de l’équivalence : une seule goutte fait passer le BBT du jaune au bleu. Près du virage, on verse donc goutte à goutte.
• Le volume de base versé au virage est proportionnel à la quantité d’acide : deux fois plus d’acide (deux fois plus de volume, ou un acide deux fois plus concentré) → deux fois plus de base ; avec une base deux fois plus concentrée → deux fois moins de volume. On s’en sert pour doser un acide.
Lire le virage. Dans 20 mL d’acide chlorhydrique additionné de BBT, on verse de la soude : jaune jusqu’à 15,5 mL, vert à 16 mL, bleu à 16,5 mL. Le volume au virage est 16 mL.
Moins d’acide. Avec 10 mL du même acide et la même soude, il faut deux fois moins de soude : mL.
Comparer deux acides. 20 mL d’un acide A demandent 16 mL de soude, 20 mL d’un acide B en demandent 24 mL : . L’acide B est 1,5 fois plus concentré que l’acide A.
Réflexe — volume au virage = volume versé quand le BBT devient vert ; même base : volume au virage proportionnel à la quantité d’acide.
Attention — un BBT bleu ne veut pas dire « beaucoup de base » : une goutte de trop suffit. Et juste avant le virage, le pH est encore loin de 7 (environ 3,5 à 15,9 mL sur la courbe) : c’est le saut qui fait passer de l’acide au basique.
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Les réactions des acides au quotidien
• Ne pas laisser un acide attaquer un métal : on stocke les acides dans du verre ou du plastique, jamais dans un récipient en fer, en zinc ou en aluminium. On évite de conserver des aliments acides (tomate, agrumes, vinaigrette) dans de l’aluminium non protégé, et les boissons acides dans un récipient galvanisé (acier recouvert de zinc) : le métal passe dans l’aliment sous forme d’ions.
• Détartrer avec l’acide le plus doux qui suffit (vinaigre, acide citrique), puis rincer.
• Sécurité : acides et bases concentrés sont corrosifs ; on ne mélange jamais un acide et l’eau de Javel, qui dégagent du dichlore, un gaz toxique (Mélanges : quand ça réagit, sécurité et pictogrammes (6e)) ; le dihydrogène d’un métal attaqué s’enflamme ; une projection se rince longuement à l’eau, on ne la « neutralise » pas sur la peau (pH : solutions acides, neutres et basiques).
Un comprimé à croquer. Il contient du carbonate de calcium : CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂. Il consomme une partie des ions H⁺ de l’acide de l’estomac ; le dioxyde de carbone formé peut faire roter. L’estomac reste acide, ce qui est nécessaire à la digestion.
Le décapage d’une pièce d’acier. Avant de la peindre ou de la recouvrir de zinc, on plonge une pièce d’acier rouillée dans un bain d’acide chlorhydrique : la couche de rouille se dissout. Si la pièce y reste trop longtemps, l’acide attaque aussi le fer lui-même (Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂) : on surveille la durée, puis on rince.
Une parcelle de maïs. Son sol a un pH de 5,4 : trop acide pour la culture. L’agriculteur y épand du calcaire broyé ; il agit lentement en consommant les ions H⁺ du sol. Sur un sol de craie, déjà calcaire, ce serait inutile.
Réflexe — trop d’acide → une base peu agressive ou un carbonate ; un acide se garde dans du verre ou du plastique ; pour détartrer, l’acide le plus doux, puis rincer ; jamais acide + eau de Javel.
Attention — un antiacide ne rend pas l’estomac neutre : il consomme seulement l’excès d’acide. On n’utilise jamais de soude pour neutraliser l’acidité d’un être vivant : elle est corrosive.
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Pour aller plus loin
Revoir. Le bilan en mots d’une transformation et les tests de l’eau, du dioxyde de carbone, du dioxygène et du dihydrogène : Transformation chimique : réactifs, produits et tests (4e). Le vinaigre sur le calcaire ou le bicarbonate, et le mélange interdit eau de Javel + acide : Mélanges : quand ça réagit, sécurité et pictogrammes (6e).
Dans les autres chapitres de 3e. Le pH, les indicateurs colorés, les ions H⁺ et HO⁻, la dilution et les règles de sécurité : pH : solutions acides, neutres et basiques. Les tests des ions à la soude et au nitrate d’argent : Ions : cations, anions et tests d’identification. Ajuster soi-même une équation avec des ions (Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂) et calculer les masses qui réagissent : Équations de réaction avec des ions. Les pluies acides qui rongent le calcaire et le chaulage d’un lac : Chimie et environnement : pollution, effet de serre, chimie verte.
Pour aller plus loin — pourquoi le cuivre résiste. Lorsqu’un métal est attaqué, ses atomes cèdent des électrons aux ions H⁺, qui deviennent du dihydrogène. Le fer, le zinc et l’aluminium cèdent facilement leurs électrons ; le cuivre, l’argent et l’or, non. Ce transfert d’électrons s’appelle une oxydoréduction : Réactions d’oxydoréduction.
Se verra au lycée. Dans l’eau, l’ion H⁺ est porté par une molécule d’eau (ion oxonium H₃O⁺). On suit une neutralisation au pH-mètre pour tracer la courbe point par point et calculer la concentration de l’acide : c’est un titrage.
- Un acide attaque le fer, le zinc ou l’aluminium : il se forme du dihydrogène (petite détonation) et des ions du métal (Fe²⁺, Zn²⁺, Al³⁺, reconnus à la soude) ; les ions H⁺ sont consommés, les ions chlorure sont spectateurs ; le cuivre, l’argent et l’or ne sont pas attaqués par l’acide chlorhydrique.
- Un acide dissout le calcaire et les autres carbonates : CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂ ; le dioxyde de carbone trouble l’eau de chaux ; c’est le principe des détartrants.
- Acide + base : H⁺ + HO⁻ → H₂O, la neutralisation, qui dégage de la chaleur ; les ions spectateurs forment un sel ; le mélange est acide, neutre ou basique selon l’ion en excès.
- Au BBT, une neutralisation passe du jaune (acide en excès) au vert (neutralisation exacte) puis au bleu (base en excès) ; le volume de base versé au virage est proportionnel à la quantité d’acide.
- Au quotidien : antiacides et chaulage consomment un excès d’acide ; les acides se gardent dans du verre ou du plastique ; on détartre avec un acide doux ; jamais acide + eau de Javel.
Questions fréquentes
Que se passe-t-il quand on met un métal dans un acide ?
Si le métal est attaqué (fer, zinc, aluminium), des bulles de dihydrogène se forment et le métal disparaît peu à peu : ses atomes deviennent des ions qui restent dissous, par exemple Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂. Les ions H⁺ de l’acide sont consommés. Le cuivre, l’argent et l’or ne sont pas attaqués par l’acide chlorhydrique.
Pourquoi le vinaigre fait-il mousser le calcaire ?
Le calcaire est du carbonate de calcium. Les ions H⁺ de l’acide réagissent avec lui : CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂. Les bulles sont du dioxyde de carbone, qui trouble l’eau de chaux, et le calcaire se dissout en ions calcium : c’est ainsi que fonctionnent les détartrants.
Qu’est-ce qu’une neutralisation ?
C’est la réaction entre une solution acide et une solution basique : les ions H⁺ et HO⁻ forment de l’eau, H⁺ + HO⁻ → H₂O. Elle dégage de la chaleur. Les autres ions restent dissous et forment un sel quand on évapore l’eau. Le mélange n’est neutre que si les ions H⁺ et HO⁻ étaient en quantités égales.
À quoi sert le BBT dans une neutralisation ?
Il change de couleur selon le pH : jaune tant que l’acide est en excès, vert à la neutralisation exacte, bleu dès que la base est en excès. Le volume de base versé au moment où il devient vert permet de comparer les quantités d’acide, car il leur est proportionnel.
Comment corriger un excès d’acide dans la vie courante ?
Avec une base peu agressive ou un carbonate, qui consomment les ions H⁺ : un antiacide (carbonate de calcium, bicarbonate, hydroxyde de magnésium) contre les brûlures d’estomac, du calcaire broyé ou de la chaux pour un sol trop acide. On n’utilise jamais une base corrosive comme la soude sur un être vivant.
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