Classe 9

Les métaux et la série de réactivité

Comparer la tendance des métaux à former des ions à l’aide des déplacements et de l’hydrogène comme repère.

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IntuitionUne échelle de réactivité

Plongée dans le sulfate de cuivre(II) bleu, une lame de zinc se couvre de cuivre et la couleur pâlit : les atomes de zinc cèdent des électrons aux ions cuivre.

C’est une compétition pour les électrons : le métal qui les cède le plus facilement peut remplacer en solution l’ion d’un métal moins réactif.

La première vue classe les métaux de K à Au ; changez de mode pour comparer Zn/CuSO₄, Cu/AgNO₃ et l’absence de réaction pour Cu/ZnSO₄.

Le couple Zn/Cu illustre la même tendance au transfert d’électrons dans une pile séparant les deux demi-réactions.

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Définition: Série de réactivité

Classement empirique des métaux selon leur tendance à former des cations. Les métaux placés plus haut sont généralement de meilleurs réducteurs ; l’hydrogène est un repère, pas un métal.

Série usuelle au lycée (réactivité décroissante de gauche à droite)
Position	Métal / repère	Observation courante
1	K, Na, Ca	réagissent avec l’eau froide
2	Mg, Al, Zn, Fe	réagissent avec les acides, à des vitesses variables
3	Pb, (H), Cu, Ag, Au	après H : pas de H₂ avec un acide dilué non oxydant

Un métal placé plus haut peut souvent déplacer les ions d’un métal placé plus bas : Zn + CuSO₄ réagit, contrairement à Cu + ZnSO₄. Les ions spectateurs disparaissent de l’équation ionique nette.

\ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)}

\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}

Exemple: Le cuivre peut-il déplacer le zinc du sulfate de zinc ?

Prévoir si une lame de cuivre propre réagit avec ZnSO₄ aqueux.

Solution

Non. Zn est placé avant Cu et s’oxyde plus facilement ; dans ces conditions, Cu ne réduit pas Zn²⁺ en Zn.

Exemple: Hydrogène formé par le magnésium et un acide

Écrire l’équation ionique nette de Mg(s) avec l’acide chlorhydrique dilué.

Solution

Mg est placé avant H et libère H₂ : Mg + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂. Les ions chlorure sont spectateurs.

UniversitaireLes potentiels d’électrode expliquent l’ordre

Les potentiels standard de réduction sont des mesures quantitatives, non une échelle magique à mémoriser. Un E°(M²⁺/M) plus négatif favorise généralement l’oxydation de M par rapport à l’électrode standard à hydrogène ; la tension réelle dépend aussi des activités et des conditions.

Quelques potentiels standard de réduction à 25 °C
Demi-équation	E° / V
K⁺ + e⁻ → K	−2,93
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0,76
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	−0,44
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0,00
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34

E^\circ_{\rm cell}=E^\circ_{\rm cathode}-E^\circ_{\rm anode}

Exemple: Prévoir la tension de la pile Zn/Cu

Utiliser E°(Cu²⁺/Cu)=+0,34 V et E°(Zn²⁺/Zn)=−0,76 V.

Solution

Zn s’oxyde à l’anode et Cu²⁺ se réduit à la cathode. E°pile = 0,34 − (−0,76) = +1,10 V ; le signe positif indique le sens spontané aux conditions standard.

Hors des conditions standard, l’équation de Nernst modifie les potentiels : la concentration peut affaiblir ou inverser une prévision tirée de la série. En solution aqueuse, l’eau se réduit préférentiellement : K et Na ne se déposent pas.

Références

Chemistry: The Central Science · Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten, Catherine J. Murphy, Patrick M. Woodward, Matthew W. Stoltzfus, 2018