Changements chimiques

Un fil de cuivre peut rester inchangé dans un acide dilué tandis que le magnésium effervesce. Une pile peut alors forcer une réaction qui ne se produirait pas par mélange seul. Utilisez la série de réactivité, les particules présentes et les conditions de réaction pour expliquer la différence. Les pages 4.1–4.3 contiennent des exercices pratiques originaux et des directives de correction rédigées ; les exigences du niveau supérieur (HT) sont indiquées.

Les atomes métalliques forment des ions positifs. Un métal plus réactif a une plus grande tendance à faire cela. Apprenez le potassium, le sodium, le lithium, le calcium, le magnésium, le zinc, le fer et le cuivre par ordre décroissant de réactivité. Le carbone et l'hydrogène servent de points de référence utiles ; ce ne sont pas des métaux.

À température ambiante, le potassium, le sodium et le lithium réagissent avec l'eau pour former un hydroxyde soluble et de l'hydrogène. Le sodium fond généralement en boule ; le lithium flotte et effervesce ; le potassium peut brûler avec une flamme lilas. Le calcium effervesce et forme de l'hydroxyde de calcium ; le mélange peut devenir trouble. Le magnésium réagit extrêmement lentement avec l'eau froide ; le zinc, le fer et le cuivre ne montrent aucune réaction observable. Comparez des conditions correspondantes et des échantillons propres et de taille similaire. Les réactions à la vapeur sortent du cadre de cette section.

Avec un acide chlorhydrique ou sulfurique dilué, le magnésium, le zinc et le fer produisent un sel et de l'hydrogène ; le cuivre non. Les métaux plus réactifs situés au-dessus du magnésium réagissent trop vigoureusement pour une comparaison en classe ordinaire avec un acide. Portez une protection oculaire ; éloignez l'hydrogène des flammes lors de sa collecte. La chimie acide-métal spécifiée utilise Mg, Zn et Fe avec ces deux acides ; n'appliquez pas sa règle sur l'hydrogène à l'acide nitrique.

Le déplacement se produit lorsqu'un métal plus réactif remplace un métal moins réactif issu d'un composé. Pour le zinc dans le sulfate de cuivre(II) :

Le cuivre se forme et la solution bleue s'estompe car les ions cuivre sont retirés. Un résultat peut situer un métal entre deux métaux connus ; un seul test ne permet pas de déterminer son classement complet.

Les métaux gagnent de l'oxygène pour former des oxydes : $\mathrm{2Mg+O_2\rightarrow2MgO}$. C'est une oxydation. La perte d'oxygène est une réduction. L'or peut exister sous forme métallique car il est inerte. La plupart des métaux existent sous forme de composés. Le carbone peut réduire les oxydes de métaux situés en dessous de lui ; un métal situé au-dessus du carbone nécessite une autre méthode comme l'électrolyse. Les processus d'extraction industrielle détaillés ne sont pas requis ici ; utilisez toute information supplémentaire fournie dans une question.

Exemple résolu de transfert d'oxygène. Dans $\mathrm{2Fe_2O_3+3C\rightarrow4Fe+3CO_2}$, l'oxyde de fer perd de l'oxygène et est réduit. Le carbone gagne de l'oxygène et est oxydé. L'équation conserve quatre atomes de fer, six atomes d'oxygène et trois atomes de carbone.

HT : transfert d'électrons. L'oxydation est une perte d'électrons ; la réduction est un gain. Pour le déplacement zinc/cuivre, omettez les ions sulfate inchangés :

Les atomes de zinc sont oxydés ; les ions cuivre, et non les atomes de cuivre, sont réduits. Pour $\mathrm{Mg+2HCl\rightarrow MgCl_2+H_2}$, le Mg perd deux électrons et deux ions H⁺ les gagnent ; le chlorure reste inchangé.

Un acide dans l'eau produit des ions H⁺. Une base est une base soluble dont la solution aqueuse contient des ions OH⁻ ; elle ne donne pas d'électrons pour neutraliser un acide. La neutralisation entre un acide et une base produit un sel et de l'eau. Les carbonates produisent également du dioxyde de carbone. Une réaction avec un métal produit quant à elle de l'hydrogène.

• L'acide chlorhydrique produit des chlorures ; l'acide nitrique produit des nitrates ; l'acide sulfurique produit des sulfates.
• L'ion positif provient du métal, de la base ou du carbonate. Équilibrer les charges avant d'équilibrer l'équation.
• Exemple : Ca²⁺ et NO₃⁻ forment Ca(NO₃)₂, pas CaNO₃.

• $\mathrm{H^+(aq)+OH^-(aq)\rightarrow H_2O(l)}$ est l'équation d'neutralisation ionique.

Pratique requise 1 : cristaux purs et secs de sulfate de cuivre(II). Chauffer doucement l'acide sulfurique dilué, ajouter l'oxyde de cuivre(II) par petites quantités en agitant jusqu'à ce qu'un peu de solide noir subsiste, puis filtrer. Un excès de solide insoluble indique que l'acide a réagi ; le filtrage élimine cet excès. Chauffer doucement le filtrat bleu dans un bain-marie ou avec un chauffage électrique pour le concentrer, sans le faire sécher complètement. Laisser refroidir et cristalliser. Filtrer les cristaux, laver avec un peu d'eau distillée froide et sécher entre des feuilles de papier filtre. Le lavage retire la solution à la surface ; utiliser peu d'eau froide pour limiter la perte de cristaux. Porter une protection oculaire et manipuler prudemment le matériel chaud. Cette méthode écrite ne remplace pas un travail pratique supervisé.

Échelle de pH. À ce niveau, le pH va de 0 à 14 : inférieur à 7 acide, 7 neutre, supérieur à 7 basique. Utiliser un indicateur universel avec sa charte de couleurs pour une estimation approximative du pH, ou une sonde de pH appropriée pour obtenir une lecture. Ajouter l'indicateur à un petit échantillon, jamais au flacon mère. Un seul indicateur à plage étroite détecte une fin de titrage adaptée mais ne mesure pas toute la gamme de pH. Diluer un acide diminue la concentration de H⁺ et rapproche le pH de 7 ; cela ne transforme pas l'acide en base.

Pratique requise 2, chimie uniquement : titrage. Rincer une pipette avec la base, utiliser une poire de pipetage pour transférer un volume fixe dans un erlenmeyer, et ajouter quelques gouttes d'un indicateur adapté. Rincer la burette avec l'acide ; la remplir et éliminer la bulle d'air dans la pointe. Lire le bas du ménisque à hauteur d'œil et noter les lectures initiale et finale. Agiter l'erlenmeyer et ajouter l'acide lentement, goutte à goutte près de la fin de titrage, sur une tuile blanche. Le titre est la différence entre la lecture finale et initiale. Effectuer un essai grossier, puis répéter des essais précis et calculer la moyenne des titres concordants selon la tolérance indiquée ; exclure le résultat grossier. Ajouter de l'eau distillée à l'erlenmeyer rince les éclaboussures sans changer la quantité de base. Le travail pratique réel reste obligatoire.

Calcul HT résolu. 20.0 cm³ de 0.100 mol/dm³ NaOH réagit avec 25.0 cm³ d'acide sulfurique. Trouver la concentration de l'acide et sa concentration massique ; $M(\mathrm{H_2SO_4})=98$ g/mol.

HT : acides forts et faibles. Un acide fort est totalement ionisé dans l'eau ; l'acide chlorhydrique, nitrique et sulfurique sont des exemples spécifiés. Un acide faible n'est que partiellement ionisé ; l'acide éthanoïque, citrique et carbonique en sont des exemples. À concentration donnée, un acide plus fort a un pH plus bas. Concentré/dilué décrit la quantité d'acide par volume de solution, tandis que fort/faible décrit le degré d'ionisation. Diluer un acide fort ne le transforme pas en acide faible. Une chute d'une unité de pH signifie dix fois la concentration de H⁺ ; un pH 2 a 1000 fois la concentration de H⁺ à un pH 5. La neutralité concerne l'équilibre de H⁺ et OH⁻, pas l'absence d'ions.

Un électrolyte conduit le courant lorsque ses ions peuvent se déplacer : un composé ionique peut être fondu ou dissous dans l'eau. Les ions ne peuvent pas transporter de charge à travers un réseau solide car ils ne peuvent pas se déplacer d'un endroit à l'autre. L'électrolyse utilise un courant pour décharger les ions aux électrodes et produire des éléments. Les cations migrent vers la cathode négative et gagnent des électrons ; les anions migrent vers l'anode positive et perdent des électrons. Les ions transportent la charge dans le liquide ; les électrons transportent la charge à travers le circuit métallique externe.

Composés binaires fondus, électrodes inertes. Le bromure de plomb donne du plomb à la cathode et du brome à l'anode. Le chlorure de zinc fondu donne du zinc et du chlore. Il n'y a pas d'eau pour entrer en compétition dans un sel fondu.

Extraction de l'aluminium. L'aluminium est situé au-dessus du carbone. L'électrolyse consomme beaucoup d'énergie électrique pour le courant et le chauffage. L'oxyde d'aluminium se dissout dans la cryolithe fondue ; le mélange a un point de fusion plus bas que l'oxyde d'aluminium pur, réduisant ainsi les besoins en chauffage. L'oxygène formé à l'électrode de carbone positive réagit avec elle pour former du dioxyde de carbone, donc cette électrode doit être remplacée. Le diagramme s'applique à ce mélange fondu, pas à un sel d'aluminium aqueux.

Solutions aqueuses avec électrodes inertes. L'eau fournit H⁺ et OH⁻ comme possibilités supplémentaires. Selon la règle GCSE spécifiée, un métal situé sous l'hydrogène se dépose à la cathode ; si le métal est au-dessus de l'hydrogène, de l'hydrogène se forme. À l'anode, un halogénure donne son halogène ; sinon, de l'oxygène se forme. La concentration et le matériau des électrodes peuvent avoir de l'importance dans les systèmes réels ; utiliser les conditions fournies et ne pas transférer une prédiction d'électrode inerte à des électrodes de cuivre réactives sans informations supplémentaires.

Pratique requise 3. Élaborer une hypothèse pour chaque solution avant test avec électrodes inertes. Utiliser des échantillons séparés et étiquetés, le même matériau d'électrode et espacement, un courant continu basse tension adapté et un temps de test correspondant. Observer chaque électrode séparément. Tester l'hydrogène avec une allumette allumée sur un petit échantillon collecté (claquement caractéristique) ; l'oxygène ravive une allumette incandescente ; le chlore blanchit du papier indicateur humide. Un dépôt de cuivre est rose-brun. Porter des protections oculaires, éviter tout contact cutané, et n'utiliser que de petites quantités de gaz avec une bonne ventilation et la supervision d'un enseignant ; ne jamais inhaler le chlore. Laver les électrodes entre les solutions pour réduire la contamination. Comparer les preuves observées avec l'hypothèse ; l'absence de gaz visible ne prouve pas l'absence de réaction. Une prédiction écrite ne remplace pas la pratique.

HT : demi-équation ionique. D'abord équilibrer les atomes, puis les charges avec des électrons ; les électrons sont à gauche pour la réduction et à droite pour l'oxydation.

Dans l'équation d'oxyde, le réactif est deux ions oxyde, pas un peroxyde ou une molécule d'oxygène chargée. Vérifier les deux atomes d'oxygène et la charge totale −4. Dans l'équation d'hydroxyde, quatre atomes d'oxygène et quatre atomes d'hydrogène apparaissent de chaque côté, avec une charge totale −4 de chaque côté.

• Utiliser les réactions observées pour ordonner des métaux inconnus ; distinguer les redox par transfert d'oxygène et HT par transfert d'électrons.
• Choisir des réactifs et une méthode de séparation pour un sel pur sec nommé ; déduire sa formule à partir des charges.
• Expliquer la mesure du pH, la dilution, la force et la concentration ; réaliser des méthodes de titrage chimique et des calculs HT avec le rapport équilibré.
• Prédire les produits en fusion/à l'état aqueux, expliquer l'extraction de l'aluminium, et tester une hypothèse RP3 ; les étudiants HT équilibrent les deux demi-équations.
• Tenter des tâches non familières dans les feuilles 4.1–4.3 avant de consulter le guide de correction. La participation pratique et l'intégration de sources authentiques sont des vérifications distinctes.