Le monde réactif de la chimie inorganique
Placer du lithium dans l'eau provoque un léger sifflement ; placer du potassium l'enflamme. Cette section suit les modèles derrière ces observations — les familles du Tableau Périodique, l'air que nous respirons, l'échelle de réactivité qui dicte comment chaque métal est extrait et pourquoi le fer rouille — puis le vaste centre pratique du cours : acides, bases, préparation de sels et tests d'identification.
Chimie Edexcel International GCSE 4CH1, Section 2 (énoncés 2.1–2.50) fournit la majorité des questions de rappel et pratiques sur les deux épreuves. Les énoncés suffixés C sont exclusivement de chimie.
Groupe 1 et Groupe 7
Groupe 1 (Li, Na, K) réagit avec l'eau pour former l'hydroxyde et l'hydrogène — effervescence, flottation, fusion (Na), flamme lilas (K). Les réactions deviennent plus rapides et plus vigoureuses en descendant dans le groupe : une famille avec une tendance. (C) La réactivité augmente car l'électron externe est plus éloigné du noyau et se perd plus facilement.
Groupe 7 (Cl₂ gaz vert pâle, Br₂ liquide orange-brun, I₂ solide gris-noir) s'assombrissent en descendant dans le groupe. Un halogène plus réactif déplace le sel d'un halogène moins réactif : le chlore déplace le brome à partir de bromure de potassium (la solution devient orange). (C) La réactivité diminue en descendant dans le groupe — la couche externe est plus éloignée, donc gagner un électron est plus difficile.
Air et gaz
Air sec : environ 78 % d'azote, 21 % d'oxygène, 0.96 % d'argon, 0.04 % de dioxyde de carbone (les quatre plus abondants). Le pourcentage d'oxygène peut être mesuré en le consommant — rouille de fer dans l'air humide au-dessus de l'eau, ou combustion de phosphore, de sorte que l'eau monte d'environ un cinquième. Les éléments brûlent dans l'oxygène : le magnésium produit une flamme blanche brillante et du MgO blanc ; l'hydrogène brûle avec un « pop » pour donner de la vapeur ; le soufre donne une flamme bleue et du SO₂ étouffant. Le carbonate de cuivre(II) se décompose par chauffage : CuCO₃ → CuO + CO₂ (l'eau de chaux devient trouble). CO₂ est un gaz à effet de serre dont l'augmentation du niveau contribue au changement climatique.
Série de réactivité et métaux
Ordre à apprendre : potassium, sodium, lithium, calcium, magnésium, aluminium, (carbone), zinc, fer, (hydrogène), cuivre, argent, or. Les métaux situés au-dessus de l'hydrogène — tout jusqu'au fer — réagissent avec HCl/H₂SO₄ dilué en produisant de l'hydrogène ; plus ils sont réactifs, plus l'effervescence est rapide. Un métal déplace tout métal moins réactif de sa solution saline ou de son oxyde.
Rouillage nécessite oxygène et eau ; empêché par des méthodes barrières (peinture, huile, plastique), galvanisation (couche de zinc) et protection sacrificielle (un métal plus réactif comme le zinc ou le magnésium corrode à la place). Oxydation est perte d'électrons ou gain d'oxygène ; réduction l'inverse ; une réaction redox en comporte les deux ; l'agent oxydant est réduit, l'agent réducteur est oxydé.
(C) Extraction correspond à la réactivité : les métaux peu réactifs (or, argent) se trouvent natifs ; ceux situés sous le carbone (fer) sont réduits par le carbone dans un haut fourneau ; ceux situés au-dessus (aluminium) nécessitent l'électrolyse du minerai fondu. L'aluminium (faible densité, résiste à la corrosion), le cuivre (conduit), le fer et les aciers (résistants ; l'acier inoxydable résiste à la rouille) sont choisis pour leurs propriétés. Alliages mélangent un métal avec d'autres éléments et sont plus durs car les atomes de tailles différentes perturbent le glissement des couches.
Acides, bases alcalines et sels
Les acides fournissent H⁺(aq) ; les bases alcalines fournissent OH⁻(aq). Indicateurs : bichromate de litmus (rouge dans l'acide, bleu dans la base alcaline), phénolphtaléine ( incolore → rose), orange de méthyle (rouge → jaune). L'échelle de pH pH 0–14 classe les solutions (0–3 fortement acides … 11–14 fortement basiques) ; l'indicateur universel mesure le pH approximatif. Neutralisation : acide + base alcaline → sel + eau. (C) Les acides sont donneurs de protons, les bases accepteurs de protons ; les bases alcalines sont des bases solubles. (C) Titrage : volume fixe de base alcaline avec indicateur dans un erlenmeyer, acide versé goutte à goutte depuis une burette jusqu'au changement de couleur, répéter pour obtenir des résultats concordants.
Règles de solubilité : sels de sodium, potassium et ammonium — solubles ; tous les nitrates — solubles ; chlorures — solubles sauf AgCl et PbCl₂ ; sulfates — solubles sauf BaSO₄, CaSO₄ et PbSO₄ ; carbonates — insolubles sauf Na⁺, K⁺, NH₄⁺ ; hydroxydes — insolubles sauf Na⁺, K⁺ (Ca(OH)₂ légèrement soluble).
Acide + métal / base / carbonate donne un sel : ex. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ ; CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O. Sel soluble à partir d'un réactif insoluble (CuO + H₂SO₄ dilué chaud) : ajouter un excès de base, filtrer, évaporer, cristalliser. (C) À partir d'acide + base : titrer, puis évaporer. (C) Sel insoluble : mélanger deux solutions pour former un précipité (Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → PbSO₄↓ + 2NaNO₃), filtrer, laver, sécher.
Tests chimiques
Gaz : hydrogène — une allumette allumée fait un « pop » ; oxygène — ravive une allumette incandescente ; dioxyde de carbone — trouble l'eau de chaux ; ammoniaque — tourne le papier litmus humide rouge en bleu ; chlore — blanchit le papier litmus humide. Cations : tests de flamme (Li⁺ rouge, Na⁺ jaune, K⁺ lilas, Ca²⁺ orange-rouge, Cu²⁺ bleu-vert) ; NH₄⁺ chauffé avec NaOH(aq) libère de l'ammoniaque ; Cu²⁺/Fe²⁺/Fe³⁺ donnent des précipités bleu/vert/marron rouille avec NaOH(aq). Anions : Cl⁻/Br⁻/I⁻ donnent des précipités blanc/crème/jaune pâle avec nitrate d'argent acidifié ; SO₄²⁻ donne un précipité blanc avec chlorure de baryum acidifié ; CO₃²⁻ fait effervesce avec HCl dilué en produisant du CO₂. Eau : tourne le sulfate de cuivre(II) anhydre de blanc à bleu ; un échantillon d'eau pure bout nettement à 100 °C.
Vérifiez-vous
- Décrire la tendance de réactivité vers le bas du Groupe 1 et donner la raison (C) électronique.
- Que voit-on lorsque l'eau de chlore est ajoutée à une solution de bromure de potassium, et pourquoi ?
- Nommez les quatre gaz les plus abondants dans l'air sec avec leurs pourcentages approximatifs.
- Énoncez les deux conditions nécessaires à la corrosion du fer, ainsi que deux méthodes de prévention.
- Définissez l'oxydation et la réduction en termes d'électrons.
- (C) Pourquoi l'aluminium est-il extrait par électrolyse alors que le fer l'est par réduction au carbone ?
- Quels chlorures sont insolubles, et quels sulfates ?
- Rédigez l'équation chimique de la réaction entre l'oxyde de cuivre(II) et l'acide sulfurique.
- Décrivez les couleurs de la flamme test pour le sodium, le potassium et le cuivre.
- Décrivez le test des ions sulfate et le résultat positif.
Réponses : 1 la réactivité augmente dans le groupe (B1) ; (C) l'électron externe se trouve dans une couche plus éloignée du noyau, il est donc perdu plus facilement ; 2 la solution devient orange — le chlore déplace le brome car c'est un halogène plus réactif ; 3 azote ≈78 %, oxygène ≈21 %, argon ≈0.96 %, dioxyde de carbone ≈0.04 % ; 4 oxygène et eau ; méthodes barrières (peinture/graisse/plastique) et galvanisation ou zinc sacrificiel ; 5 l'oxydation est une perte d'électrons, la réduction est un gain ; 6 (C) l'aluminium se situe au-dessus du carbone dans la série de réactivité, le carbone ne peut donc pas réduire son oxyde — une électrolyse d'alumine fondue est nécessaire ; le fer se situe en dessous du carbone, le carbone le déplace de son oxyde ; 7 AgCl et PbCl₂ ; BaSO₄, CaSO₄ et PbSO₄ ; 8 CuO(s) + H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + H₂O(l) ; 9 sodium jaune, potassium lilas, cuivre bleu-vert ; 10 acidifier avec de l'acide chlorhydrique dilué, ajouter une solution de chlorure de baryum — un précipité blanc de BaSO₄ confirme la présence de sulfate.