fer et zinc

Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
TP METAUX I : FER ET ZINC
Objectif : Dans ce TP, nous allons étudiez le fer et le zinc, plus particulièrement leurs
propriétés physicochimiques.
I – Le fer et ses ions
1. propriétés physiques du fer métal : température de Curie
Schéma du dispositif :
Observations
On place un clou en fer dans le champ magnétique d'un aimant permanent en le
suspendant par son extrémité par une ficelle. L'aimant est protégé par une plaque de
fibre de verre. On chauffe le clou à l'aide d'un bec Mecker pendant quelques minutes
jusqu'à devenir rouge. Le clou est toujours attiré par l'aimant. Mais, à partir d'une
certaine température, on observe que le clou se désaimante et donc se libère de la
plaque.
Interprétations
Le magnétisme est dû à l’orientation de micro aimants, les spins, que portent les
électrons. Dans certains corps dits ferromagnétiques (fer, nickel, cobalt et leurs
composés), les spins électroniques s’attirent et s’alignent les uns sur les autres,
produisant une aimantation permanente.
-1-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
Sous l’effet de l’agitation thermique, cette aimantation
disparaît, c'est-à-dire que le fer perd ses propriétés
magnétiques, au-delà d’une température critique appelée : la
température
de
Curie:
le
matériau
devient
alors
paramagnétique, les spins étant orientés au hasard.
Lorsqu’on approche un aimant d’un tel matériau, les spins
s’alignent, leur aimantation étant inversement proportionnelle à
la température (loi de Curie).
La température de Curie du fer est de 770°C. Ce changement
d'état magnétique est réversible, puisque le fer retrouve ses
propriétés magnétiques lorsque sa température redescend
comme on a pu le constater dans notre expérience.
2. Caractère réducteur du fer
1. Corrosion
a. Corrosion humide
Schéma du dispositif
Observations
Lorsqu'on introduit la paille de fer préalablement humidifiée au fond du ballon, puis on
retourne le ballon bouché et traversé par une tige en verre dont l'autre extrémité est
plongé dans un cristallisoir rempli d'eau et de quelques gouttes d'indigo, on observe
que la paille de fer se recouvre d'une couche poreuse de couleur rouge-brun. On
constate d'autre part la montée du volume d'eau contenu dans le cristallisoir dans le
tube en verre.
Interprétations
La couche poreuse qui s'est formée, est de l'oxyde de fer (III) de formule Fe2O3,
appelé encore rouille. Pour que celle-ci se forme, le fer doit être en contact avec un
-2-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
milieu oxydant. L'attaque du fer se poursuit en profondeur jusqu'à détérioration totale
du métal. La formation de rouille s'effectue essentiellement en trois étapes :
1/ Formation des ions ferreux Fe2+ et hydroxydes OH-, qui réagissent pour former un
précipité d'hydroxyde de fer(II) Fe(OH)2 selon l'équation :
Fe = Fe2+ + 2eE°(Fe2+/Fe) = -0,44V
2H2O + 2e- = H2 + 2OH
E°(H2O/H2) = 0V
Fe + 2H2O  Fe2+ + 2OH- + H2
2/ Les ions Fe2+ formé réagit rapidement avec HO- pour former Fe(OH)2.
Fe2+ + 2OH-  Fe(OH)2
3/Ensuite, ce précipité est rapidement oxydé par le dioxygène dissous dans l'eau en
hydroxyde de ferIII : Fe(OH)3, d'où la montée du niveau d'eau le tube du à la
diminution du volume de dioxygène initialement présent dans le tube, c'est à dire
qu'une partie de O2 a réagit avec Fe(OH)2 :
Fe(OH)2 + O2  Fe(OH)3
L'hydroxyde
de
fer
se
transforme
O2
spontanément en rouille Fe2O3.
O2
En fait, le niveau d'eau ne remonte pas
O2
jusqu’à la paille de fer, car le contenu du
r
é
d
u
c
tio
n
tube est de l'air, celui-ci contient 21% de
OHO2, ce qui correspond exactement à ce qui
Fe2+
est observé, puisque le volume d'eau
O2
occupe 1/5 du tube. Si le tube ne contenait
oxydation
que du dioxygène, le volume d'eau aurait
rouille
occupé tout le volume du tube.
Fe
L'ensemble de ces phénomènes étant
résumé par le schéma de la goutte d'eau
électrons
sur un morceau de paille.
b. Corrosion galvanique
Schéma du dispositif
Observations
On réalise le montage comme
indiqué sur le schéma ci-dessus.
On mesure la différence de
potentiel
entre
les
deux
électrodes en circuit ouvert : on
trouve ddp=0,25V +- 0,01. On
relie les deux électrodes à l'aide
d'un milliampèremètre : on
observe que l'intensité diminue
au cours du temps. Après
quelques minutes, on ajoute
quelques
gouttes
de
phénolphtaléine au voisinage de
la plaque de cuivre : on observe que la solution rosit au voisinage de la plaque.
Lorsqu'on ajoute quelques gouttes de ferricyanure de potassium K3Fe(CN)6 au
voisinage de la plaque de fer, il se forme un complexe bleu en son voisinage.
-3-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
Interprétations
Dans le cas de la corrosion galvanique, deux métaux de nature
différentes sont mis en contact dans une solution conductrice :
dans notre cas, on a utilisé le chlorure de sodium à 3% jouant le
rôle d'électrolyte pouvant accélérer le phénomène de corrosion.
Il se produit alors une différence de potentiel lorsqu'ils sont
reliés électriquement. Le métal le moins noble devient anodique,
c'est-à-dire qu'il s'oxyde pour libérer les ions correspondant :
dans notre cas, le fer est le métal le moins noble (-) (le
potentiel le plus négatif) par rapport au cuivre (+), il s'oxyde :
Fe(s)=Fe2+ + 2eComment mettre en évidence la formation des ions Fe2+?
La présence des ions Fe2+ est mise en évidence par le complexe
bleu qui s'est formé au voisinage de la plaque de fer après ajout
de de quelques gouttes de ferricyanure de potassium (III) : En
effet, il se forme un complexe de couleur bleue (de Turnbull) de
formule Fe3(Fe(CN)6)2 ou ([Fe(CN)6] 4- + Fe3+).
En fait les ions Fe(CN)3- on réagit avec les ions Fe2+ issus de
l'oxydation du fer de la plaque (Fe=Fe2+ + e-) selon l'équation :
Fe3+ + e- = Fe2+
E°(Fe3+/Fe2+)=0,771V
4-
3-
Fe(CN)6 = Fe(CN)6 + eL'équation bilan peut alors s'écrire :
E°(Fe(CN)64-/Fe(CN)63-)=0,36V
Fe2+ + Fe(CN)63-  Fe(CN)64- + Fe3+
Le cuivre n'est donc pas oxydable. En milieu neutre (O2 dissout) : l'oxygène est réduit
en présence de l'eau pour former les ions OH- selon :
O2 + 2H2O + 4e- = 4OHD'où la couleur rose que prend la solution au voisinage de la plaque de cuivre après
ajout de la phénolphtaléine : Elle est caractéristique des ions OH- (milieu basique). La
rouille observée sur la plaque de fer se produit selon les réactions suivantes :
2Fe2+ + 4OH-  2Fe(OH)2 instable
les ions OH- formé vont se combiner avec les ions Fe2+ formés par l'oxydation du fer
à l'anode, pour former des hydroxydes ferreux et ferrique selon :
2Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O  2Fe(OH)3 couramment appelé rouille
Cette jonction métallique est réalisée en pratique dans des circuits de distribution
d'eau, de chauffage, d'échange de chaleur où les deux matériaux sont utilisés pour la
tuyauterie.
-4-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
1. Protection contre la corrosion
a. Protection cathodique
Schéma du dispositif
Observations
On réalise le même montage que
précédemment, mais cette fois-ci en
remplaçant l'électrode de cuivre par
celle de zinc. On mesure la différence de
potentiel en circuit ouvert et on trouve
une valeur de ddp=0,46V. On relie les
deux
électrodes
à
l'aide
d'un
milliampèremètre : on observe que
l'intensité diminue au cours du temps,
mais elle est plus importante que dans
le cas précédent. Après quelques minutes, on ajoute quelques gouttes de
phénolphtaléine au voisinage de la plaque de fer : on observe que la solution rosit au
voisinage de la plaque. Lorsqu'on ajoute quelques gouttes de ferricyanure de
potassium K3Fe(CN)6 au voisinage de la plaque de zinc. On constate qu'il ne se forme
rien, pas de changement de couleur, pas de nouveau produit apparaissant.
Interprétations
Contrairement au cas précédent où le fer était le métal qui s'oxyde, cette fois-ci c'est
le zinc qui s'oxyde puisqu'il possède un potentiel standard inférieur à celui du fer.
Oxydation du zinc :
Zn = Zn2+ + 2e2+
Les ions Zn ne réagissent pas avec les ions hexacyanoferrate (III) qui eux mettent
en évidence uniquement la présence des ions Fe2+. D'où le fait qu'on n'observe pas
d'effet lorsqu'on ajoute le ferricyanure de potassium au voisinage de la plaque de zinc.
Le fer n'est donc pas oxydable comme on pu le constater dans notre manipulation. En
milieu neutre (O2 dissout) : l'oxygène est réduit en présence de l'eau pour former les
ions OH- selon :
O2 + 2H2O + 4e-= 4OHLa présence des ions OH- dans la solution est mise en évidence par la coloration rose
que prend la solution au voisinage de la plaque de fer après ajout de quelques gouttes
de la phénolphtaléine (indicateur coloré rose en milieu basique).
Le zinc joue le rôle d'anode sacrificielle (c'est-à-dire qu'elle se ''sacrifie'' pour protéger
le fer plus précieux). Elle sert à protéger l'acier contre la corrosion. Un exemple de
cette protection est très connu notamment dans le domaine de protection des coques
des bateaux (en acier) contre la corrosion due à l'eau de mer, on voit des blocs de
zinc fixés sur les coques des navires. Un autres exemple est celui de la protection des
conduites souterraines.
-5-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
b. Protection anodique
Schéma du dispositif
Observations
Dans un tube à essai, on introduit de l'acide nitrique dilué (6mol/L) de façon à ce
qu'un cm d'un clou de fer puisse y plonger. On introduit alors le clou en fer, on
observe que la solution prend une teinte rouille. Et quelques instants après, on
observe un dégagement de vapeurs rousses intense.
On refait la même expérience, mais cette fois-ci en remplaçant l'acide nitrique dilué
par l'acide nitrique fumant. Il ne se produit aucune réaction et lorsqu'on le retire de ce
tube : on constate qu'il a pris un aspect brillant (presque argenté). Lorsqu'on le
plonge dans le tube contenant l'acide nitrique dilué, on n'observe aucune réaction
contrairement à la toute première expérience.
Interprétations
La teinte rouille que prend la solution dans le tube N°1 après avoir plonger le clou de
fer dedans est due à la formation des ions Fe2+. Il y a eu alors oxydation de fer
métallique par l'acide nitrique. Les demi réactions et l'équation globale de la réaction
qui s'est produite sont les suivantes :
Oxydation du fer :
Fe = Fe2+ + 2eE°(Fe2+/Fe)=-0,44V
Réductions des ions NO3- : NO3- + 4H+ + 3e-  NO + 2H2O
E°(HNO3/NO)=0,96V
3Fe + 2NO3- + 8H+  3Fe2+ + 2NO + 4H2O
Il se forme donc un gaz : le monoxyde d'azote. Ce gaz s'oxyde instantanément en
dioxyde d'azote NO2 en présence de dioxygène, d'où les vapeurs rousses intenses
provoquées par formation de ce gaz.
Le fait qu'il n'y ait point de réaction qui se produise après avoir plonger un clou de fer
dans l'acide nitrique fumant montre que la clou de fer est protégé par une couche
d'oxyde à sa surface (qui se traduit par l'aspect brillant du clou après l'avoir retirer du
tube) : cette couche d'oxyde est composée essentiellement de Fe2O3. La mise en
évidence du rôle protecteur de cette couche est mis en évidence par la dernière
expérience, dans laquelle, on n'a pas observé d'attaque de la part de l'acide nitrique
dilué. Le fer a donc été passivé par l'acide nitrique fumant. On parle de ''protection
anodique du fer''.
-6-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
3. Les ions fer (II) et fer (III)
1. Caractéristiques analytiques
Mode opératoire
Afin d'identifier les ions fer(II) et les ions fer(III), on procède à des tests
caractéristiques mettant en évidence la présence de ces ions.
Dans un tube à essai, on verse un peu de sel de Mohr et quelques gouttes de la
solution dans l'éthanol de 1,10-phénanthroline, H2O (0,1 mol/L).
Dans un autre tube à essai, on verse un peu de chlorure de fer Fe(III) et on ajoute un
peu de la solution dans l'éthanol de 1,10-phénanthroline, H2O (0,1 mol/L).
Dans le tube à essai n°3, on verse un peu de chlorure de fer(III), on ajoute un peu de
solution de thiocyanate de potassium (2mo/l) en introduisant du HCl.
Dans un tube à essai n°4, on verse un peu de sel de Mohr, puis on ajoute quelques
gouttes de la soude concentrée.
Dans un tube à essai n°5, on verse un peu de chlorure de fer(III) puis on ajoute
quelques gouttes de soude concentrée.
Observations interprétations
Tube à essai n°1 : la solution devient rouge, il s'est formé en effet
octaédrique très stable :
un complexe
Tube à essai n°2 : On observe la formation d'un complexe jaune clair. En théorie, le
complexe devant se former est un complexe bleu, mais puisque il est très peu stable,
on n'a pas pu observer sa persistance. Il s'agit de [Fe(phen)3]3+.
Tube à essai n°3 : la solution devient de plus en plus rouge (rouge sang) au fur et à
mesure que l’on ajoute de l'acide. Les complexes de fer(III) ne se forment qu'en
milieu acide. Cette coloration est due à la formation du complexe [Fe(SCN)]2+ selon :
Fe3+ + 3SCN- => [Fe(SCN)]2+
Tube à essai n°4 : On observe la formation d'un précipité vert pâle d'hydroxyde de fer
(II) :
Fe2+ + 2OH- => [Fe(OH)2]
Tube à essai n°5 : On observe la formation d'un précipité rouge. Il s'agit en effet du
complexe hydroxyde de fer(III) couramment appelé ''rouille'' :
Fe3+ + 3OH- => [Fe(OH)3]
2. Mise en évidence de la présence de fer(III) dans le vin blanc
L'objectif de cette expérience est de mettre en évidence la présence des ions Fe3+
dans le vin blanc en mesurant l'absorbance d'un complexe formé à partir de Fe3+ et
d'hexacyanoferrate (II) de potassium.
-7-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
On prépare quatre solutions comme indiquées dans l'énoncé. On procède ensuite à
une spectrophotométrie. L'objectif étant de mesurer l'absorbance du complexe
ferrihexacyanoferrate, on prend pour la solution 1 (présence du vin) comme référence
la solution 2 et la solution 4 comme référence pour la solution 3. On obtient deux
courbes pour les deux solution 1(mauve) et 3(rouge) représentant l'absorbance en
fonction de la longueur d'onde.
Interprétations
La courbe rouge ne fait pas apparaître des maxima d'absorption, ce qui veut dire qu'il
n'y a pas eu de complexe de fer qui s'est formé. En revanche, on observe deux
maxima d'absorption sur la courbe de la solution 1. les deux maxima montrent qu'il y
a eu cette fois-ci formation d'un complexe de fer par réaction avec la solution
d'hexacyanoferrate (II) [Fe(CN)6]4- (absence de cette solution dans la solution 3). On
relève l'absorbance due au complexe ferrihexacyanoferrate :
A=0,7 pour les deux longueurs d'onde : max1=389nm et max2=426
Ce complexe est appelé Bleu de Prusse de formule Fe4[Fe(CN)6]3 :
Fe3+ + [Fe(CN)6]4- => Fe4[Fe(CN)6]3
La présence de deux maxima d'absorption s'explique par des phénomènes
électroniques : deux transitions possibles entre les niveau d'énergie.
Il existe des méthodes permettant de déterminer la teneur en fer(III) du vin blanc (en
mg.L-1) telle que le dosage par comparaison avec une échelle de teintes
correspondant à des solutions d'ions fer(III) dont on connaît la concentration.
II – Le zinc
1. Elaboration du métal à partir du minerai
1. Lixiviation en milieu acide sulfurique
Le but de la lixiviation est de mettre en solution le zinc sous forme de l’ion Zn2+ en
obtenant la transformation de l’oxyde de zinc issu du minerai. On pèse 15,2g du
minerai (mélange d’oxydes et de sulfates de fer Fe2(SO4)3, oxyde de zinc ZnO, oxyde
de plomb PbO, oxyde de cuivre CuO, silice SiO2) on les broies au mortier et au pilon,
et on les ajoute petit à petit dans un bécher avec agitateur
contenant 45mL d’acide sulfurique H2SO4 à 2M.
On obtient une solution pâteuse verte ainsi qu’une élévation
de température que l’on caractérise par la buée formée sur les
parois du bécher. On agite pendant 5 minutes puis on filtre sur
Büchner.
La silice SiO2 est insoluble, elle est donc piégée dans le filtre.
Pour les autres ions, calculons leur concentration dans la solution après ajout d’acide
sulfurique :
 Pb2+ + SO42-  PbSO4
Ks(PbSO4) = 10-7,8 = [Pb2+].[SO42-]
[Pb2+]=Ks(PbSO4)/[SO42-]=10-7,8/2  [Pb2+]=7,9.10-9M ce qui est très petit donc
négligeable devant les concentrations des autres ions.

2Fe3+ + 3SO42-  Fe2(SO4)3
Ks(Fe2(SO4)3) = 10-4,0
[Fe3+]²=Ks(Fe2(SO4)3)/[SO42-]3=10-4/23  [Fe3+]=3,54.10-3M ce qui est grand
donc on considère que Fe2(SO4)3 ne précipite pas.

Cu2+ + SO4  CuSO4
Ks(CuSO4) = 10-1
-8-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua

TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
[Cu2+]=Ks(CuSO4)/[SO42-]=10-1/2  [Cu2+]=5,0.10-2M ce qui est grand donc on
considère que CuSO4 ne précipite pas.
Zn2+ + SO4  ZnSO4
Ks(ZnSO4) = 10-2,3
2+
2-2,3
[Zn ]=Ks(ZnSO4)/[SO4 ]=10 /2  [Zn2+]=2,5.10-3M ce qui est grand donc on
considère que ZnSO4 ne précipite pas.
Il y a donc SiO2 et PbSO4 qui précipitent, et qui sont donc éliminés lors de la filtration.
Le filtrat vert ainsi obtenu contient donc des ions Zn2+, Fe3+, Cu2+ ainsi que les ions
SO42- et H3O+.
On prélève quelques gouttes afin de faire des tests :

Dans une solution de thiocyanate de potassium (tube), on observe
la coloration rouge brique après ajout de quelques gouttes de
filtrat (tube 2), ce qui caractérise la présence d’ions fer(III) dans
la solution. En effet, un complexe rouge foncé se forme selon la
réaction : Fe3+ + SCN-  [Fe(SCN)]2+
 Dans une solution aqueuse d’hexacyanoferrate(II) de potassium
(tube 3), on observe une coloration bleue foncée après ajout de
filtrat. En effet, l’hexacyanoferrate(II) de potassium réagit avec les
ions Fer(III) pour former un complexe insoluble bleu appelé bleu
de Prusse selon la réaction: K + Fe3+ + [Fe(CN)6]4-  KFe[Fe(CN)6]
On utilise une solution d’acide sulfurique diluée afin de ne pas précipiter les autres
sulfates tels que Fe2(SO4)3, CuSO4, Fe(SCN)
2. Précipitation des ions fer(III) : procédé à la jarosite
On ajoute au filtrat précédent 3,5g de sulfate d’ammonium et 5g d’oxyde de zinc. On
porte à 90°C avec une plaque chauffante muni d’un système d’agitation. Le pH est à 1
environ (test avec papier de pH).
On ajoute peu à peu de l’oxyde de zinc, mais après 1g versé (soit 6g au total) le pH
n’est pas monté (pH=1). Nous avons ajouter environ 10mL de soude NaOH afin de
rendre le milieu un peu plus basique, mais après l’ajout de cette soude le pH n’a pas
dépassé 2. Nous avons pu observer l’apparition d’un précipité rouge orangé qui s’est
dissipé avec l’agitation. L’expérience n’a donc pas marcher, mais nous allons tenter de
deviner ce qui aurait du se passer.
L’ajout du sulfate d’ammonium (NH4)2SO4 permet la précipitation des jarosites de
formule Fe6(OH)12(SO4)M2 avec M=Na+, K+, NH4+, Ag+, H+,… Le pH doit être inférieur à
5 afin de laisser les ions Cu2+ et Zn2+ en solution. En effet,
à un pH supérieur à 5, ces ions précipiteraient en jarosite
de couleur rouge orange.
Nous procédons ensuite à deux filtrations sur Büchner en
ajoutant 60mL d’eau distillée. On récupère le filtrat, qui
contient donc les ions métalliques Cu2+ et Zn2+.
On prélève quelques gouttes afin de faire 4 tests :

Dans une solution de thiocyanate de potassium (tube 1 solution transparente), on
n’observe aucune coloration après ajout de quelques gouttes de filtrat (tube 2), ce
-9-
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
qui caractérise l’absence d’ions fer(III) dans la solution. S’il y en
avait eu, on aurait eu un complexe rouge foncé [Fe(SCN)]2+

Dans une solution aqueuse d’hexacyanoferrate (II) de potassium
(tube 3 solution jaune). On n’observe pas de coloration bleue après
ajout de quelques gouttes de filtrat, ce qui caractérise l’absence
d’ions fer(III). S’il y en avait eu, on aurait eu un complexe bleu
KFe[Fe(CN)6]
 Dans une solution de iodure de potassium et d’empois d’amidon
(tube 5) quand on ajoute quelques gouttes du filtrat la solution
devient bleue. Un complexe d’ions diiodocuprates CuI2- se forme
selon la réaction : 2Cu2+ + 6 I- = I2 +2 CuI2-. L’empois d’amidon
devient bleu en présence de diiode.
 Dans le tube à essai 7 on ajoute au filtrat quelques gouttes
d’ammoniaque concentrée. On observe une coloration bleu foncée,
ce qui caractérise la présence d’un complexe de cuivre selon la
réaction : NH3 + Cu2+  [Cu(NH3)4]2+.
Le filtrat contient donc des ions Cu2+, mais ne contient plus d’ion Fe3+.
3. Cémentation
Le but de la cémentation de la solution issue de l’opération de lixiviation hydrolyse est
de retirer les éléments : Cobalt, Nickel, Cadmium et Cuivre. Ces éléments ayant été
solubilisés sous forme d’ions.
Le principe est de mettre en contact l’ion métal (dans notre cas, seulement Cu2+) avec
un métal ayant un pouvoir réducteur plus important (moins électronégatif). On utilise
ici de la poudre de zinc.
On récupère le filtrat précédent, qui contient donc les ions métalliques
Cu2+ et Zn2+, et on y ajoute 0,63g de zinc en poudre. On obtient une
solution grise.
Les ions Cu2+ réagissent avec le zinc selon la réaction :
Cu2+ + 2e- = Cu
E°(Cu2+/Cu) = 0,34
2+
Zn = Zn + 2eE°(Zn2+/Zn) = -0,76
2+
2+
Cu + Zn  Zn + Cu
On filtre sur Büchner afin de récupérer le cuivre formé, et on
obtient une solution bleu clair, ce qui caractérise la présence
d’ions. Nous n’avons donc pas introduit assez de zinc en
poudre, et les ions Cu2+ n’ont pas tous réagis. Nous en
ajoutons environ 0,4g, et nous obtenons cette fois-ci un
filtrat transparent. Les ions Cu2+ ont été réduit en cuivre et
sont donc retenus par le filtre.
On récupère le filtrat, qui contient donc les ions métalliques
Zn2+ uniquement.
- 10 -
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
On prélève quelques gouttes de ce filtrat incolore afin de faire 2 tests :
 Dans une solution de iodure de potassium et d’empois d’amidon (tube 5) quand on
ajoute quelques gouttes du filtrat la solution reste transparente. Le complexe d’ions
diiodocuprates CuI2- ne se forme pas (réaction : 2Cu2+ + 6 I-  I2 +2 CuI2-) ce qui
caractérise l’absence d’ions Cu2+.
 Dans le tube à essai 7 on ajoute au filtrat quelques gouttes d’ammoniaque
concentrée. On n’observe aucune coloration bleu foncée, ce qui caractérise
l’absence du complexe de cuivre [Cu(NH3)4]2+, donc l’absence d’ions Cu2+.
Le filtrat contient donc les ions métalliques Zn2+ uniquement.
4. Electrolyse
L’électrolyse est effectuée en faisant passer un courant électriques entre deux
électrodes dans la solution de sulfate de zinc obtenue à l’issue de l’opération de
cémentation.
Elle met en jeu les réactions suivantes :

Cathode en aluminium : Zn2+ + 2e- = Zn
et 2H+ + 2e- = H2(g) (réaction concurrente)
 Anode en plomb : 2H2O = O2 + 4H+ + 4eLa réaction globale est : Zn2+ + H2O  Zn(s) + 2H+ + ½ O2

On décape les deux plaques métalliques. On relie l’anode (plaque de plomb) à la
borne + du générateur, et la cathode (plaque d’aluminium) à la borne -.
On plonge les deux plaques dans une solution contenant le filtrat précédent et 20mL
d’acide sulfurique 0,5M. On applique une tension de 4,5V, ce qui correspond à
I>300mA pendant 10 minutes (10 minutes ont suffit car nous avions très bien décapé
la plaque de plomb).
On observe un dégagement gazeux à l’électrode de plomb (qui est parfaitement
visible sur la photo de gauche) et un dépôt métallique bleu gris sur l’électrode
d’aluminium, ce qui est en accord avec les demi équations (production de dioxygène à
l’anode en plomb et production de zinc à la cathode en aluminium).
- 11 -
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
La corrosion du plomb serait faite par les protons H+ présent en solution ainsi que le
dioxygène formé, selon l’équation :
Pb = Pb 2+ + 2 e –
½ O2 + 2 H+ + 2 e - = H2O
Pb + ½ O2 + 2 H+ = Pb 2+ + H2O
Or la cathode en aluminium reçoit des électrons provenant
du générateur et attire donc les espèces chargées
positivement comme H+ et Zn2+. Les H+ ne peuvent donc pas
réagir avec le plomb, qui n’est donc pas corrodé.
2. Propriétés réductrices du zinc
Schéma du dispositif
Observations
On décape une plaque d'aluminium dans une solution d'acide
chlorhydrique (4mol/L) : lorsqu'on plonge la plaque d'aluminium
dans la solution sulfate de zinc II : on observe un dépôt métallique
gris. Lorsqu'on la redécape pour la plonger dans la solution de
sulfate de cuivre, on observe un dépôt métallique rouge-brun.
On décape une plaque de zinc dans la solution d'acide chlorhydrique
précédente. On la plonge ensuite dans la solution de sulfate de zinc
: on n'observe rien. Lorsqu'on la redécape pour la plonger dans le
sulfate de cuivre : on observe cette fois-ci un dépôt métallique de
couleur rouge-brun.
Enfin, on décape une plaque de fer puis on la plonge dans le sulfate de zinc : on
n'observe aucun dépôt métallique. En revanche, lorsqu'on la redécape pour la plonger
dans la solution de sulfate de cuivre : on observe un dépôt noir sur la plaque.
Interprétations
Le dépôt métallique gris formé sur la plaque d'aluminium après contact avec ZnSO4
est du à la formation de zinc. En effet, si on considère les potentiels redox des deux
couples mis en jeu, on constate que le zinc est le réducteur le plus fort :
Réduction de Zn2+ Zn2+ + 2e- = Zn
E°(Zn2+/Zn)=-0,76V
3+
Oxydation de Al
Al = Al + 3eE°(Al3+/Al)=-1,66V
2+
3+
3Zn + 2Al  3Zn + 2Al
Le dépôt rouge-brun qui s'est formé sur la plaque d'aluminium après contact avec
CuSO4 est du à la formation de cuivre selon :
Cu2+ + 2e- = Cu
E°(Cu2+/Cu)=0,34V
3+
Al = Al + 3eE°(Al3+/Al)=-1,66V
2+
3+
3Cu + 2Al  3Cu + 2Al
- 12 -
Sarah Garçon
Brahim Zardoua
TP de Chimie Inorganique
Magistère PCM
Il ne se passe rien lorsqu'on plonge la plaque de zinc dans une solution de sulfate de
zinc : ceci est du au fait qu'il n'y a pas deux couples différents, on a uniquement le
zinc et son ion.
Le dépôt rouge-brun formé sur la plaque de zinc après son contact avec les ions Cu2+
de CuSO4 est le cuivre.
E°(Cu2+/Cu)=0,34V > E°(Zn2+/Zn)=-0,76V : donc le cuivre est le réducteur le plus
fort tandis que le zinc est l'oxydant le plus fort :
Cu2+ + 2e- = Cu
Zn = Zn2+ + 2eCu2+ + Zn  Cu+Zn2+
Lorsqu'on plonge la plaque de fer dans la solution de ZnSO4, il ne se passe rien car le
zinc n'est pas le réducteur le plus fort par rapport au fer, en effet : E°(Zn2+/Zn)=0,76V < E°(Fe2+/Fe)=-0,44V
Le dépôt noir formé à la surface de la plaque de fer après son contact avec le sulfate
de cuivre est du à la formation cuivre. Normalement, le dépôt cuivreux doit être de
couleur rouge-brun, la couleur noire s'explique par le fait que le cuivre formé est
oxydé facilement dans l'air formant ainsi l'oxyde de cuivre (appelé aussi mélancolite
ou ténorite) [Cu + ½ O2=>CuO]
Les réaction redox à l'origine de ce dépôt sont les suivantes :
Fe = Fe2+ + 2eE°(Fe2+/Fe)=-0,44V
2+
Cu + 2e- = Cu
E°(Cu2+/Cu)=0,34V
2+
2+
Fe + Cu
 Fe + Cu
III –Conclusion
Ce TP nous a permis de découvrir le fer et le zinc et leurs propriétés
physicochimiques.
Le fer est un élément très utilisé dans la vie courante, dans l'industrie mais aussi
nécessaire pour l'organisme (transport de l'oxygène dans le sang par l'hémoglobine).
Ce TP nous a permis de savoir comment se forme la rouille et comment protéger les
matériaux de cet effet par des méthodes chimiques différentes.
- 13 -