fer et zinc

Sarah Garçon TP de Chimie Inorganique Magistère PCM
Brahim Zardoua
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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.

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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

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Fe 2 +
O 2
O H -
rouille
électrons
oxydation
réduction
O 2
O 2
O 2
Fe
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+ + 2e- E°(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
spontanément en rouille Fe2O3.
En fait, le niveau d'eau ne remonte pas
jusqu’à la paille de fer, car le contenu du
tube est de l'air, celui-ci contient 21% de
O2, ce qui correspond exactement à ce qui
est observé, puisque le volume d'eau
occupe 1/5 du tube. Si le tube ne contenait
que du dioxygène, le volume d'eau aurait
occupé tout le volume du tube.
L'ensemble de ces phénomènes étant
résumé par le schéma de la goutte d'eau
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.

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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+ + 2e-
Comment 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
Fe(CN)6
4- = Fe(CN)6 3- + e- E°(Fe(CN)64-/Fe(CN)63-)=0,36V
L'équation bilan peut alors s'écrire :
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- = 4OH-
D'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.

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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+ + 2e-
Les ions Zn2+ 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-= 4OH-
La 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.