Cours sur les métaux

Propriétés physico-chimiques des métaux
Les métaux se retrouvent dans l’environnement à l’état pur ou sous forme d’alliages plus ou moins résistants.
I. Classification des métaux
Au sein de la classification périodique, les métaux ont été regroupés par famille en fonction de leurs propriétés
physico-chimiques.
A. Familles de métaux
 Les métaux alcalins :
Ils appartiennent à la 1ère colonne de la classification périodique.
Ils sont très réactifs et ne se trouvent jamais à l'état élémentaire dans le milieu naturel. Ils réagissent immédiatement en
présence d'humidité.
Ils réagissent facilement avec les halogènes pour former des sels ioniques, et avec l'eau pour former des hydroxydes
fortement basiques (Cf : cours recyclage de solutions)
De ce fait, ils sont toujours conservés immergés dans de l'huile minérale (ex : l'huile de vaseline).
Les métaux alcalins sont de couleur argentée (le césium a toutefois des reflets dorés), mous, à bas point de fusion et
faible densité.
L'hydrogène, avec son électron solitaire, devrait normalement appartenir au groupe des métaux alcalins.
Toutefois, la perte de cet électron requiert davantage d'énergie que pour les autres éléments du groupe. L'hydrogène
n'est pas non plus métallique aux conditions normales de température et de pression : il ne devient métallique qu'aux
pressions très élevées.
 Les métaux alcalino-terreux :
Les métaux alcalino-terreux ou alcalinoterreux sont des éléments chimiques de la deuxième colonne du tableau
périodique des éléments.

Ce nom vient du terme « métaux de terre » utilisé en alchimie et décrivant les métaux qui résistent au feu, les oxydes
de métaux alcalino-terreux demeurant solides à des températures très élevées.
Ces éléments sont caractérisés par une couleur argentée, une faible densité, une grande malléabilité, une réactivité
immédiate aux halogènes — conduisant à des sels ioniques — ainsi qu'avec l'eau (bien qu’elle soit moins facile
qu'avec les métaux alcalins) pour former des hydroxydes fortement basiques.
 Les métaux de transition :
Les métaux de transition sont tous des métaux et conduisent l'électricité.
Les métaux de transition ont en général une densité ainsi qu'une température de fusion et de vaporisation élevées à
quelques exceptions près (le mercure est liquide au-dessus de -38,8 °).
Contrairement aux deux premiers groupes du tableau périodique (les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux),
les métaux de transition (notamment des groupes 4 à 11) peuvent former des ions avec une grande variété d'états
d'oxydation.
B. Electronégativité des métaux
La notion d'électronégativité permet d’évaluer la capacité d'un élément à capturer et/ou à retenir des électrons.
Cette grandeur permet de définir la nature de la liaison qui pourra se former entre 2 atomes pour la formation d’une
molécule :
- Liaison apolaire lorsque la différence est faible,
- Liaison polaire quand la différence est forte,
- Liaison ionique quand la différence est tellement forte qu'un des éléments a attiré complètement les électrons.
Dans les substances métalliques, plus le nombre d'électrons partagés entre les atomes est grand, plus grande est la
cohésion du métal.
Quand on descend dans une colonne, le numéro atomique et donc le nombre total d'électrons, augmente, mais le
nombre d'électrons de la couche extérieure (ou couche de valence) reste constant. Ce qui signifie que le nombre
d'électrons des couches internes augmente.
Cela entraîne une augmentation de l'effet d'écran des électrons internes vis à vis de l'attraction du noyau sur les
électrons de la dernière couche ainsi qu’une augmentation de la distance entre les électrons de la couche externe
et le noyau.
Pour ces deux raisons, la force d'attraction entre le noyau et les électrons de la couche externe diminue quand on
descend dans une colonne de la classification.
Dans une même famille, quand le numéro atomique Z augmente, le caractère donneur croît tandis que le caractère
attracteur décroît.
* Lignes, augmentation de l'électronégativité de gauche à droite : 
* Colonnes, augmentation de l'électronégativité de bas en haut : 
Si on combine ces deux phénomènes on voit donc que le pouvoir attracteur sur les électrons (l'électronégativité),
augmente régulièrement le long de la 1ère diagonale (du bas à gauche, vers le haut à droite : ) du tableau périodique
des éléments .
On retiendra que les éléments de la colonne 8 sont éliminés d'office de ce classement du fait de leur absence de
réactivité chimique.
Règle générale pour le classement des éléments en fonction de leur nature chimique :
- Les éléments situés à gauche et en dessous de la diagonale descendante (colonnes 3 à 8) sont tous des métaux et leur
électronégativité est, sauf exceptions, inférieure ou égale à 2.
- Les éléments qui constituent cette diagonale, ou qui en sont très proches, sont appelés semi-métaux, leur
électronégativité est voisine de 2.
- Les autres éléments, situés à droite et au-dessus de cette diagonale sont des non-métaux, leur électronégativité est
supérieure à 2.

II. Oxydoréduction des métaux
A. Oxydant et réducteur
Une réaction d’oxydoréduction consiste en un transfert d’électrons entre deux composés.
Il en résulte deux réactions :
- une oxydation : perte d’électrons
- une réduction : gain d’électrons
On appelle réducteur celui qui perd les électrons : il réduit l’oxydant (il fait gagner des électrons à l’oxydant).
On appelle oxydant celui qui gagne les électrons : il oxyde le réducteur (il fait perdre des électrons au réducteur).
L’oxydant le plus fort réagit toujours sur le réducteur le plus fort. Le sens de la réaction suit la règle du gamma (γ).
Exemple : Cu2+ + Zn ⇆ Cu + Zn2+
Il y a eu un transfert d’électrons du métal zinc vers les ions cuivre II.
Donc, le zinc est le réducteur car il perd des électrons : il a été oxydé.
Par contre, les ions cuivre sont les oxydants car ils ont gagné des électrons : ils ont été réduits.
Les réactions d'oxydoréduction constituent une grande famille comprenant de nombreuses réactions chimiques,
puisqu'elles interviennent entre autres dans les combustions, certains dosages métallurgiques et la corrosion des
métaux.
C’est ainsi qu’on les retrouve de façon importante dans l'obtention de la fonte à partir de minerais composés d'oxyde
de fer, par réduction, puis de fer et d'acier à partir de la fonte, par oxydation.
Exemple : Comme l'oxydation du fer qui produit la rouille
4 Fe + 3O2 → 2 Fe2O3
Déterminer dans les équations ci-dessous qui sont les réducteurs et les oxydants :
3Fe2+ + 2Al ⇆ 2Al3+ + 3Fe Fe + Cu2+ ⇆ Fe2+ + Cu

B. Equation d’oxydoréduction
Les réactions d’oxydoréduction font intervenir des couples redox. Dans l’écriture du couple redox, la forme oxydée
(oxydant) se situe à gauche et la forme réduite (réducteur) à droite.
Exemple : Cu2+/Cu Sn2+/Sn Al3+/Al SO42-/SO2
Les énoncés fournissent toujours les couples redox susceptibles d’intervenir dans un problème.
Une réaction d'oxydoréduction doit être équilibrée pour assurer un décompte exact des électrons en jeu.
La notion de couple redox permet de définir des demi-équations électroniques qui permettront d’équilibrer les
équations bilans.
Exemple : Cu2+ + 2e- = Cu
Il y a parfois des réactions complexes qui nécessitent d'équilibrer les coefficients stoechiométriques des demi-
équations. Il faut parfois aussi ajouter des molécules ou des ions en solution (en fonction du milieu) pour équilibrer.
Exemple : la réaction entre le permanganate de potassium (couple MnO4-/Mn2+) et une solution de fer (couple
Fe3+/Fe2+), en milieu acide (présence d'ions H+) :
( Fe2+ = Fe3+ + e- ) ×5
( MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O ) ×1
MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ = Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Couple
Oxydant
Réducteur
Demi-équation rédox
H+(aq) / H2(g)
ion hydrogène (aq)
dihydrogène
2H+(aq) + 2e- = H2(g)
Mn+(aq) / M(s)
cation métallique
métal
Mn+(aq) + ne- = M(s)
Fe3+(aq) / Fe2+(aq)
ion fer (III)
ion fer (II)
Fe3+(aq) + e- = Fe2+(aq)
MnO4-(aq) / Mn2+(aq)
ion permanganate
ion manganèse (II)
MnO4-(aq) + 5e- + 8H+(aq) = Mn2+(aq) + 4H2O
I2(aq) / I-(aq)
diiode (aq)
ion iodure
I2(aq) + 2e- = 2I-(aq)
S4O62-(aq) / S2O32-(aq)
ion tétrathionate
ion thiosulfate
S4O62-(aq) + 2e- = 2S2O32-(aq)
Méthode d’écriture des demi-équations électroniques :
Oxydant + e- = réducteur
Equilibrer tous les atomes autres que O et H.
Equilibrer les O en ajoutant des molécules d’eau.
Equilibrer les H en ajoutant des protons H+
Compléter le nombre d’électrons pour respecter les charges électriques.