Bonjour!
Je fais un TPE sur le recyclage de l'aluminium. j'ai fais des recherches et j'ai trouvé que le recyclage se divise en plusieurs étapes: le tri, le broyage, la fonte, le laminage, la découpe et la transformation. Avec mon groupe, on avait l'idée de faire une expérience pour illustrer une de ces étapes. Ce serai peut-être sur le tri à courant de foucault ou une réaction chimique simple faisant intervenir l'aluminium.
Est-ce que vous auriez une idée?
merci d'avance!!
Le recyclage de l'aluminium que tu cites ne fait jamais intervenir de réactions chimiques. C'est toujours des transformations physiques
Si tu cherches des réactions chimiques de l'aluminium, tu obtiendras des composés d'aluminium qui ne pourront pas être transformés à nouveau en métal aluminium. Donc ce n'est pas du recyclage.
Ceci dit tu peux faire beaucoup de réactions avec de l'aluminium. Tu peux par exemple prendre un petit bout de feuille de papier d'aluminium, le chiffonner en forme de fuseau et le jeter dans un tube à essais contenant de la soude caustique (ou hydroxyde de sodium) NaOH en solution 2 molaire dans un tube à essais. Tu verras très vite une effervescence avec formation de bulles de gaz H2 qu'on peut enflammer à la sortie du tube. Il se passe la réaction :
2 Al + 2 NaOH + 2 H2O --> 2 NaAlO2 + 3 H2
Tu peux aussi prendre ton papier d'alu chiffonnée en fuseau et le jeter dans une solution bleue de CuCl2. Assez vite, la solution se décolore, et il apparaît un dépôt de métal brun qui est du cuivre en poudre. Il se passe la réaction :
2 Al + 3 CuCl2 --> 2 AlCl3 + 3 Cu
Il vaut la peine de faire le même essai avec une solution de CuSO4, qui est aussi bleue que la précédente. Là il ne se produit rien. Et cette absence de réaction est une sorte de mystère, qu'on ne comprend pas bien.
Quelque chose de plus simple, à quoi j'aurais dû penser plus tôt. On peut montrer facilement qu'une feuille d'aluminium est en réalité un sandwich d'aluminium pris entre deux feuilles minces, transparentes et adhérentes d'alumine (oxyde d'aluminium Al2O3).
Tu prends une grande feuille d'aluminium, à peu près de la taille d'une feuille de papier à lettres A4. Il faut qu'elle soit sans plis ! C'est difficile à faire, hélas ! Recommence si tu n'y arrives pas ! Tu la prends à deux mains comme tu prendrais un journal pour le lire. Toujours sans faire de plis. Tu allumes une flamme d'un bec de gaz, genre Bunsen. Et tu appuies le milieu de ta feuille dans la flamme, en position inclinée, sans mettre la feuille ni horizontale ni verticale. Tu verras bientôt la zone chauffée flotter comme un drapeau au vent. Et l'aluminium coulera dans le sac que forme les deux faces avant et arrière d'alumine. Tu verras ta zone chauffée devenir transparente, ou presque. Elle ne contient presque plus que de l'alumine, qui est transparent, mais fragile. Si tu sors ta feuille de la flamme et que y mets le doigt, tu la perceras facilement. L'aluminium intercalé entre ces deux feuilles a coulé et se retrouve dans le bas de la feuille.
Dans le méme genre, envisageable dans un labo sous hotte, réaction entre l'aluminium et l'acide chlorhydrique
Bilan: Aluminium + Acide chlorhydrique ----> Dihydrogène + ion Aluminium + ion Chlorure
Equation-bilan : 2Al + 6H+ -----> 3H2 + 2Al3+
Une cinétique très lente surement.Il vaut la peine de faire le même essai avec une solution de CuSO4, qui est aussi bleue que la précédente. Là il ne se produit rien. Et cette absence de réaction est une sorte de mystère, qu'on ne comprend pas bien.
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La réaction de HCl sur Al est lente avec l'acide HCl 2 M, mais elle a lieu quand même. On peut l'accélérer en chauffant un peu. Mais une fois qu'elle a démarré, elle est très vive. La lenteur avec laquelle elle se décide à démarrer est due au fait que HCl doit d'abord détruire la couche d'oxyde Al2O3, sans produire de gaz, et c'est cette réaction qui est très lente :
Al2O3 + 6 HCl --> 2 AlCl3 + 3 H2O
Par contre la réaction qui suit, qui dégage H2, est très rapide :
2 Al + 6 HCl --> 2 AlCl3 + 3 H2
