Dissociation d'un alliage

[invite89d7940f]

Bonjour,

Je dispose de quelques pièces métalliques constituées d'un alliage de cupro-aluminium que j'essaie de dissocier. J'emploie une méthode décrite par Chatelot16 dans un sujet similaire (je croyais à ce moment qu'il s'agissait d'un laiton) : électrolyse de la pièce dans de l'acide sulfurique à 37% sur une cathode en cuivre, l'anode étant évidemment l'alliage à dissocier. J'obtiens sur la cathode un dépôt grossier brun-rougeâtre, l'électrolyte se colore en bleu et l'alliage à l'anode finit complètement dissout.

J'ai cependant plusieurs questions :
1. Mon alimentation est constituée d'un chargeur de batterie de 12V/5A. Si j'ai bien compris, les 12V employés sont totalement surdimensionnés ? L'alimentation chauffe vite et se met rapidement en sécurité (elle fonctionne 40 sec toutes les 2 min). Faut-il se baser uniquement sur les potentiels redox des couples Cu²⁺/Cu et Al³⁺/Al, soit, une tension minimale de 2V ? Ou faut-il tenir compte d'éventuelles réactions parasites aux électrodes ? Je ne sais pas trop non plus quelle intensité employer.

2. Point de vue réactions, là, j'avoue que je suis un peu perdu. Sur le principe d'un alliage de cuivre et d'aluminium sans autres métaux d'apport, je vois 2 réactions simultanées :
Cu + 2 H₂SO₄ --> CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O
2 Al + 3 H₂SO₄ --> Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂

Si je comprends bien, il se forme une solution contenant à la fois du sulfate de cuivre (d'où la couleur bleue) et de sulfate d'aluminium avec dégagement gazeux de dioxyde de soufre et de dihydrogène ? Dans ce cas, lors de l'électrolyse de cette solution, je devrais obtenir sur ma cathode un dépôt simultané de cuivre et d'aluminium ?

3. D'où ma 3e et dernière question : comment établir clairement la composition de mon dépôt ? et donc celle de ma solution ?

Voilà, mes questions doivent paraître naïves à certains connaisseurs, mais j'avoue qu'avec mes faibles connaissances et malgré les recherches sur le net, je bloque sur ces questions. Si je pouvais avoir des pistes pour poursuivre, je serais un homme comblé (ou presque).
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[moco]

C'est vrai que 12 Volts est trop élevé pour faire l'électrolyse dont tu parles. Il suffit de 2 Volts. mais c'est aussi vrai que plus la tension est élevée, plus l'électrolyse se produit rapidement. Cependant, le surplus de tension produit un fort effet Joule, donc un fort échauffement. Les potentiels standards ne servent pas à grand-chose dans ton cas, car ils supposent que les concentrations sont 1 molaire d'abord, et que la pile ne débite pas de courant, ou que l'électrolyse ne se produit pas. Si la pile débite du courant, ou si l'électrolyse se produit, les concentrations des ion au contact des électrodes ne sont pas égales à la concentration au sein du liquide.

Les réactions que tu cites sont celles qui se passent quand du cuivre ou de l'aluminium sont plongés dans un bain d'acide sans passage du courant. Dans ce cas, Al réagit bien avec H2SO4 comme tu le dis, mais pas le cuivre. Le cuivre ne réagit pas à froid avec de l'acide sulfurique 37%. Il réagit bien comme tu le dis avec de l'acide sulfurique concentre, mais il faut chauffer à plus de 100°C. Donc tu n'as pas de dégagement de SO2 dans ton expérience.

Quand un alliage Cu-Al sert d'anode en électrolyse, il se passe les réactions suivantes à l'anode (pôle négatif)
Cu --> Cu2+ + 2 e-
Al --> Al3+ + 3 e-
Donc les deux métaux passent en solution, et les électrons sont aspirés par le générateur extérieur et envoyés sur la cathode, où il peut se passer deux réactions :
2 H+ + 2 e- --> H2
Cu2+ + 2e- --> Cu
La première de ces réactions se passe surtout au début de l'électrolyse, car il n'y a pas encore d'ions Cu2+ en solution. Donc au début, il se dégage du gaz H2 à la cathode, et c'est tout. Au bout d'un certain temps, les ions Cu2+ créés à l'anode migrent vers la cathode qui les attire, et ils se déchargent en formant du métal cuivre.
Le dépôt brunâtre que tu as obtenu sur la cathode est formé de cuivre pur. Il est plus ou moins brun, car le cuivre déposé se trouve souvent sous forme de poudre fine. Et tous les métaux en poudre fine paraissent noirs.

Mais, en tout cas, il ne se dépose pas d'aluminium à la cathode. Si jamais il s'en déposait, il serait immédiatement attaqué par l'acide sulfurique présent dans le bain, et transformé en ion Al3+ et dégagement de H2.

La solution est constituée d'acide sulfurique, contenant une certaine quantité de sulfate de cuivre CuSO4 (qui va tendre vers une valeur constante dans le temps, vu qu'il va peu à peu se former autant de ion Cu2+ à l'anode qu'il s'en détruit à la cathode)) et d'une quantité sans cesse croissante de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3

[invite89d7940f]

Moco, merci pour cette réponse rapide et précise. Mais il y a certainement une chose que je n'ai pas comprise dans tes explications :
Le cuivre ne réagit pas à froid avec de l'acide sulfurique à 37% ; OK, ce n'est donc pas par cette voie-là que le sulfate de cuivre se forme, mais plutôt grâce à l'électrolyse qui permet d'oxyder le cuivre en ions Cu²⁺ qui vont s'associer aux ions sulfates SO₄^2- ? En fait, pour être plus précis, je ne comprends pas pourquoi du sulfate de cuivre se forme simultanément à la réduction du cuivre à la cathode. Faut-il voir l'ion sulfate comme un "transporteur" des atomes de cuivre d'une électrode à l'autre ? C'est peut-être ça le principe même de l'électrolyse ? Mais je pensais que les atomes de cuivre s'oxydaient à l'anode pour passer sous forme d'ions Cu²⁺ dans la solution (sans s'associer à rien du tout) pour se réduire à la cathode en cuivre métal...
Dans ce cas, le meilleur moyen de supprimer tout le cuivre de ma solution, une fois mon alliage dissout est de poursuivre l'électrolyse (avec des électrodes en carbone, par exemple) ? Une fois tout le cuivre réduit, il ne devrait rester en solution que l'acide sulfurique et le sulfate d'aluminium. Et là, se pose à nouveau un problème... Comment "extraire" l'aluminium de la solution ?? Le but étant finalement de connaître la composition (approximative) de mon alliage...

[moco]

Je recopie ta dernière phrase qui est absolument et totalement exacte :

Mais je pensais que les atomes de cuivre s'oxydaient à l'anode pour passer sous forme d'ions Cu2+ dans la solution (sans s'associer à rien du tout) pour se réduire à la cathode en cuivre métal...

Le sulfate de cuivre se forme à partir de l'oxyde, de l'hydroxyde ou du carbonate de cuivre. Ces trois produits réagissent très facilement avec l'acide sulfurique qui les transforme en sulfate de cuivre.

Tu ne pourras jamais extraire l'aluminium de sa solution aqueuse, que ce soit par électrolyse ou par un autre procédé. Si on veut faire de l'aluminium, il faut travailler par électrolyse dans un liquide qui ne contient pas d'eau. Dans l'industrie, on le fait dans un liquide qui est de la cryolithe fondue à 960°C. Ce n'est pas une petite affaire.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite89d7940f]

Le sulfate de cuivre se forme à partir de l'oxyde, de l'hydroxyde ou du carbonate de cuivre. Ces trois produits réagissent très facilement avec l'acide sulfurique qui les transforme en sulfate de cuivre.

OK, mais en l'occurrence, il n'y a aucun oxyde, hydroxyde ou carbonate de cuivre dans mon alliage ; et combien même il y aurait une couche de carbonate de cuivre en surface (c'est le fameux "vert-de-gris", je crois), il ne serait pas en quantité suffisante pour faire une telle concentration de sulfate de cuivre dans la solution... Je suppose qu'il y a une autre voie par laquelle le sulfate de cuivre se forme, sinon, comment se formerait l'oxyde, l'hydroxyde ou le carbonate de cuivre ?

Concernant l'aluminium, c'est très fâcheux... J'ai lu sur de la documentation que les cupro-aluminium étaient souvent alliés à du nickel et du fer. En l'occurrence, mon alliage ne contient pas de fer car il ne réagit pas à l'aimant. Pour le nickel, je vais chercher un moyen de le mettre en valeur.

[Resartus]

Il y a un test chimique des ions nickel pas trop difficile en précipitant votre sel débarrassé du cuivre avec de la soude. L'hydroxyde d'aluminium est blanc, celui de nickel est verdatre. Mais s'il reste encore un peu de cuivre (bleu) cela peut être difficile à voir. Une autre solution est de mettre une solution très concentrée de soude. Les hydroxides d'aluminium et de nickel se redissolvent, celui de cuivre reste. En filtrant on élimine le cuivre, et en rediluant, on reprécipite alu et nickel

[Resartus]

Si le matériau n'est pas attiré par un aimant, ce n'est pas du nickel...

[invite89d7940f]

Si le matériau n'est pas attiré par un aimant, ce n'est pas du nickel...

roooh ! la honte ! comment j'ai pu oublier ça.... Du coup, ça simplifie énormément les choses, puisque d'après ma documentation, il s'agirait alors d'un alliage binaire Cu-Al. Je garde en mémoire le teste à la soude pour d'autres alliages dont j'ai un doute.

En revanche, pour l'histoire du sulfate de cuivre, j'ai beau tourner le problème dans tous les sens, je ne vois pas...

[Patzewiz]

Bonjour,

Un alliage contenant du fer ou du nickel n'est pas obligatoirement attiré par un aimant contrairement a du fer pur ou a du nickel pur. Certains aciers et les fontes en général bien que très riches en fer ne sont pas ferromagnétiques. Les conditions d'existence du ferromagnétisme dans un métal ou un alliage sont assez complexes et dépendent de la densité d'états au niveau de Fermi (critère de Stoner).

[invite89d7940f]

Bonjour,

Un alliage contenant du fer ou du nickel n'est pas obligatoirement attiré par un aimant contrairement a du fer pur ou a du nickel pur. Certains aciers et les fontes en général bien que très riches en fer ne sont pas ferromagnétiques. Les conditions d'existence du ferromagnétisme dans un métal ou un alliage sont assez complexes et dépendent de la densité d'états au niveau de Fermi (critère de Stoner).

C'est la raison pour laquelle il y a des "inox magnétiques" et d'autres "non magnétiques" ?
Donc après épuration du cuivre, le test à la soude ne sera pas inutile.