[PDF] TP N° 8 de Chimie Spécialité : Production de lalumine matière

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TP N° 8 de Chimie Spécialité :

Production de l'alumine, matière première de l'industrie de l'aluminium Objectif : Extraire le dérivé d'aluminium présent dans la bauxite

I. La Bauxite, l'alumine et le métal aluminium

I.1) La bauxite, le minerai à partir duquel on extrait l'alumine

Les métaux ne se trouvent pas tous à l'état pur dans la nature. On les rencontre sous différentes formes et

combinés à d'autres éléments dans les minerais. L'aluminium est l'élément métallique le plus abondant au sein

de l'écorce terrestre (8%). Il se présente sous forme oxydée dans les argiles, les schistes et la bauxite.

La bauxite est le minerai le plus utilisé pour produire l'alumine Al 2 O 3 dont l'électrolyse à l'état fondu

permet d'obtenir l'aluminium. La bauxite, dont le nom vient du village des " Baux-de-Provence » où le français

Pierre Berthier découvrit ce minerai en 1821, contient 40 à 60 % en masse d'alumine sous forme hydraté (Al 2 O 3 , nH 2 O), mais aussi 10 à 20 % d'oxyde de fer (III) hydraté (Fe 2 O 3 , nH 2

O) et de la silice SiO

2

Les bauxites pauvres en silice sont les plus intéressantes pour les procédés d'exploitation actuels. En effet,

on perd une partie de l'aluminium en éliminant la silice. Ainsi, il faut 2,7 tonnes de bauxite française (50 %

d'oxyde d'aluminium, 7 % de silice) pour obtenir une tonne d'oxyde d'aluminium pur ; par contre, deux tonnes

de bauxite australienne suffisent (59 % d'oxyde d'aluminium et 1 % de silice seulement) pour obtenir la même

quantité d'aluminium pur.

En 2001, la production mondiale d'alumine atteint près de 34 millions de tonnes. L'implantation des usines

de production d'alumine est de plus en plus réalisée à proximité des gisements de bauxite. L'usine d'alumine la

plus importante dans le monde est située sur la côte Est de l'Australie, à Gladstone. Sa capacité de production

est de 3,6 millions de tonnes d'alumine par an (10 000 tonnes par jour).

On trouve parfois l'oxyde d'aluminium non hydraté, sous la forme stable, à un degré de pureté élevé, dans

la nature. C'est alors une pierre très dure (à peine moins dure que le diamant) : le corindon. De faibles

proportions d'impuretés métalliques colorent ces pierres : Topaze : couleur jaune, présence d'oxyde de nickel ; Rubis : couleur rouge, présence d'oxyde de chrome ; Saphir : couleur bleue, présence d'oxyde de fer(II) et de titane.

I.2) Métallurgie de l'aluminium

L'élaboration de l'aluminium, à partir de la bauxite, s'effectue en deux étapes distinctes. La première étape de la préparation de l'alumine Al 2 O3 est sa séparation des autres constituants du minerai. L'industrie utilise un procédé inventé en 1887 par Bayer. La manipulation proposée dans ce TP illustre la méthode mise en oeuvre dans l'industrie.

La seconde étape consiste à réaliser l'électrolyse de l'alumine en sel fondu qui donne le métal aluminium.

II. Tests préliminaires

II.1)

Précipitation des ions Al

3+ Dans un tube à essais contenant 2 mL de sulfate d'aluminium )SO3Al(2 2 (aq)4,3 (aq) ajouter quelques gouttes de soude)HO(Na (aq)(aq) et observer : à l'aide du papier pH déterminer le pH 2 d'apparition du précipité d'hydroxyde d'aluminium III : (s)3, Al(OH). Continuer l'addition de la solution de soude jusqu'à ce que la solution redevienne limpide. Ajouter alors goutte à goutte une solution d'acide chlorhydrique )ClO(H (aq)(aq)3 : à l'aide du papier pH déterminer le pH 3 de réapparition du précipité.

Soude )HO(Na

(aq)(aq)

à 2,5 mol·L

- 1 au goutte à goutte (incolore)

2,0 mL de sulfate d'aluminium

)SO3Al(2 2 (aq)4,3 (aq)

à 0,05 mol·L

- 1 incolore)

Acide chlorhydrique

)ClO(H (aq)(aq)3

à 3 mol·L

- 1 au goutte à goutte

1. Écrire l'équation de précipitation de l'hydroxyde d'aluminium (III) :

(s)3,

Al(OH) .

2. En présence d'un excès d'ions

(aq)

HO, il se forme l'ion

(aq)4 Al(OH), écrire l'équation de cette réaction.

3. Interpréter les observations faites lors de l'ajout de l'acide chlorhydrique.

4. Tracer un axe gradué de pH et placer les valeurs de pH

2 et pH 3 . Indiquer les domaines de prédominances des espèces de l'aluminium : 3 (aq) Al, (s)3,

Al(OH) et

(aq)4

Al(OH)

Remarque : à pH = 6 on récupère le maximum d'hydroxyde d'aluminium III : (s)3,

Al(OH)

II.2) Précipitation des ions Fe

3+ Dans un tube à essais contenant 2 mL de sulfate de fer (III) )SO3Fe(2 2 (aq)4,3 (aq) , ajouter quelques gouttes de solution de soude )HO(Na (aq)(aq) et observer : à l'aide du papier pH déterminer le pH 1 d'apparition du précipité d'hydroxyde de fer III : (s)3,

Fe(OH)

Séparer le mélange dans deux tubes à essai : - dans le premier tube ajouter un excès de soude. Le précipité disparaît-il ? dans le second tube, ajouter goutte à goutte avec précaution de l'acide chlorhydrique.

Le précipité disparaît-il ?

5. Écrire l'équation de la réaction de précipitation de l'hydroxyde de fer III :

(s)3,

Fe(OH)

6. Expliquer l'observation faite suite à l'ajout d'acide chlorhydrique.

7. Sur l'axe gradué de pH précédent, placer la valeur de pH

1 . Indiquer les domaines de prédominances des espèces du fer III : 3 (aq) Fe et (s)3,

Fe(OH)

II.3) Test caractéristique des ions Fe

3+ Dans un tube à essais contenant 2 mL de sulfate de fer orange) ; SO3Fe(2 2 (aq)4,3 (aq) ajouter quelques gouttes de solution de thiocyanate de potassium incolore);Lmol10 ,SCN(K 12 (aq)(aq) et observer. 8.

Le complexe formé est un ion de formule

2 (aq) Fe(SCN) de couleur rouge. Écrire l'équation de réaction. III. Séparation des dérivés de l'aluminium et du fer présents dans la bauxite Nous admettrons pour simplifier que la bauxite contient uniquement les espèces : (s)3,

Al(OH) et

(s)3,

Fe(OH) .

Placer environ 3g de poudre de minerai dans un bécher, y ajouter environ 25 mL de solution de soude à

2,5 mol·L

- 1 et, tout en agitant, chauffer au bain marie à environ 80°C ( = lixivation). Une partie seulement du solide se dissout. Mesurer le pH de la solution au papier pH.

Laisser reposer puis filtrer la solution encore chaude sur Büchner (attention : on veut récupérer le

filtrat, il faut veiller à ce que la fiole à vide soit propre). Noter la couleur du précipité et du filtrat.

9. Identifier le solide obtenu. Quelle espèce chimique se trouve dans le filtrat ?

10. Écrire l'équation de réaction qui se produit lors de l'attaque du minerai par la solution de soude.

Récupérer le filtrat dans un erlenmeyer et en réserver 1mL dans un tube à essais. Ajouter progressivement au filtrat une solution d'acide chlorhydrique à 3 mol·L - 1 jusqu'à ce que le pH de la solution soit voisin de pH = 6.

Noter la couleur du précipité obtenu.

11.

Quelle réaction a lieu lors de l'ajout de la solution d'acide chlorhydrique ? Ecrire l'équation.

12. Pourquoi faut-il s'arrêter à un pH voisin de 6 ?

Tester le filtrat mis de côté pour voir s'il reste encore des ions Fe 3+ . Conclure. 13. Lorsqu'on chauffe le précipité d'hydroxyde d'aluminium Al(OH) 3,(s) on obtient l'alumine Al 2 O 3 Écrire l'équation associée à cette transformation.

Soude )HO(Na

(aq)(aq)

à 2,5 mol·L

- 1 au goutte à goutte (incolore)

2,0 mL de sulfate de fer III

)SO3Fe(2 2 (aq)4,3 (aq)

à 0,05 mol·L

- 1 (orange)

Acide chlorhydrique

)ClO(H (aq)(aq)3

à 3 mol·L

- 1 au goutte à goutte

Soude )HO(Na

(aq)(aq)

à 2,5 mol·L

- 1 au goutte à goutte (incolore)quotesdbs_dbs26.pdfusesText_32

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