Chapitre Mat-8 : La combustion de certains

Troisième : La combustion de certains métaux (chapitre Mat-8)
Chapitre Mat-8 : La combustion de certains métaux
Dans quelles conditions les métaux peuvent-ils brûler ?
Activité documentaire : Les feux d’artifice
Un sifflement, une longue traînée d’étincelles jaune orangé, une explosion et un panache éclate dans la nuit : oh la
belle bleue ! Après une autre explosion, une gerbe de traînée rouge s’achève en une pluie d’étoiles blanches et
dorées. En tournant, une troisième bombe crache des éclairs blancs dans une grondement de tonnerre…
splendeur des feux d’artifices !
Depuis des siècles, ces spectacles sont de la plupart des grandes fêtes. Jusqu’à il y a une dizaine d’années, leur
conception et leur composition étaient surtout empirique ; on ignorait les phénomènes physiques qui engendrent
leur explosion multicolore et les divers effets qui les accompagnent. Grâce aux études récentes la pyrotechnie est
devenue une véritable science. Aujourd’hui encore, la propulsion et l’éclatement des fusées de feux d’artifices sont
assurés par l’une des plus ancienne composition pyrotechnique connue : la poudre noire. Celle-ci est apparue il y a
plus d’un millénaire, en Chine ; elle servait dans les canons, les pétards et les premiers missiles. Des combustibles
variés sont utilisés dans les mélanges pyrotechniques.
Les combustibles métalliques (aluminium, magnésium, titane,…) brûlent à très haute température en émettent une
ème
lumière intense ; depuis le XIX
siècle, ils améliorent l’aspect des explosions pyrotechniques.
— Questions —
(1) Quel est le composant de base des feux d’artifice ?
Le composant de base des feux d’artifice est la poudre noire.
(2) Qui est responsable de la couleu des feux d’artifice ?
Le responsable de la couleur des feux d’artifice est le combustible métallique (aluminium,
magnésium, titane,…).
(3) Sous quelle forme doit se trouver l’agent responsable de la couleur pour être utilisé dans les feux d’artifice ?
L’agent responsable de la couleur des feux d’artifice doit se trouver sous forme de poudre, il s’agit
de métal solide pulvérulant.
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I- LA COMBUSTION DU FER
1. Influence de l’état de division du métal sur la combustion
Visionnage de la séquence vidéo : Combustion du fer dans le dioxygène
Un fil de fer placé dans la flamme du bec Bunsen ne brûle pas (il peut fondre). En revanche, de la poudre de fer projetée dans
la flamme brûle vivement en produisant des étincelles.
Le fil de fer est constitué de fer à l’état compact. Il ne peut pas brûler malgré la température élevée de la flamme (600°C). En
revanche, le fer en poudre est constitué de petits grains. Il est à l’état divisé. Ce métal peut alors brûler dans l’air quand on le
porte à haute température.
A l’état compact, la plupart des métaux ne brûlent pas dans l’air. Toutefois, à l’état divisé sous forme de poudre, ces
mêmes métaux brûlent dans la flamme d’un bec Bunsen.
2. Etude de la combustion du fer
---- Aspect du fer ---gris
---- Aspect du fer ---noir avec des petites boules noires
collées dessus
---- Masse de fer ---m1 = 153g
---- Masse de fer ---m2 = 154g
Au cours de la combustion du fer dans l’air, on constate que des corps disparaissent (fer et dioxygène) tandis qu’un corps se
forme (oxyde de fer). La masse détectée par la balance augmente au cours de la réaction, car le dioxygène de l’air se combine
avec le fer pour donner un oxyde de fer qui se ‘colle’ sur la paille de fer.
La combustion du fer est une réaction chimique qui dégage de la chaleur : elle est exoénergétique.
Réalisons le bilan de la réaction chimique de combustion du fer dans l’air.
Réactifs
Produits
Bilan
fer
+ dioxygène →
Oxyde ferrique
Squelette
Fe
+
O2
Fe3O4
→
Atome O
0
4
2×
×2 = 4
Atome Fe
0
3
1×
×3 = 3
Equation
3 Fe
+
2 O2
Fe3O4
→
bilan
La combustion du fer dans l’air est une réaction chimique dont l’un des réactifs est le dioxygène, on parle de réaction
d’oxydation du fer.
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II- LA COMBUSTION D’AUTRES METAUX DANS L’AIR
1. Expériences de combustion
On projette de la poudre métallique (cuivre, zinc et aluminium) dans la flamme d’un bec
Bunsen, et on observe ce qui se passe.
(a) Combustion de la poudre de cuivre
Au cours de cette combustion, du cuivre (Cu) et du dioxygène (O2) disparaissent tandis que de l’oxyde cuivrique (CuO) se
forme : on observe la formation d’une poudre noire et la flamme se teinte en vert.
Réactifs
Produits
Bilan
Cuivre
+ dioxygène →
Oxyde cuivrique
Squelette
Cu
+
O2
CuO
→
Atome O
0
2
1×
×2 = 2
Atome Cu
0
1×
×2 = 2
1×
×2 = 2
Equation
bilan
2 Cu
+
O2
→
2 CuO
(b) Combustion de la poudre de zinc
Au cours de cette combustion, de zinc (Zn) et du dioxygène (O2) disparaissent tandis que de l’oxyde de zinc (ZnO) se forme :
on observe la formation d’une poudre blanche et la flamme se teinte en blanc.
Réactifs
Produits
Bilan
Zinc
+ dioxygène →
Oxyde de zinc
Squelette
Zn
+
O2
ZnO
→
Atome O
0
2
1×
×2 = 2
Atome Zn
0
1×
×2 = 2
1×
×2 = 2
Equation
bilan
2 Al
+
O2
→
2 ZnO
(c) Combustion de la poudre d’aluminium
Au cours de cette combustion, de l’aluminium (Al) et du dioxygène (O2) disparaissent tandis que de l’alumine (Al2O3) se
forme : on observe la formation d’une poudre blanche et la flamme se teinte en jaune.
Réactifs
Produits
Bilan
Aluminium + dioxygène →
Alumine
Squelette
Al
+
O2
Al2O3
→
Atome O
0
2×
×3 = 6
3×
×2 = 6
Atome Al
0
1×
×4 = 4
2×
×2 = 4
Equation
bilan
4 Al
+
3 O2
→
2 Al2O3
Au cours des combustions (et comme pour chaque réaction chimique), il y a conservation des atomes et conservation de
la masse (application de la loi de conservation de A.-L. de LAVOISIER).
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2. Utilisation de ces réactions
(a) Les feux d’artifices ou pyrotechnie
Ces propriétés de combustion des poudres métalliques sont
utilisées pour réaliser des feux d’artifices.
En effet à chaque poudre métallique correspond une couleur lors
de la combustion.
Compléments d’informations en consultant les sites :
Portail des artificiers, et pyrotechniciens :
http://www.pyrotechnie.com/index.php
Portail français sur les feux d’artifice et la pyrotechnie :
http://www.pyrotechnie.org
Les photographies des feux d’artifice sont issus du site www.pyrotechnie.org
(b) Les flash utilisés en photographie
Le flash est généralement utilisé pour illuminer une scène trop sombre ou pour saisir correctement des
mouvements rapides. Le flash peut aussi être utilisé en extérieur comme éclairage d'appoint pour adoucir
les ombres, par exemple dans le cas d'un sujet en contre-jour. C'est la technique du fill-in.
Les premiers flashs utilisaient de la poudre de magnésium qui était brûlée. Ce procédé était très
dangereux car le magnésium est très inflamable, de plus, comme le déclenchement du flash se fait
manuellement, il arrivait qu'il ne se fasse pas au bon moment (trop tôt ou trop tard).
C'est pour cela que les flash bulbs ont été inventés. Ce sont des ampoules contenant une atmosphère riche
en oxygène dans laquelle il y a un filamant de magnésium. Le magnésium s'enflamme sous l'action d'un
courant électrique le parcourant. Les flash bulbs étaient à usage unique.
Une pemière évolution des flash bulbs fut le flash-cube qui comportait quatre ampoules de petite taille sur
les quatre faces d'un cube, lequel pivotait de 90° à chaque prise de vue.
Vers le milieu des années 1960, le flash électronique a supplanté définitivement les ampoules au
magnésium. Il fonctionne sur le principe de la lampe à décharge.
Informations obtenues à l’adresse : http://th05acc0172.swisswebaward.ch/inhalt.php?mode=single&id=7&lang=f (site dédié à
la photographie en noir et blanc)
(c) La soudure des rails ou aluminothermie
On place un mélange de poudres d’aluminium et d’oxyde ferrique dans un creuset disposé au-dessus de l’espace laissé libre
entre les rails à souder. A l’aide d’un ruban de magnésium que l’on enflamme, on déclenche une réaction chimique entre
l’aluminium et l’oxyde ferrique : il se forme de l’alumine et du fer.
L’importante quantité de chaleur dégagée par cette réaction chimique fait fondre
le fer obtenu. Ce fer, liquide, coule entre les rails qu’il soude en se solidifiant.
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