Les étapes de l’él aboration de l’aluminium Thème : Les matériaux Chap. 1 Cycle de vie des matériaux

TS spé – RP : Seconde étape de l’élaboration de l’aluminium 1 C. Grange-Reynas

Seconde étape de l’élaboration de l’aluminium :

la transformation de l’alumine en aluminium Mots-clefs : Elaboration

Contexte du sujet :

Les métaux sont des ressources qui existent en quantités limitées sur terre. Ils servent de matière

première dans l’industrie et l’accès aux nouveaux gisements est difficile. De ce fait, les métaux ont un

enjeu économique majeur.

D’où proviennent les métaux ? Comment les produit-on ?

Résolution de problème scientifique : Production d’ALUMINIUM par ÉLECTROLYSE de l’ALUMINE

La réduction électrolytique de l'aluminium est le procédé qui permet de fabriquer le métal

aluminium à partir de l'alumine extraite de la bauxite. Le procédé a été inventé simultanément par

Paul Héroult en France et Charles Martin Hall aux États-Unis en 1886, et il est couramment appelé

procédé Hall Héroult. Il permet la production de l'aluminium dit primaire, l'aluminium secondaire

étant issu du recyclage.

Il n’est pas possible de réduire l’alumine par des réducteurs industriels tels que le carbone, le

monoxyde de carbone ou le dihydrogène car l’aluminium est très réducteur. L’industrie fait appel à la

réduction à la cathode d’un électrolyseur, moyen très puissant de réduction.

Mais l’oxyde d’aluminium (III) ne peut pas être réduit en solution aqueuse car l’aluminium est plus

réducteur que l’eau et c’est cette dernière qui serait réduite au lieu de l’ion aluminium (III).

Par ailleurs, l'oxyde d'aluminium possède une température de fusion de 2045 °C. Pour abaisser cette température de fusion, on lui mélange de la cryolithe (fluorure double d’aluminium et de sodium =

Na3AlF6) fabriquée par action de l'hydroxyde de sodium sur l'acide fluorhydrique et l'oxyde

d'aluminum. L’oxyde d’aluminium (III) est difficilement fusible (qui peut fondre) comme toutes les

espèces à structure ionique (ions Al3+ et O2-). On s’en sert même comme revêtement réfractaire (température de fusion de 2 045°C).

Le procédé utilisé pour obtenir l'aluminium

primaire consiste à réduire par électrolyse

de l'alumine dissoute dans de la cryolithe

fondue à 1000 °C (densité 2,2), dans une

cuve garnie de carbone (la cathode). (Ce

mélange est beaucoup plus fusible que

l’alumine pure).

La cuve est traversée par un courant

électrique de haute intensité (100 kA) sous

une tension de 4,5V.

L'aluminium se dépose au fond de la cuve tandis que l'oxygène réagit avec le carbone des anodes pour

se dégager sous forme de CO2. Cette combustion du carbone oblige à remplacer régulièrement les

anodes.

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L’aluminium liquide obtenu (densité 2,35 à 1 000°C, température de fusion de 660°C) est

régulièrement prélevé par siphonage dans une poche, transporté sur un chariot à la fonderie, puis

déversé dans un four où se fait "la mise à titre": on ajoute d'autres métaux dans des proportions

précises, pour obtenir des alliages aux propriétés souhaitées.

Les cuves sont entièrement capotées afin de capter les gaz qui s'échappent du bain lors de

l'électrolyse (ces gaz contiennent notamment du fluor) et de les envoyer vers un dispositif

d'épuration.

Questions :

1. Rappeler ce qu’est une électrolyse

2. Quel est le rôle de la cryolithe ?

3. Établir l’équation de la réaction d’électrolyse (en indiquant l’état physique des différents

composés).

4. Faire un schéma simplifié du circuit électrique montrant la cuve, la position et le nom des

électrodes, l'électrolyte, le générateur, en précisant la polarité de ses bornes.

5. Nommer l’électrode où se forme l’aluminium, et préciser sa polarité.

6. Quelle masse d’alumine faut-il traiter pour obtenir 1 t d’aluminium ?

7. Calculer la consommation théorique d’anode en carbone par tonne d’aluminium produit. Comparer

cette valeur à la consommation réelle de 400 kg/ t d’Al.

8. La consommation électrique pour produire 1 tonne d’aluminium est 15.103 kWh. Exprimer cette

énergie en joule. Quelle doit être la durée de l’électrolyse pour produire une tonne d’aluminium

grâce à une seule cuve.

9. Justifier le fait que l’aluminium se dépose au fond des cuves.

Données:

La réaction de dissolution de l'alumine peut-être modélisée par l'équation chimique suivante :

Al2O3(s) = 2 Al 3+ + 3 O 2–

On admet que, dans cette phase, l'électrolyte, non aqueux, est constitué des ions suivants Al3+ et O2–.

Couples mis en jeu lors de l'électrolyse : Al 3+ / Al (s) ; O2 (g) / O 2–

Masse molaire en g/mol : M (Al) = 27,0 ; M (O) = 16,0 ; M (H) = 1,00

Définition de l'intensité I: I =Q / t où Q est la quantité d'électricité qui transite dans l'électrolyte durant la

durée t

Q = NA . e . n (e-) avec NA . e = 6,02.1023 x 1.6.10-19

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Questions : CORRECTION

1. Rappeler ce qu’est une électrolyse

L'électrolyse est une transformation forcée qui n'a lieu que si un générateur électrique fournit

une énergie suffisante pour que puissent se produire simultanément une oxydation à l'anode et

une réduction à la cathode.

Trois réactions peuvent se produire à l'anode (oxydation) :

l'oxydation des anions contenus dans la solution : Am+ -> A + m e-

l'oxydation des molécules d'eau : 2 H2O -> O2 + 4 H+ (aq) + 4 e-

l'oxydation du matériau constituant l'électrode : M -> Mn+ + n e-

Deux réactions peuvent se produire à la cathode :

la réduction des cations contenus dans la solution : Cp+ + p e- -> C

la réduction des molécules d'eau : 2 H2O + 2 e- -> H2 + 2 HO-

La connaissance de la nature des espèces formées permet de déterminer l'équation de la réaction

globale d'électrolyse.

Les quantités de matière formées aux électrodes sont proportionnelles à la quantité d'électricité qui

a traversé le circuit.

2. Quel est le rôle de la cryolithe ?

La cryolithe permet d’abaisser la température de fusion de l’alumine.

3. Établir l’équation de la réaction d’électrolyse (en indiquant l’état physique des différents

composés).

L’alumine Al2O3 est fondu donc passe à l’état liquide. Dans le bain électrolytique nagent entre autres des ions aluminum (Al3+) qui seront réduits ainsi que des ions oxyde (O2-) qui seront oxydés en atomes d'oxygène réagissant avec le carbone graphite pour former un mélange équimolaire de monoxyde et de

dioxyde de carbone. Couples mis en jeu lors de l'électrolyse : Al 3+ / Al (s) ; O2 (g) / O 2–

Ecriture des demi-équations rédox : ( Al3+ + 3 e- = Al ) x 4

( O2 + 4 e- = 2 O2- ) x 3

Equation bilan 4 Al3+ + 6 O2- 4 Al (s) + 3 O2 (g)

4. Faire un schéma simplifié du circuit électrique montrant la cuve, la position et le nom des

électrodes, l'électrolyte, le générateur, en précisant la polarité de ses bornes.

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5. Nommer l’électrode où se forme l’aluminium, et préciser sa polarité.

Les ions Al3+ sont réduits en atomes d’aluminium. La réduction a lieu à la cathode qui est reliée à la

borne négative du générateur.

6. Quelle masse d’alumine faut-il traiter pour obtenir 1 t d’aluminium ?

Tableau d’avancement :

4 Al3+ + 6 O2- 4 Al (s) + 3 O2(g)

Etat Avancement n Al3+ n O2- n Al n O2

Initial X = 0 ? 0 0

En cours X ? – 4 x 4 x 3 x

Final Xmax 0 0 4 Xmax 3 Xmax

Quantité de matière que l’on veut obtenir (1 t d’aluminium)

n (Al) = 𝑚 (𝐴𝑙 )

𝑀 (𝐴𝑙 ) =

1 𝑥 10 6

27 ,0 = 37 037,03704 mol

Le réactif limitant est l’ion aluminium donc 4 Xmax = 1 𝑥 10 6

27 ,0 donc Xmax =

1 𝑥 10 6

27 ,0 / 4 = 9 259 mol

n Al = n Al3+ = 37 037,03704 mol

Or la réaction de dissolution de l'alumine : Al2O3(s) = 2 Al 3+ + 3 O 2–

Donc n Al2O3(s) = n Al 3+ / 2 = 1 𝑥 10 6

27 ,0 / 2 = 18 518,51852 mol

M (Al2O3) = 2 x 27,0 + 3 x 16,0 = 102 g / mol

m (Al2O3) = n Al2O3 x M (Al2O3) = 1 𝑥 10 6

27 ,0 / 2 x 102 = 1 888 889 g soit 1,9 t d’alumine

7. Calculer la consommation théorique d’anode en carbone par tonne d’aluminium produit. Comparer

cette valeur à la consommation réelle de 400 kg/ t d’Al.

A l’anode : C + O2 CO2

n (O2) = 3 Xmax = 3 x 1 𝑥 10 6

27 ,0 / 4 = 27 778 mol

n (C) = n (O2) = 3 x 1 𝑥 10 6

27 ,0 / 4 = 27 778 mol

m (C) = n (C) x M (C) = 3 x 1 𝑥 10 6

27 ,0 / 4 x 12,0 = 333 333 g soit m (C) = 333 kg

En théorie, on trouve une consommation d’environ 333 kg / t d’Al, valeur légèrement inférieure mais

comparable à la valeur réelle.

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8. La consommation électrique pour produire 1 tonne d’aluminium est 15.103 kWh. Exprimer cette

énergie en joule. Quelle doit être la durée de l’électrolyse pour produire une tonne d’aluminium

grâce à une seule cuve.

On sait que 1 kWh = 3 600 000 J ( E = P x t = 1 000 x 3 600 = 3 600 000 J)

Donc E = 15.103 x 3 600 000 = 5,4 x 1010 J

On sait que I = Q / t donc t = Q / I avec I = 100 kA

Calcul de Q : Quantité d’électricité qui transite dans l’électrolyte

D’après l’équation bilan, 4 moles d’Al3+ se transforment en 4 moles d’Al, en échangeant 12 moles

d’électrons.

Donc pour produire 1 mole d’Al, 12 /4 = 3 moles d’électrons seront échangés

Donc pour produire 1 tonne d’aluminium c’est-à-dire 1 𝑥 10 6

27 ,0 = 37 037 mol d’Al, 37 037 x 3 = 111 111

électrons seront échangés.

Chaque mole d'électrons porte une charge égale à NA.e. (1 électron = 1,6.10-19 C)

Donc Q = 6,02.1023 x 1,6.10-19 x 111 111 = 96 320 x 1,1.1010 C

t = Q / I = 1,1.1010 / 100.103 = 107 022 s soit t = 107 022 / 3 600 = 29,7 h

9. Justifier le fait que l’aluminium se dépose au fond des cuves.

L’aluminium liquide a une densité de 2,35 alors que celle de la cryolithe est de 2,2 donc l’aluminium

fondu va se déposer au fond des cuves.