L'attaque d'un métal par un acide est un grand classique, c'est aussi l'une des réaction de base importante en chimie.
Nous avons souhaité remettre cette manipulation au gôut du jour en utilisant une source particulière amenant à la manipulation toutes ses caractéristiques intéressantes :

• coût raisonnable
• intérêt environnemental

Une manipulation assez simple dans la pratique et permettant de nombreuses utilisations est l’attaque d’une simple canette par l’acide chlorhydrique. Cette réaction permet d’utiliser des canettes qui auraient été abandonnées dans la nature. Les solutions et composés résultant des manipulations sont récupérables et utilisables dans d’autres contextes.

Le point de départ de notre manipulation sera l'utilisation de canettes. Le 

Les avantages de cette manipulation sont :

• Faible coût
• Facile à réaliser
• On peut faire le lien avec de nombreux concepts.
• La réaction produit de nouveaux réactis qui peuvent être stockés et utilisés plus tard.

Préparation

Les canettes sont recouvertes d’une pellicule de peinture. Il est nécessaire de les frotter avec une brosse de fer afin de mettre le métal à nu. Il peut rester un peu de peinture, l’essentiel est qu’il y aie une surface d’attaque entre l’acide et le métal.

La réaction

La réaction peu être plus ou moins violente (avec le temps de réaction) en fonction de la nature du métal et de la concentration en acide. L’acide que l’on trouve dans le commerce est à 25 %. Le diluer 4X pour attaquer une canette en aluminium semble raisonnable.

Pour éviter que la canette ne flotte, on peut au choix la lester ou la maintenir en solution avec un poids. Même si une fine couche de plastique est présente dans la canette, elle est fragile et risque donc de casser. Ce qui a été utilisé pour lester la canette se répend donc en solution. Si il s’agit d’eau, la solution finale sera fortement diluée et la vitesse de réaction impactée.

Après la réaction

Avec la consommation d’acide, la vitesse de réaction diminue. Afin d’épuiser l’acide, il est bon de prévoir un certain temps de repos laissant le temps à l’acide de complètement réagir … Une nuit ou mieux jusqu’au cours suivant.

La solution pendant la réaction a tendance à devenir grise à cause de petites particules métalliques et d’impuretés en solution. Laisser la solution reposer permet de laisser décanter ; la filtration en sera facilitée. Après repos, vous aurez un dépôt au fond du milieu réactionnel et des morceaux de peinture flottant.

Après filtration sur papier essuie tout par exemple, nous avons une solution totalement limpide de chlorure métallique qui peuvent être comparées et réutilisées … Ne les jetons pas !

1. Réactivité des métaux
   

   Les métaux réagissent avec les métaux en émettant du gaz. Il est possible de l’identifier à l’aide de l’aboiement caractéristique de l’hydrogène que l’on enflamme. On peut remarquer qu’au fil de la réaction, la production augmente car la réaction étant exothermique, la vitesse de réaction va augmenter. Une réaction très lente au début eut se transformer en 10 minutes en une réaction très active … voir trop … La dilution de l’acide nous met à l’abri de cela. Dehors en éloignant les élèves ou sous ventilation vigoureuse, on peut montrer la réaction avec l’acide concentré, la réaction produira énormément de gaz, de la mousse, débordera … On pourra alors parler des risques réactionnels domestiques.

   Les canettes existent en fer et en aluminium, ces deux métaux ne réagissent pas du tout de la même façon vis-à-vis de l’acide. Une comparaison des deux est intéressante. De part sa structure électronique lacunaire, l’aluminium aura une réactivité plus rapide.

   Cette réaction étant une rédox, on peut aussi l’utiliser pour présenter ces réactions.

    

2. Vitesse d’une réaction chimique
   

   La vitesse de réaction va augmenter jusqu’à atteindre un maximum puis décroître pour revenir à une vitesse très lente. On peut alors analyser les différentes phases :

   • au départ, les réactifs sont bien présents en quantité mais la température est faible, la vitesse sera donc faible.

   • En cours de réaction, le milieu réactionnel chauffe (car la réaction est exothermique), on a une nette augmentation de la vitesse, les réactifs étant toujours en grande quantité

   • La vitesse se stabilise puis diminue progressivement car la concentration de l’acide diminue au fur et à mesure de la réaction. La température va diminuer également en parallèle.

   • On retrouve au final une réactivité très lente car faute de réaction suffisante, le milieu réactionnel perd en énergie et la concentration en acide devient faible.

    

3. Thermodynamique d’une réaction
   

   On peut mesurer la température avec un thermomètre infrarouge en fonction du temps (toutes les 15 secondes par exemple), on aura ainsi une idée de l’évolution de la température. L'augmentation de température influencera la vitesse de la réaction puisqu'une augmentation de 10 degrés double la vitesse !

    

4. L’utilisation des solutions de chlorures
   

   Les solutions finales ne sont pas à jeter, on peut les utiliser …

•  Comparer les solutions
  La solution de chlorure ferrique sera orangée alors que celle de chlorure d’aluminium sera totalement transparente.
  

• Déterminer leur densité 

  En diluant l’acide 4x, on a tout de même un acide à 8 % … La solution résultant de l’attaque n’est plus une solution fortement diluée, elle a donc une densité supérieure à un. Plus l’acide sera concentré, plus la densité sera élevée. La mesure de la densité à l’aide d’un densimètre est facile.

• Précipiter les métaux
  

  Les métaux ne sont solubles qu’en milieu acide. Ainsi, en y ajoutant une solution d’hydroxyde alcalins, on précipite assez rapidement les métaux sous forme d’hydroxyde. De ce côté là le fer et l’aluminium ne réagissent pas du tout de la même façon. Si le fer reste précipité quelque soit le pH, l’hydroxyde d’aluminium entame une redissolution à partir d’un pH de 9 … Il y a formation d’un complexe à 4 ions hydroxyles.

• Déterminer la concentration par gravimétrie 

  Soit en récupérant le précipité précédent par filtration et en le séchant, soit en évaporant la solution. Il est alors possible de déterminer la masse de chlorure en solution et de la ramener au volume. La première façon de procéder est plus complexe qui qu’elle modifie la nature chimique des composés entre la solution initiale de chlorure et le précipité d’hydroxyde. Le passage par la réaction est intéressante. La seconde est juste un processus physique qui ne modifie pas la nature chimique des composés et est donc plus facilement abordable. 

  En terme de réutilisation, les chlorures sont évidemment plus faciles à réutiliser que les hydroxydes peu solubles.