Combustion des métaux
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Combustion des métaux I. Les métaux peuvent-ils brûler ? Aluminium (Al) : Métal blanc, brillant, léger, malléable, bon conducteur d’électricité, très abondant dans la nature. Minerai principal: la bauxite. Point de fusion :660°C Cuivre (Cu) : Métal rouge brun, très malléable et ductile, bon conducteur. Se trouve sous forme native ou dans de nombreux minerais: chalcosine, chalcopyrite, malachite. Point de fusion : 1083°C Fer (Fe) : Métal ductile, malléable et magnétique. Principaux minerais de fer: hématite, magnétite, limonite. Point de fusion : 1535°C Historiquement, l'âge du fer se situe entre -1000 et -100 avant JC Zinc (Zn): Métal blanc bleuâtre, peu tenace, résistant à la corrosion, utilisé pour recouvrir les toitures et dans de nombreux alliages (laiton, maillechort). Minerai principal: la blende. Point de fusion : 420°C a) Rappel : Au cours d’une réaction chimique, des corps qui disparaissent , les réactifs, et d’autres se forment, les produits Les changements d’état et les dissolutions ne sont pas des réactions chimiques b) combustion des métaux dans l’air chaud Schéma Poudre Fer Aspect de la poudre avant l’expérience .............................. Flamme blanche Observations : Aspect de la poudre après l’expérience grisatre Aluminium Cuivre Zinc .............................. Flamme blanche .............................. Flamme verte .............................. Flamme blanche blanche noir blanche Définition : Une combustion est une réaction exoénergétique (qui dégage de l’énergie), c’est également une oxydation (à chaud). Une combustion est une réaction chimique qui produit de la chaleur et parfois de la lumière . elle nécessite la présence de deux réactifs un combustible et un comburant (le plus souvent du dioxygène). Un métal peut brûler dans l’air à condition qu’il soit à l’état divisé (en poudre), on observe alors des flammes colorées (utilisation : feux d’artifice). Le dioxygène de l’air est indispensable. Les poudres obtenues sont des oxydes métalliques. b) combustion des métaux dans le dioxygène schéma expérience Observation L’oxydation du fer à l’état compact nécessite du dioygène pur et une forte élévation de température. Il se forme un solide grisatre : l’oxyde ferrique II. Bilan des réactions de combustions des métaux les réactifs et les produits Réactifs Produits Oxydation du fer Oxydation de l’aluminium Oxydation du zinc Oxydation du cuivre Bilan littéral de ces réactions La combustion d’un métal est une réaction chimique, c’est une oxydation car un des réactifs est le dioxygène. Le bilan est : Métal + dioxygène oxyde métallique Réactifs produit III. Oxydation du fer : .................... + ...................... .......................... Oxydation de l’aluminium : .................... + ...................... .......................... Oxydation du zinc : .................... + ...................... .......................... Oxydation du cuivre : .................... + ...................... .......................... Equations-bilans Les atomes des réactifs se réarrangent pour donner les produits Lors d’une réaction chimique, il y a conservation de la masse et conservation des atomes. Conservation de la masse : la masse des réactifs est égale à la masse des produits formés. (exp ?) Conservation des atomes : le nombre d’atomes de chaque type est le même avant et après la réaction chimique. 1 - Équation-bilan de l’oxydation du fer. Réactifs Produits Noms .................... + .................... ......................................... Equation-bilan ................... + ..................... .......................................... 2 - Équations-bilans des oxydations des autres métaux. Oxydation de l’aluminium : .................... + ...................... .......................... Oxydation du zinc : .................... + ...................... .......................... Oxydation du cuivre : .................... + ...................... .......................... Pour aller plus loin : Suivant les conditions dans lesquelles se fait la réaction d’oxydation du fer, on peut obtenir d’autres oxydes. L’oxyde de fer II de formule : L’oxyde de fer III de formule Ecrire les équations-bilans correspondant à la formation de ces oxydes :
