Dissolution de l'aluminium en solution basique

[invite1acbf888]

Bonjour,

Je réalise des expériences de dissolution d'aluminium. Les expériences marchent bien, mais j'aimerais comprendre la chimie qu'il y a derrière... et comme je ne suis pas chimiste (mais plutot physicienne...) c'est assez dur...)

Tout d'abord en milieu basique (NaOH et KOH):
je pensais avoir affaire à une réaction de type oxydo-réduction,en 3 étapes:
1. oxydation de l’aluminium (couple redox Al3+ / Al(s))
2. Formation du précipité d’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3
3. Dissolution de l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 en milieu basique ce qui donnerait en bilan Al + 4OH- → [Al(OH)4]- + 3e, (les 3e étant capté par Na+ ou K+...)
mais je viens de tomber sur le net sur l'equation :
2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2
Rien à voir... si ?
Alors réellement que se passe-t-il quand j'immerge mon aluminium dans une solution basique ?

Et en milieu acide ? est-ce simplement une equation d'oxydoréduction (avec les couple Al3+/Al et H3O+ / H2 H2O) ? peu importe alors l'acide utilisé..., non?
Industriellement, je me suis renseignée et les solutions de gravure de l'aluminium contiennent du HNO3 pour oxyder Al en Al2O3 et H3PO4 pour dissoudre Al2O3... Qu'en est-il ?

D'avance merci beaucoup !
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[moco]

Les deux équations que tu cites sont absolument équivalentes. Je les cite :
2 NaOH + 2 Al + 2 H₂O --> 2 NaAlO₂ + 3 H₂.
On peut écrire la même équation sous forme ionique :
2 OH^- + 2 Al + 2 H₂O --> 2 AlO₂^- + 3 H₂.
Mais on peut aussi écrire que le ion AlO₂^- fixe deux molécules d'eau et devient [Al(OH)₄]^-. L'équation ainsi transformée peut alors s'écrire :
2 OH^- + 2 Al + 6 H₂O --> 2 [Al(OH)₄]^- + 3 H₂.

En fait, personne ne sait si le ion aluminate a pour formule AlO₂^- ou [Al(OH)₄]^-.
Il existe à ce sujet deux écoles de chimistes :
- ceux qui pensent que l'aluminate est AlO₂^-, car sa structure correspond alors à la formule de Lewis : O=Al-O^-
- ceux qui pensent que l'aluminate est [Al(OH)₄]^-, car alors l'aluminium est entouré de 4 doublets, et qu'il satisfait alors à la règle de l'octet.
On n'arrive pas à satisfaire tout le monde. Pour trancher entre ces deux formules, il faudrait faire une analyse aux rayons X. Mais ce n'est pas possible, car ce ion aluminate n'existe qu'en solution.
Choisis donc la formule qui te plaît !

Ceci dit, ces diverses réactions peuvent toutes être considérées comme la somme d'une première réaction qui produit Al(OH)₃ et H₂, suivie d'une dissolution de Al(OH)₃ dans NaOH. Donc il se passe d'abord :
2 Al + 6 H₂O --> 2 Al(OH)₃ + 3 H₂
puis, selon les goûts, soit :
Al(OH)₃ + OH^- ---> [Al(OH)₄]^-
soit :
Al(OH)₃ + OH^- --> AlO₂^- + 2 H₂O

En milieu acide il se produit la réaction :
2 Al + 6 H⁺ --> 2 Al³⁺ + 3 H₂
que tu peux bien sûr aussi écrire, si tu préfères utiliser la formule H₃O⁺ à la place de H⁺ :
2 Al + 6 H₃O⁺ --> 2 Al³⁺ + 3 H₂ + 6 H₂O

[invite1acbf888]

Merci beaucoup pour cette réponse !
Je pense avoir à peu près tout compros pour ce qui est du milieu basique. Par contre en milieu acide...
La réaction telle que vous la proposez semble indifférente à l'acide utilisé. Or les solutions de gravures commerciales utilisent (entre autres !) du HNO3 pour oxyder Al et du H3PO4 pour dissoudre Al2O3...
Et là je n'arrive pas du tout à voir en terme d'équation ce que cela donne...

Encore merci !

[moco]

Tu dois faire erreur. L'acide nitrique n'attaque pas l'aluminium ! On transporte parfois l'acide nitrique dans des récipients en aluminium.
Quant à l'acide phosphorique, cela m'étonnerait qu'il dissolve Al₂O₃, car le phosphate d'aluminium est insoluble dans l'eau.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite61c21e86]

Or les solutions de gravures commerciales utilisent (entre autres !) du HNO3 pour oxyder Al et du H3PO4 pour dissoudre Al2O3...

Tu as verifie si ils n'appliquent pas un potentiel pour faire ca?

[Thrr-Gilag]

Je suis confus.

En dessous de pH=3, n'est-ce pas Al3+ qui existe, et donc une attaque de l'aluminium par n'importe quel acide ? (le couple H+/H2 étant plus oxydant que Al3+/Al, le couple NO3-/NO l'étant encore plus)

[invite0324077b]

il n'y a pas que le ph pour savoir si c'est attaqué ou pas : il y a la realité ! chaque matiere a ses propriétés plus ou moins surprenante

l'aluminium fait avec certain acide une belle couche d'oxyde tres solide : c'est ce qui lui permet de resister a certains acides

[invite61c21e86]

Il y a creation (tout le temps) d'une couche de passivation d'alumine (meme sur le rouleau que j'ai dans la cuisine) qui est tres stable chimiquement et tres fine (tellement fine qu'elle en est transparente).

Interesse-toi aux proprietes de lAl2O3 avant de l'Al metal.

[invite1acbf888]

Peut-être est-ce moi qui ai mal compris... il est écrit sur la fiche technique: "Typical Aluminium etchants contain mixtures of 1-5 % HNO3* (for Al oxidation), 65-75 % H3PO4* (to dissolve the Al2O3), 5-10%CH3COOH* (for wetting and buffering) and H2O dilution to define the etch rate at given temperature."
Et pour l'avoir fait, il n'y a pas de potentiel à appliquer pour que l'aluminium se dissolve...

[invite1acbf888]

Concernant l'oxydation de Al par HNO3, est-ce qu'on ne pourrait pas ecrire :
Al + NO3 - + 4H+ -> Al3+ + NO + 2H2O (j'ai vérifié les potentiels redox) ?

Mais après comment arrivé jusqu'à Al2O3 ?
ou autre chose de soluble, parce que peut-être que le H3PO4 ne sert qu'à dissoudre la couche de Al2O3 en surface (suivant quelle équation ? je cherche je cherche...)

[invite61c21e86]

ton Al2O3 n'est present qu'em surface, sur une couche tres fine.
La dissolution d'Al2O3 se fait un premier car cette couche est impermeable et protege l'Al de coeur.

[invite1acbf888]

Est-ce que alors j'ai le droit de dire que l'attaque de l'aluminium commence par la dissolution de la couche de Al2O3 par l'acide phosphorique suivant l'équation Al2O3 + 6H3PO4 -> 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
(j'ai trouvé cette equation sur le net, mais je suis incapable de juger si elle est correcte pour moi ou pas... merci de me dire...)

Et sait-on, ou comment peut-on savoir, si le Al(H2PO4)3 est soluble ?

[invite61c21e86]

Al₂O₃ + 2 H₃PO₄ ---> 2 AlPO₄ + 3 H₂O

[invite61c21e86]

un peu de lecture:

http://www.unilim.fr/theses/2002/sci...7/gauthier.pdf

[invite1acbf888]

un peu de lecture:

http://www.unilim.fr/theses/2002/sci...7/gauthier.pdf

Merci beaucoup !
Il y a là-dedans un chapitre II très intéressant...

[invite1acbf888]

Re bonjour à tous !

Encore une toute petite question, toujours à propos de la dissolution de l'aluminium en solution basique.
Voilà, j'ai fait un test : immersion d'une couche mince d'aluminium dans KOH, et la dissolution se passe vite et bien, mais.......
Il me reste une sorte de couche grisâtre, qui ne se dissout pas (même en laissant longtemps), fragile puisque le rinçage du substrat à la sortie du bain suffit à l'enlever... Qu'est-ce ????

Est-ce possible que ce soit la couche d'oxyde (Al2O3) forcément présente en surface ? Pourquoi alors n'est-elle pas attaqué par les OH-?
Ou alors est-ce autre chose...?

Merci !

[HarleyApril]

Non. Le résidu noirâtre est fait de silicium et de manganèse. En effet, l'aluminium du commerce n'est pas vraiment pur, sauf celui qu'on achète en spécifiant qu'on le désire pur. Mais les feuilles d'alu de ménage, par exemple, sont faites d'un alliage ayant environ 1% de manganèse et de silicium. L'aluminium réagit très vivement avec NaOH. Le silicium très peu et le manganèse pas du tout. C'est ce qui reste à la fin de ton opération.

merci moco !

[invite1acbf888]

Dans mon cas, ce n'est pas de l'aluminium du commerce que j'ai utilisé...
Je travaille dans un labo d'optique, et on dépose nous-mêmes des couches minces d'aluminium, à partir de matériau massif de grande pureté...
C'est pour ça que je m'attendais plus à un quelconque composé d'aluminium...

[Thrr-Gilag]

Certes, mais moco parlait d'un résidu noirâtre, alors que l'alumine est grisatre, ce qui correspond plutôt à ce dont parle marie.

Quand tu dis que tu dis qu'il te reste cette couche grisatre, c'est à quel niveau ? une agitation la fait disparaître ?

[invite1acbf888]

Quand tu dis que tu dis qu'il te reste cette couche grisatre, c'est à quel niveau ? une agitation la fait disparaître ?

En fait, il me reste cette couche grisâtre sur le substrat, (elle n'est présente que là ou il y avait de l'aluminium, on reconnait bien la forme des limites du dépôt). Elle ne se dissout pas, même en agitant, mais est relativement fragile, puisque le rinçage (nécessaire à la sortie du bain !) suffit à la faire disparaitre, empechant une observation plus approfondie...

Serait-ce possible qu'elle soit juste posée ? Comme si on avait gravé l'aluminium en dessous...?

[invite61c21e86]

gris fonce noir, c'est chelou.

L'alumine est claire, les precipites d'hydroxyde sont blancs.

y a quoi exactement dans ton bain?

[Thrr-Gilag]

et ton contenant est fait en quoi ?

[invite1acbf888]

Mon bain est constitué d'une solution basique : KOH - éthanol - eau, dans un petit récipient verre... voilà
Mais je ne pense pas que ca joue...

C'est plutôt une sorte de gris clair (vous dites que l'alumine est plutot clair... ?) Mouais...

[invite61c21e86]

blanc creme plutot l'alumine.

moi je pencherai pour un hydroxyde en fait.

[Thrr-Gilag]

Quel est le matériau sur lequel tu as fait ton électrodéposition d'Al ?

[invite1acbf888]

Ma monocouche d'alu est déposé sur un substrat silice classique. Mais honnêtement, je ne crois pas trop à ce genre d'explication... Je verrais plutot un composé d'aluminium, venant probablement de la surface (donc oxydé).

Quelle serait l'équation du Al2O3 en milieu basique ? Comment puis-je savoir si seulement ca réagit...?

[invite61c21e86]

tu extrait ton compose gris, tu le filtres, et tu le mets dans de l'eau distillee, et tu rajoutes de l'acide pour voir (tout doucement) si il disparait.

ca aidera au diagnostic!

a+

[invite1acbf888]

Le problème c'est que mon composé gris est présent en surface du substrat mais le seule fait de retirer le composant et de le rincer suffit à le faire disparaitre (je pense qu'il s'agit là d'action méca)
Donc je ne peux pas l'analyser plus...

[invite61c21e86]

arf, sinon ajoute directement de l'acide.

Pour mon ton truc est l'hydroxyde d'aluminium 3.

voila!

ou sinon, tu le sors, tu le mets dans un becher, avec un peu d'eau distillee (jusqu'a dissolution) un coup de papier pH, et voila.

bref!

[invite1acbf888]

Là, je n'ai pu de substrat à immerger, il va falloir attendre un peu pour pouvoir refaire la manip'. Mais bon la prochaine fois, j'essayerai ce que tu proposes Pera... Merci !

Sinon, mon aluminium est forcément recouvert d'une couche d'oxydation. Les ions OH- réagissent-ils avec Al2O3 ?