L'Aluminium

Données :

Energie d'ionisation de l'atome d'Hydrogène : E0 = 2,176 10-18 J

Nombre d'Avogadro : N = 6,022 1023

Vitesse de la lumière : C = 3 108 ms-1

Charge de l'électron e = 1,6 10-19 C

Masse du proton : mp = 1,00724 u.m.a

Masse du neutron : mn = 1,00866 u.m.a

Pour l'aluminium : Z = 13 - M = 26,98 g.mol-1

Potentiels normaux d'oxydoréduction :

HNO3 / NO E0 = 0,96 V

Rappel : Constantes d'écran de Slater

1s

0,3

                    

2s 2p

0,85

0,35

                  

3s 3p

1

0,85

0,35

                

3d

1

1

1

0,35

              

4s 4p

1

1

0,85

0,85

0,35

            

4d

1

1

1

1

1

0,35

          

4f

1

1

1

1

1

1

0,35

        

5s 5p

1

1

1

1

0,85

0,85

0,85

0,35

      

5d

1

1

1

1

1

1

1

1

0,35

    

5f

1

1

1

1

1

1

1

1

1

0,35

  

6s 6p

1

1

1

1

1

1

1

0,85

0,85

0,85

0,35
 

1s

2s 2p

3s 3p

3d

4s 4p

4d

4f

5s 5p

5d

5f

6s 6p

Partie A : L'atome d'Aluminium

  1.  
  2. Donner la configuration électronique de l'aluminium.
  3. Z = 13 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
  4. Cet élément ne possède qu'un seul isotope stable préciser sa nature (nombre de protons et de neutrons)
  5. M = 26,98 g.mol-1 è A = 27 soit 13 protons et 14 neutrons
  6. Calculer son énergie de cohésion en MeV puis en MeV/nucléon
  7. Dm = m"théorique" - m"réelle"

    m"théorique" = Z mp + N mn = 13 * 1,00724 + 14 * 1,00866 = 27,215 u.m.a

    m"réelle" = 26,98 u.m.a

    Dm = 0,235 u.m.a = 0,235 / N = 3,908 10-25 g = 3,908 10-28 Kg

    E = Dm C2 = 3,908 10-28 * 9 1016 = 3,5175 10-11 J = 219,8 MeV = 8,14 MeV/nucléon

  8. Il possède 4 isotopes instables 25Al ; 26Al ; 28Al et 29Al. Pour chacun de ces isotopes préciser s'il s'agit d'un émetteur a, b+ ou b- et écrire la réaction nucléaire correspondante.
  9. 25Al : 13 protons et 12 neutrons : Manque de neutrons par rapport à l'isotope stable, pourra se stabiliser en transformant 1 proton en neutron, c'est à dire en éjectant de l'électricité positive, c'est donc un émetteur de type b+

    26Al : 13 protons et 13 neutrons : Manque de neutrons par rapport à l'isotope stable, pourra se stabiliser en transformant 1 proton en neutron, c'est à dire en éjectant de l'électricité positive, c'est donc un émetteur de type b+

    25Al : 13 protons et 12 neutrons : Manque de neutrons par rapport à l'isotope stable, pourra se stabiliser en transformant 1 proton en neutron, c'est à dire en éjectant de l'électricité positive, c'est donc un émetteur de type b+

    28Al : 13 protons et 15 neutrons : Excés de neutrons par rapport à l'isotope stable, pourra se stabiliser en transformant 1 neutron en proton, c'est à dire en éjectant de l'électricité négative, c'est donc un émetteur de type b-.

    29Al : 13 protons et 16 neutrons : Excés de neutrons par rapport à l'isotope stable, pourra se stabiliser en transformant 1 neutron en proton, c'est à dire en éjectant de l'électricité négative, c'est donc un émetteur de type b-.

     Par utilisation des règles de Slater

    5-1) Calculer la charge nucléaire effective Z* pour un de ses électrons de valence.

    1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

    Z* = 13 - 2*0,35 - 8*0,85 - 2 = 3,5

    5-2) Evaluer son énergie de première ionisation

    E.I H = 2,176 10-18 J = 13,6 eV

    E Al = 2 E1 + 8 E2 + 3 E3

    E Al+ = 2 E1 + 8 E2 + 2 E'3

    E.I.1 = E Al+ - E Al = 2 E'3 - 3 E3

    E3 = -13,6 * 3,52 / 9 = - 18,51 eV

    Z* Al+ = Z*Al + 0,35 = 3,85

    E'3 = -13,6 * 3,852 / 9 = - 22,40 eV

    E.I.1 = 2 E'3 - 3 E3 = 10,7 eV

    5-3) La valeur expérimentale de cette énergie de première ionisation est de 6,0 eV. Comparez à la valeur calculée et justifier l'écart observé.

    La valeur calculée est nettement plus élevée que la valeur expérimentale.

    Cela est dû a la très grande facilité avec laquelle Al perd un électron pour donner Al+.

    Si on compare les schémas de Lewis de Al et Al+, on constate que Al+ présente une structure particulièrement stable : 1s2 2s2 2p6 3s2 ne comportant que des couches ou sous couches totalement remplies.

    Cette structure stable explique l'énergie d'ionisation "anormalement" faible de Al.

  10. L'aluminium métallique cristallise dans le système cubique à face centrée.
  11. On rappelle que dans ce système on trouve un atome à chaque sommet du cube et un atome au centre de chaque face du cube.

    6-1) Dessiner la maille correspondante.

    6-2) La masse volumique de l'aluminium est de 2,7 g.cm-3

    6-2-a) Commentez cette valeur.

    Cette valeur est très faible, l'Aluminium est un métal très léger, cette légèreté permet son utilisation en aéronautique.

     6-2-b) Quelle valeur peut on déduire pour le rayon de l'atome d'aluminium ?

    La tangences des sphères (voir figure) se faisant selon la diagonale des faces on a :

    4 R = a Ö 2 soit R = a Ö 2 / 4 = 0,3536 a

    Si on détermine le paramètre de la maille a, on pourra déterminer le rayon atomique de l'aluminium.

    Détermination de a :

    r = M / V = 2,7 g.cm-3

    On voit que une maille contient 4 atomes.

    En effet :

    * les atomes situés aux sommets appartiennent simultanément à 8 mailles différentes soit 8 * 1/8 = 1 atome par maille.

    * les atomes situés aux centres des faces appartiennent simultanément à 2 mailles différentes soit 6 * 1/2 = 3 atome par maille.

    Au total on a donc bien 3 + 1 = 4 atomes par mailles.

    Soit une masse de 26,98 / N = 4,48 10-23 g.

    Le volume de la maille est V = a3

    r = M / V è V = M / r è a3 = 4,48 10-23 / 2,7 = 1,66 10-23 cm3

    a = 2,55 10-8 cm = 2,55 10-10 m = 2,55 A°

    Soit R = 0,3536 a = 0,90 A°

    6-4) Le rayon ionique de l'aluminium est de 0,51 pm.

    6-4-a) Quelle est la nature de l'ion en question ? Al3+

    6-4-b) Justifiez que cet ion soit le plus stable de l'Aluminium.

    Al3+ : 1s2 2s2 2p6 : même configuration que l'Hélium donc très stable

    6-4-c) Justifiez le fait que le rayon ionique de Al soit très nettement inférieur à son rayon métallique.

    Le rayon atomique est sensiblement proportionnel au n2/Z*

    Quand on passe de Al à Al3+ n diminue et Z* augmente : R diminue donc très sensiblement.

  12. Métallurgie de l'aluminium

7-1 : Quel est le nom du minerais d'aluminium ?

Le minerai d'aluminium est la bauxite. Il s'agit essentiellement d'oxyde d'aluminium hydraté Al2O3.

7-2 : Décrire très succinctement le procédé d'élaboration du métal aluminium à partir de son minerais.

La bauxite est purifiée et transformée en alumine pure Al2O3. L'alumine est ensuite fondue en présence de cryolithe Na3AlF6. On procède alors à une électrolyse du mélange fondu pour obtenir l'aluminium métallique

 

Partie B : Le chlorure d'Aluminium

A l'état solide, ce composé est simplement de type ionique.

B-1 : Quelle est alors sa formule chimique ? Al3+ ; 3 Cl-

A l'état gazeux ou liquide à haute température, on obtient un composé de même formule mais de type covalent.

 

B-2 : Donner son schéma de Lewis moléculaire et prévoir sa géométrie.

 

Ce composé est un acide de Lewis très utilisé comme catalyseur en chimie organique lors de la réaction de Friedel et Craft.

B-3 : Rappeler le mécanisme de cette réaction en précisant le rôle du catalyseur.

Grâce à sa case quantique vide Al (acide de lewis) peut former une liaison de coordination avec une base de Lewis possédant un doublet libre. Par exemple un ion Cl- pour donner AlCl4-. AlCl3 pourra donc réagir avec un composé halogéné pour donner AlCl4- et un carbocation. Le carbocation réagira ensuite sur le noyau aromatique pour donner une addition électrophyle.

Le proton libéré réagit ensuite avec AlCl4- pour donner HCl et régénérer le catalyseur.

RCl + AlCl3 = R+ + AlCl4-

R+ + C6H6 = R-C6H5 + H+

H+ + AlCl4- = AlCl3 + HCl

Bilan : RCl + C6H6 = R-C6H5 + HCl

A l'état liquide à basse température on obtient un composé moléculaire de formule brute Al2Cl6 dans lequel des atomes de chlore sont liés simultanément à deux atomes d'aluminium.

B-4 : Justifiez simplement la formation de cette structure et précisez sa géométrie par une représentation spatiale.

 

Partie C : Propriétés des solutions aqueuses de l'ion Aluminium III

C-1) L'ion alluminium (III) existe en solution aqueuse sous forme d'ion complexe de formule [ Al(H2O)6]3+ ce cation est un acide de Bronsted de pKa = 5.

Le couple acidobasique est : [ Al(H2O)6]3+ / [ AlOH(H2O)5]2+

Donner le nom des deux complexes

[ Al(H2O)6]3+ : cation hexa-aqua aluminium (III)

[ AlOH(H2O)5]2+ : cation hydroxy penta-aqua aluminium (III)

Calculer le pH d'une solution 10-3 mol.L-1 d'ion Al3+

[Al(H2O)6]3+ + H2O = [ AlOH(H2O)5]2+ + H3O+

Ka = [ AlOH(H2O)52+] [H3O+] / [Al(H2O)63+]

Couple acido-basique classique qu'on écrira plus simplement :

AH + H2O = A- + H3O+

Ka = [A-] [H3O+] / [AH]

Electroneutralité : [A-] + [OH-] = [H3O+] è [A-] = [H3O+] - [OH-]

Conservation de la matière : [A-] + [AH] = C è [AH] = C - [A-] = C - [H3O+] + [OH-]

 

Ka = = { [H3O+] - [OH-] } [H3O+] / { C - [H3O+] + [OH-] }

pKa = 5 et pC = 3 : pC < pKa -1

On peut négliger la présence des ions OH- et A-.

[A-] = [H3O+] - [OH-] è [A-] » [H3O+]

[AH] = C - [A-] è [AH] » C

Ka » = [H3O+]2 / C

[H3O+]2 /» = Ka C

pH = 1/2 (pKa + pC)

pH = 0,5 * (5+3) = 4

Remarque :

La résolution exacte sans approximations conduit à 4,02 < pH < 4,03

Calculer le pH d'une solution 10-5 mol.L-1 d'ion Al3+

pKa = 5 et pC = 5 : pC = pKa

On ne peut plus négliger la présence de A-.

Ka » [H3O+]2 / ( C - [H3O+] )

Ka » h2 / ( C - h )

Ka ( C - h ) » h2

Ka C - Ka h » h2

h2 + Ka h - Ka C = 0

D = Ka2 + 4 Ka C

h = [ -Ka + Ö { Ka2 + 4 Ka C} ] / 2

h = [ -10-5 + Ö { 10-10 + 4 10-10} ] / 2

h = [ -10-5 + Ö { 5 10-10} ] / 2 = 6,18 10-6 mol.L-1

pH = -log h = 5,21

Remarque :

La résolution exacte sans approximations conduit à 5,20 < pH < 5,21

C-2) On considère maintenant simplement l'ion Al3+(aq), sans plus tenir compte de l'équilibre précédant. On donne les équilibres suivants :

Al(OH)3(s) = Al3+ (aq) + 3 OH- (aq) (Constante d'équilibre Ks)

Al(OH)4- (aq)= Al3+ (aq) + 4 OH-(aq) (Constante d'équilibre Kd)

C-2-a : Exprimer la "solubilité totale" (concentration totale des espèces solubles) de Al(III) en fonction des concentrations de Al3+ et Al(OH)4-

s = [Al3+] + [Al(OH)4-]

C-2-b : Exprimer la "solubilité totale" (concentration totale des espèces solubles) de Al(III) en fonction de la concentration de l'ion OH-, de Ks , Kd (pour une solution en présence de Al(OH)3(s)).

Présence de Al(OH)3 (s) : Ks = [Al3+] [OH-]3 è [Al3+] = Ks / [OH-]3

Présence de Al(OH)4- : Kd = [Al3+] [OH-]4 / [Al(OH)4-]

[Al(OH)4-]= [Al3+] [OH-]4 / Kd

[Al(OH)4-]= Ks [OH-] / Kd

s = [Al3+] + [Al(OH)4-]

s = ( Ks / [OH-]3) + (Ks [OH-] / Kd )

C-2-c : Montrer que cette expression peut se simplifier en négligeant une des deux espèces solubles par rapport à l'autre.

s = [Al3+] + [Al(OH)4-]

En milieu "Acide" : [Al3+] >>> [Al(OH)4-] è s » [Al3+] = Ks / [OH-]3

En milieu "basique" : [Al3+] <<< [Al(OH)4-] è s » [Al(OH)4-] = Ks [OH-] / Kd

C-2-d : Exprimer ps = -log (s) en fonction de la concentration de pH, de pKs et de pKd

En milieu "Acide" : s » Ks / [OH-]3

log s = log Ks - 3 log [OH-]

-log s = -log Ks + 3 log [OH-]

ps = pKs - 3 pOH

ps = pKs - 3 (14 - pH)

ps = pKs - 42 + 3 pH

En milieu "basique" : s = Ks [OH-] / Kd

log s = log Ks + log [OH-] - log Kd

-log s = -log Ks - log [OH-] + log Kd

ps = pKs + pOH - p Kd

ps = pKs + 14 - pH - pKd

 

C-2-e : On donne la solubilité totale de Al(III) et son cologarithme décimal en fonction du pH : Tracer la courbe ps = f (pH) et en déduire les valeurs de pKs et pKd

pH

s

p s

4

1,00E-03

3,00

4,5

3,17E-05

4,50

5

1,10E-06

6

5,5

3,48E-07

6,5

6

1,00E-06

6,00

6,5

3,16E-06

5,50

7

1,00E-05

5,00

7,5

3,16E-05

4,50

 

 

En milieu acide : ps = pKs - 42 + 3 pH

On obtient une droite de pente p = 3 et d'ordonnée à l'origine O = pKs - 42

Il suffit donc de calculer O pour en déduire pKs.

On trouve O = -9 soit pKs = 33

 

En milieu "basique" : ps = pKs + 14 - pH - pKd

On obtient une droite de pente p = -1 et d'ordonnée à l'origine

O = pKs + 14 - pKd

Il suffit donc de calculer O pour en déduire pKd.

On trouve O = 12 soit pKd = 33 + 14 - 12 = 35

 

C-2-f : Pour quel pH la solubilité de l'ion Al(III) est-elle minimale ? Estimez cette solubilité minimale.

Les deux droites se coupent au point correspondant à la solubilité minimale.

Il suffit de calculer les coordonnées de ce point d'intersection.

-9 + 3 pH = 12 - pH

4 pH = 21

pH = 5,25

ps = -9 + 3*5.25 = 12 - 5,25 = 6,75

s = 1,8 10-7 mol.L-1

 

C-2-g: Décrire un test de reconnaissance de l'ion Aluminium (III) couramment utilisé et basé sur cette solubilité en fonction du pH.

On introduit un peu de solution de l'ion Al3+ dans un tube à essai. On verse goutte à goutte une solution diluée de soude.

On observe la formation d'un précipité blanc gélatineux de Al(OH)3. Le précipité se redissous si on verse la soude en excès.

On peut utiliser une solution de soude plus concentrée pour faciliter la redissolution du précipité et éviter ainsi d'avoir un volume trop grand à ajouter.

C-2-h : Citez un autre ion présentant le même phénomène de précipitation puis redissolution quand le pH augmente.

L'ion Zn2+ présente le même phénomène de précipitation sous forme Zn(OH)2 puis redissolution sous forme de l'ion complexe Zn(OH)42-.

 

 

 

 

Partie D : Oxydo-réduction

On donne le diagramme potentiel-pH de l'aluminium pour une concentration de tracé de 10-3 mol.L-1.

Les espèces retenues pour l'étude sont : Al - Al3+ - Al(OH)3 et Al(OH)4-

 D-1 : Placer ces espèces sur le diagramme.

Voir figure

D-2 : A partir du diagramme déterminer :

D-2-a : la valeur de pKs

On voit que le pH de début de précipitation de Al(OH)3 est de pH = 4 soit pOH = 10 et [OH-] = 10-10 mol.L-1

Ks = [Al3+] [OH-]3

Ks = 10-3 * 10-30 = 10-33 è pKs = 33

D-2-b : la valeur de pKd

On voit que le pH de redissolution complète de Al(OH)3 est de pH = 9 soit pOH = 5 et [OH-] = 10-5 mol.L-1

On a établi précédemment : [Al(OH)4-]= Ks [OH-] / Kd

Kd = Ks [OH-] / [Al(OH)4-]

On a [Al(OH)4-] = C = 10-3 mol.L-1

Kd = 10-33 * 10-5 * 103 = 10-35

pKd = 35

D-2-c : la valeur des potentiels normaux d'oxydoréduction des couples :

* Al3+ / Al

Al3+ + 3 e- = Al

E = E0 + 0,02 log [Al3+]

E0= E - 0,02 log [Al3+] = E + 0,06

Sur le diagramme on trouve E » -1,72 V

Soit E0 Al3+/Al = - 1,66 V

* Al(OH)3 / Al

Al(OH)3 + 3 e- = Al + 3 OH-

E = E0 + 0,02 log { 1/[OH-]3 }

E = E0 - 0,02 log { [OH-]3 }

E = E0 - 0,06 log [OH-]

E = E0 + 0,06 pOH

E = E0 + 0,06 (14 - pH )

E = E0 + 0,84 - 0,06 pH

E0= E - 0,84 + 0,06 pH

La droite correspondante passe par le point de coordonnées :

pH = 4 - E = -1,72 V è E0 = -1,72 - 0,84 + 0,06 *4 = - 2,32 v

E0Al(OH)3 / Al = -2,32 V

Remarque : On peut aussi calculer E0 par la méthode thermodynamique :

(1) Al(OH)3 = Al3+ + 3 OH- DRG0(1) = - RT ln Ks

(2) Al3+ + 3 e- = Al DRG0(2) =- 3 F E0(2)

(3) Al(OH)3 + 3 e- = Al + 3 OH- DRG0(3) =- 3 F E0(3)

(3) = (1) + (2)

DRG0(3) = DRG0(1) + DRG0(2)

- 3 F E0(3) = - RT ln Ks - 3 F E0(2)

E0(3) = RT/3F ln Ks + E0(2)

E0(3) = - 0,02 pKs + E0(2)

E0(3) = - 0,02 * 33 + -1,66 = - 2,32 V

 

 * Al(OH)4 -/ Al

Al(OH)4 - + 3 e- = Al + 4 OH-

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] / [OH-]4 }

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] } - 0,02 log { [OH-]4 }

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] } - 0,08 log { [OH-] }

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] } + 0,08 pOH

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] } + 0,08 ( 14 - pH )

E = E0 + 0,02 log { [Al(OH)4-] } + 1,12 - 0,08 pH

E = E0 + 0,02 log { 10-3 } + 1,12 - 0,08 pH

E = E0 - 0,06 + 1,12 - 0,08 pH

E = E0 + 1,06 - 0,08 pH

E0 = E - 1,06 + 0,08 pH

La droite correspondante passe par le point de coordonnées :

pH = 9 - E = -2,02 V è E0= -2,02 - 1,06 + 0,08 *9 = - 2,36 v

Al(OH)4- / Al = -2.36 V

Remarque : On peut aussi calculer E0 par la méthode thermodynamique :

(1) Al(OH)4 = Al3+ + 4 OH- DRG0(1) = - RT ln Kd

(2) Al3+ + 3 e- = Al DRG0(2) =- 3 F E0(2)

(3) Al(OH)4 + 3 e- = Al + 4 OH- DRG0(3) =- 3 F E0(3)

(3) = (1) + (2)

DRG0(3) = DRG0(1) + DRG0(2)

- 3 F E0(3) = - RT ln Kd - 3 F E0(2)

E0(3) = RT/3F ln Kd + E0(2)

E0(3) = - 0,02 pKd + E0(2)

E0(3) = - 0,02 * 35 + -1,66 = - 2,36 V

E : Corrosion de l'aluminium

E-1 : Montrez que le métal aluminium est thermodynamiquement instable quand il est en contact avec l'eau.

Couple de l'eau en tant qu'oxydant :

2 H+ + 2 e- = H2

E = E0 + 0,03 log { [H+]2 / pH2 }

E = E0 + 0,03 log [H+]2 - 0,06 log pH2

Si on pose pH2 = 1 bar

E = E0 + 0,03 log [H+]2

E = E0 - 0,06 pH

De plus E0 = 0,000 V par convention.

E = -0,06 pH

E = -0,06 V à pH = 0 et E = -0,84 V à pH = 14

Quel que soit le pH, le potentiel du couple H2O/H2 est supérieur a celui des couples Al(III)/Al, H2O oxydera donc Al quel que soit le pH. L'aluminium est donc en principe toujours attaqué par l'eau. En pratique toutefois il se forme une couche protectrice d'alumine Al2O3 imperméable qui protège l'aluminium de la corrosion, c'est le phénomène de passivation.

Ecrire les réactions qui se produisent entre le métal aluminium et l'eau en milieu :

* Acide ( pH < 3) : Domaine de Al3+ et H3O+

Al = Al3+ + 3 e-

2 H+ + 2 e- = H2

2 Al + 6 H+ = 2 Al3+ + 3 H2

2 Al + 6 H3O+ = 2 Al3+ + 3 H2 + 6 H2O

* Neutre ( 6 < pH < 8) : Domaines de Al(OH)3 et H2O

Al + 3 OH-= Al (OH)3 + 3 e-

2 H+ + 2 e- = H2

2 Al + 6 OH-+ 6 H+ = 3 H2 + 2 Al(OH)3

2 Al + 6 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 H2

* Basique ( pH > 11) : Domaine de Al(OH)4- et OH-

Al + 4 OH- = Al (OH)4- + 3 e-

2 H+ + 2 e- = H2

2 Al + 8 OH- + 6 H+ = 2 Al(OH)4- + 3 H2

2 Al + 6 H2O + 2 OH- = 2 Al(OH)4 + 3 H2

 E-2 : Quelle réaction devrait "normalement" se produire entre l'aluminium métallique et l'acide nitrique concentré ?

HNO3 + 3 H+ + 3 e- = NO + 2 H2O (E0 = 0,96 V )

Al = Al3+ + 3 e-

HNO3 + 3 H+ + Al = NO + 2 H2O + Al3+

4 HNO3 + Al = NO + 2 H2O + Al3+ + 3 NO3-

 E-3 : En fait, l'acide nitrique concentré n'attaque pas l'aluminium. Proposez une explication.

Il se forme une couche protectrice d'alumine Al2O3 imperméable qui protège l'aluminium de la corrosion, c'est le phénomène de passivation.

E-4 : Cette résistance à l'oxydation permet l'utilisation de l'aluminium dans des application courantes. Citez-en quelques unes.

Aviation - Casseroles - papier aluminium - menuiserie aluminium etc

E-5 : Un procédé appelé anodisation de l'aluminium est utilisé industriellement pour renforcer cette résistance à la corrosion. En décrire brièvement le principe.

L'anodisation consiste en une électrolyse de l'eau acidifiée par H2SO4 (20 % en volume), la cathode est une électrode inerte (graphite ou platine) et l'anode est constituée par la pièce d'aluminium à protéger. A la cathode on observe la réduction de l'eau et à l'anode l'oxydation de Al en alumine, la couche d'alumine obtenue peut ensuite être colorée par adsorbtion d'un colorant dissous dans de l'eau chaude. Le colorant est fixé et on obtient une pièce d'aluminium colorée dans la masse et protégée de toute oxydation ultérieure par une couche protectrice très efficace. Toutes les pièces d'aluminium sont ainsi protégées par anodisation.

 

 Réactions :

Cathode :

2 H2O + 2 e- = H2 + 2 OH-

Anode :

H2O = O2 + 2 H+ + 2 e-

2 Al + 3 O2 = Al2O3

2 Al + 3 H2O = Al2O3 + 6 H+ + 6 e-

Réaction globale :

2 Al + 3 H2O = Al2O3 + 3 H2