Structure électronique et déficit d'électrons
L'atome d'aluminium se caractérise par un déficit d'électrons : ses quatre orbitales de valence des couches externes ne contiennent que trois électrons au total. Cela détermine ses propriétés chimiques clés.
À l'état excité, un électron $s$ passe sur une orbitale $p$. Cette transition est à l'origine des propriétés acceptrices, c'est-à-dire la capacité à accepter des paires d'électrons. Grâce à la présence d'une sous-couche $3d$ libre, le métal peut présenter des nombres de coordination 4 et 6, formant des complexes (par exemple, $Na[AlCl_4]$ et $Na_3[AlF_6]$).
En raison de son manque d'électrons, les composés de l'aluminium ont tendance à se dimériser. Ainsi, le chlorure d'aluminium gazeux s'associe à ~180 °C pour former un dimère $Al_2Cl_6$. Cette association se fait selon un mécanisme donno-accepteur grâce aux paires d'électrons non liantes du chlore, l'atome métallique passant alors à l'état d'hybridation $sp^3$.
Interaction avec les corps purs simples
À l'air, l'aluminium se recouvre d'un film d'oxyde extrêmement fin mais particulièrement résistant, qui lui confère une haute résistance à la corrosion.
Lors du chauffage ou dans des conditions drastiques, le métal fait preuve d'une grande réactivité :
- Avec l'oxygène : brûle en dégageant une grande quantité de chaleur (réaction exothermique).
- Avec le soufre : par chauffage, le mélange de poudres devient incandescent et réagit violemment pour former du sulfure.
- Avec les non-métaux : à 1000 °C, il réagit avec l'azote pour donner du nitrure réfractaire (AlN), et à 2000 °C avec le carbone pour former du carbure de couleur orange (Al_4C_3).
La poudre d'aluminium est un puissant agent réducteur. Au cours de l'aluminothermie, elle réduit le fer, le chrome et le manganèse à partir de leurs oxydes. La réaction est amorcée par un ruban de magnésium enflammé, après quoi elle se déroule avec un tel dégagement de chaleur que les métaux réduits se forment sous forme de billes fondues.
Comportement vis-à-vis de l'eau, des bases et des acides
L'aluminium est un métal typiquement amphotère.
- Eau : en raison du film d'oxyde, le métal ne réagit pas avec l'eau pure.
- Bases : les solutions de bases dissolvent le film protecteur. Ensuite, le métal mis à nu réagit avec l'eau en présence de la base, dégageant de l'hydrogène et formant un sel complexe (le tétrahydroxoaluminate de sodium).
- Acides : dans les acides dilués (chlorhydrique, sulfurique), le métal se dissout rapidement avec dégagement d'hydrogène. Avec l'acide nitrique, la réaction est spécifique : l'HNO_3 très dilué réagit sans dégagement de gaz (formation d'ion ammonium), tandis que l'acide concentré passive la surface, arrêtant complètement le processus.
Oxyde, hydroxyde et sels d'aluminium
La liaison Al–O est très forte, mais la liaison Al–F est encore plus forte, ce qui rend le fluorure d'aluminium insoluble et non hydrolysable. Les composés binaires avec le chlore, le soufre et le carbone subissent une hydrolyse totale.
L'oxyde d'aluminium ($Al_2O_3$) se trouve à l'état naturel sous forme de corindon, un minéral inerte. Il ne réagit pas avec les solutions, mais par fusion avec des bases ou des carbonates solides, il donne des aluminates. Pour obtenir la forme gamma réactive ($\gamma$-oxyde), il est nécessaire de déshydrater délicatement l'hydroxyde à une température ne dépassant pas 300 °C.
L'hydroxyde d'aluminium ($Al(OH)_3$) est amphotère. Pour le précipiter en laboratoire, on utilise des bases faibles (ammoniac, hydrogénocarbonate de sodium). Si l'on utilise une base forte, le précipité se dissout instantanément avec formation de complexes hydroxy.
Les aluns — qui sont des sulfates doubles — constituent un groupe particulier de sels. L'alun de potassium et d'aluminium cristallise avec 12 molécules d'eau et est utilisé en médecine en raison de son action astringente. Sa forme anhydre (alun brûlé) est utilisée comme poudre desséchante.
En bref : réponses aux questions sur le sujet
Avec quels non-métaux l'aluminium réagit-il lors du chauffage et quels sont les produits formés ?
Lors du chauffage, l'aluminium réagit avec l'oxygène, le soufre, l'azote et le carbone.
- Oxygène — formation d'oxyde d'aluminium ($Al_2O_3$).
- Soufre — formation de sulfure d'aluminium ($Al_2S_3$).
- Azote — à 1000 °C, formation de nitrure d'aluminium ($AlN$).
- Carbone — à 2000 °C, formation de carbure d'aluminium ($Al_4C_3$).
L'interaction de l'aluminium avec l'iode ($I_2$) est également mentionnée dans les exercices.
Comment se déroule la réaction de l'aluminium avec l'acide nitrique selon la concentration de ce dernier ?
La nature de l'interaction de l'aluminium avec l'acide nitrique est déterminée par sa concentration.
| Concentration | Caractéristiques de la réaction | Produits |
|---|---|---|
| Très dilué | Réagit sans dégagement de gaz | Nitrate d'aluminium et nitrate d'ammonium ($NH_4NO_3$) |
| Concentré | La réaction n'a pas lieu | Passivation de la surface (formation d'un film résistant) |
L'hydrogène ne se dégage jamais lors de la réaction avec l'acide nitrique.
Comment l'aluminium interagit-il avec les solutions aqueuses de sels d'autres métaux ?
L'aluminium est capable de déplacer les métaux moins actifs de leurs solutions aqueuses de sels. Par réaction de substitution, il se forme un sel d'aluminium et le métal libre est libéré.
Par exemple, lors de l'interaction avec le sulfate de cuivre(II) en milieu aqueux, l'aluminium réduit le cuivre : $2Al + 3CuSO_4 \xrightarrow{H_2O} Al_2(SO_4)_3 + 3Cu$
Il est également possible de déplacer le fer du chlorure de fer(III) par chauffage.
Quels métaux peut-on réduire à partir de leurs oxydes par la méthode de l'aluminothermie ?
La méthode de l'aluminothermie permet de réduire de nombreux métaux à partir de leurs oxydes, notamment le fer, le manganèse et le chrome. La poudre d'aluminium joue le rôle de réducteur puissant.
Le processus s'accompagne d'un important dégagement de chaleur, de sorte que les métaux réduits s'obtiennent à l'état fondu sous forme de billes métalliques. Par exemple, l'interaction avec la magnétite ($Fe_3O_4$) produit du fer pur.
Quels anions complexes se forment lors de la dissolution de l'aluminium dans des solutions aqueuses de bases ?
La dissolution de l'aluminium dans des solutions aqueuses de bases produit des complexes hydroxy ayant un nombre de coordination de 4 ou 6.
- L'ion diakwatétrahydroxoaluminate — $[Al(OH)_4(H_2O)_2]^-$ (formé en tenant compte du nombre de coordination 6).
- L'ion tétrahydroxoaluminate — $[Al(OH)_4]^-$ (forme abrégée).
Le processus s'accompagne de la dissolution du film d'oxyde protecteur, de l'oxydation du métal par l'eau et du dégagement d'hydrogène gazeux.
Il est facile de retenir le comportement de l'aluminium vis-à-vis de l'acide nitrique grâce à la règle des extrêmes : « Concentré — protège (passive), dilué — détruit (jusqu'à l'ion ammonium) »
Questions des cours et des examens
Pourquoi l'aluminium ne réagit-il pas avec l'eau pure, bien qu'il se trouve avant l'hydrogène dans la série électrochimique des activités ?
La raison réside dans la présence à la surface du métal d'un film d'oxyde d'aluminium extrêmement fin, dense et très résistant. Il isole mécaniquement le métal de l'eau ; si ce film est éliminé par une base, la réaction se déroule de manière violente.
Comment obtenir un préciputé d'hydroxyde d'aluminium sans qu'il se dissolve ?
Il faut agir sur les solutions de sels d'aluminium avec des bases faibles, par exemple une solution aqueuse d'ammoniac ou de l'hydrogénocarbonate de sodium. Un très léger excès de base forte entraînerait la dissolution du précipité et la formation d'un complexe.
Que se passe-t-il lors de la calcination poussée du chlorhydrate d'aluminium cristallisé ?
Il ne se forme pas de sel anhydre, mais de l'oxyde d'aluminium. Au cours du processus, de l'eau est éliminée et du chlorure d'hydrogène gazeux s'échappe.
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