Bonjour,

Action de l'aluminium sur la soude

Bonjour!
Merci pour ta réponse!
On me donne le résultat final:  2 Al(s) +2HO^-(aq)+6H₂O(l) ----> 2 Al(OH)₄^-(aq)+3H₂(g)
Mais ce que je souhaite, c'est le retrouver et comprendre le détail de chaque étape de la réaction ..... En plus de l'oxydoréduction, il y aurait (?) en milieu basique une redissolution  de Al(OH)₃ en Al(OH)₄ ? Pourquoi?

Bonjour à tous
La situation est effectivement un peu compliquée. La réaction se déroule en deux étapes :
1° : réaction d'oxydo-réduction : l'aluminium perd trois électrons pour réduire l'eau en dihydrogène avec production d'ions hydroxyde. J'écris les deux demie équations mais sans les équilibrer :
AlAl³⁺ + e^-
H₂0 + e^- H₂ + HO^-
A toi d'équilibrer la réaction d'oxydo réduction !
2° : en milieu très basique, les ions aluminium(III) ne sont pas stables ; ils se stabilisent en se liant à quatre ions hydroxyde :
Al³⁺ + HO^- Al(OH)₄^-
Les quatre liaisons qui s'établissent ainsi sont un peu particulières. Tu as appris qu'une liaison covalente ordinaire résulte de la mise en commun de deux électrons entre deux atomes, chacun des deux atomes fournissant un électrons. Ici les deux électrons de chacune des quatre liaisons sont fournis tous les deux par l'ion hydroxyde. On parle de liaison covalente de coordination et l'ion tétrahydroxoaluminate (III) qui en résulte est qualifié d'ion complexe.
Pour finir, je te laisse vérifier que le bilan de ces deux étapes conduit bien à l'équation bilan de ton dernier message.

Bonjour!
Merci pour tes réponses toujours aussi nettes, claires , précises et compréhensibles : c'est un plaisir !
Cordialement, Mikel

Juste une petit complément:
Pourquoi en milieu acide les ions Al³⁺ ne paraissent pas instables puisque l'on me dit que l'aluminium solide dans une solution d'acide sulfurique donne du dihydrogène H₂  et  des ions aluminium solvatés Al³⁺  (aq) .
Quelle en est la raison ?  

L'ion aluminium étant fortement chargé positivement, se solvate en s'entourant de molécules d'eau qu'il attirent (forces électrostatiques). Comme presque tous les ions métalliques positifs, il tend à se lier à des ions négatifs ou à des molécules par liaison covalente de coordination, par exemple à des ions hydroxyde. On observe trois cas différents selon la concentration en ion hydroxyde, donc selon le pH quand on introduit un morceau d'aluminium dans une solution aqueuse :
1° cas : pH très acide obtenu par ajout (par exemple) d'acide chlorhydrique : les ions hydroxyde sont ultraminoritaires, pas de formation possible de l'ion complexe tetrahydroxoaluminate(III) : les ions Al³⁺ hydratés sont stables en solution.
2° cas : pH intermédiaire (en gros compris entre 3 et 9 mais ces valeurs limites dépendent de la concentration en ions aluminium) : oxydation de l'aluminium par l'eau les ions hydroxyde permettent l'apparition d'un précipité (un solide blanc) d'hydroxyde d'aluminium Al(OH)₂.
3° cas : pH très basique, obtenue, par exemple, par addition d'hydroxyde de potassium assez concentré : situation décrite dans mon message précédent.
PS : l'aluminium est instable dans l'eau et pourtant, on fabrique des coques de bateaux, des casseroles, des fenêtres, etc...  en aluminium.
La raison : l'aluminium laissé préalablement à l'air libre s'oxyde superficiellement, grâce au dioxygène de l'air, en alumine Al₂O₂ qui forme une couche imperméable à l'eau et protège donc l'aluminium d'une oxydation en profondeur ; C'est le phénomène de passivité (ou passivation). Explications complémentaires ici :

Super! Merci beaucoup.
A+, cordialement, Mikel