john's a écrit :salut a tous, dans la semaine je pense fair l'anodisation de mon chassi de madforce et quelques piece en alu par la meme occasion.
etant chimiste, je suis preparateur dans un labo de chimie dans un lycée, je me demandais si vous saviez si il fallait que l'acide sulfurique soit concentré ou pas, car celui que j'ai est très concentré. savez vous la concetration de l'acide que vous utilisez
merci
Une question pour moi...
[mode prof de chimie on]
L'anodisation est une réaction électrochimique qualifiée d'oxydo-réduction, dans le sens ou elle met en jeu un oxydant et un réducteur. Ici c'est l'aluminium qui joue le rôle de réducteur, et les protons H+ qui jouent le rôle d'oxydant.
anodiser l'aluminium revient donc à réaliser une réaction d'électrolyse. Il te faut donc deux électrodes :
- une électrode de graphique ou une lame de plomb
- ta plaque aluminium
ainsi que de l'acide sulfurique en solution diluée, celui-ci attaquant la plupart des métaux usuels lorsqu'il est concentré, et de l'ammoniaque.
Chimiquement que se passe-t'il?
L'aluminium métallique est un réducteur, cela signifie qu'il va libérer des électrons :
Al -> Al3+ + 3e-
C'est une réaction d'oxydation, elle a lieu à l'anode (borne positive dans ce cas) à relier à la borne positive du générateur. Les ions Al3+ rentreront dans la formation du précipité d'aluminium à la surface de ta plaque.
Les protons H+ jouent le rôle d'oxydant :
2H+ + 2e- -> H2
C'est une réaction de réduction, elle à lieu à la cathode (borne négative ici) à relier à la borne négative du générateur.
Une fois ceci connu, on peut écrire l'équation-bilan simplifiée de la réaction :
Al -> Al3+ + 3e- (x2)
2H+ + 2e- -> H2 (x3)
-----------------------
2Al + 6H+ --> 2Al3+ + 3H2
Maintenant tu peux te lancer dans les calculs qui te permettront de contrôler l'épaisseur de ton dépôt. En simplifiant disons, la densité de l'alu étant de 2.7, une fois l'épaisseur du dépôt (qq nm) et la surface de la plaque connu, tu vas obtenir un volume qui va te permettre de calculer une masse :
mAl = dAl x VAl
tu peux calculer le nombre de moles :
nAl = mAl / MAl
La réaction met en jeu 3 électrons par mole d'aluminium.
ne- = 3 x nAl
Sachant que I = Q/t où Q = ne- x F avec F = 96500 C
Une fois la charge connue et le temps fixé, imaginons 20 minutes, tu seras en mesure de calculer l'ampérage de ton courant.
Exemple :
masse du dépôt : 0.01 g
nAl = 0.01 / 27 = 3,70.10-4 mole
ne- = 3 x nAl = 11,1.10-4 mole
d'où : Q = 11,1.10-4 * 96500 = 107,2 C
Si t est de 20 minutes soit 1200 s alors I = 107,2/1200 = 0.09 A
Dans la pratique, voilà ce que je te conseille :
Cathode : lame de plomb ou graphite
Anode : lame d’aluminium
Générateur
Ampèremètre
Acétone
solution d’acide nitrique 1 mol.L-1
Solution d’ammoniaque diluée.
Solution d’acide sulfurique 2 mol.L-1
Solution de soude à 5 mol.L-1
Mode opératoire :
Sous la hotte avec port de gants et lunettes, décaper les plaques d'aluminium :
- Dégraissage à l'aide d' un chiffon imbibé d'une solution d'acétone.
- Lavage dans la solution de soude , 1 minute environ.
- Rincage à l'eau courante
- Lavage avec une solution d'acide nitrique quelques secondes
- Rincage à l'eau courante
Electrolyse :
Réaliser un montage d'électrolyse avec pour cathode la lame de plomb et pour anode la plaque d'aluminium décapée et pour électrolyte la solution d'acide sulfurique.
Fixer une intensité de l'ordre de 0,2A et poursuivre l'électrolyse pendant 20 minutes. Contrôle le dépôt et le dégaement d'hydrogène. Maintient une agitation constante dans ton bain.
Une fois le dépôt fini, laver dans une solution d'ammoniaque puis rincer à l'eau.
Voilà c'est fini.
ATTENTION : Hydrogène = inflammable
[mode prof de chimie off]