Reaktion von Aluminium mit konzentrierter Salzsäure. Chemische und physikalische Eigenschaften von Aluminium

Metalle sind eines der am einfachsten zu verarbeitenden Materialien. Sie haben auch ihre eigenen Führer. Beispielsweise sind die grundlegenden Eigenschaften von Aluminium den Menschen schon seit langem bekannt. Sie sind so alltagstauglich, dass sich dieses Metall großer Beliebtheit erfreut. Was sowohl eine einfache Substanz als auch ein Atom sind, werden wir in diesem Artikel betrachten.

Geschichte der Entdeckung von Aluminium

Die Verbindung des betreffenden Metalls ist dem Menschen seit langem bekannt – sie wurde als Mittel verwendet, um die Bestandteile der Mischung aufzuquellen und zu verbinden, was auch bei der Herstellung von Lederprodukten notwendig war; Die Existenz von Aluminiumoxid in seiner reinen Form wurde in der zweiten Hälfte des 18. Jahrhunderts bekannt. Es wurde jedoch nicht empfangen.

Der Wissenschaftler H. K. Ørsted war der erste, der das Metall aus seinem Chlorid isolierte. Er war es, der das Salz mit Kaliumamalgam behandelte und aus der Mischung graues Pulver isolierte, bei dem es sich um Aluminium in reiner Form handelte.

Dann wurde klar, dass sich die chemischen Eigenschaften von Aluminium in seiner hohen Aktivität und starken Reduktionsfähigkeit manifestieren. Deshalb arbeitete lange Zeit niemand mehr mit ihm zusammen.

Doch 1854 gelang es dem Franzosen Deville, durch Elektrolyse der Schmelze Metallbarren zu gewinnen. Diese Methode ist auch heute noch relevant. Besonders die Massenproduktion wertvoller Materialien begann im 20. Jahrhundert, als die Probleme der Erzeugung großer Strommengen in Unternehmen gelöst wurden.

Heutzutage ist dieses Metall eines der beliebtesten und wird im Bauwesen und in der Haushaltsindustrie verwendet.

Allgemeine Eigenschaften des Aluminiumatoms

Wenn wir das betreffende Element anhand seiner Position im Periodensystem charakterisieren, können mehrere Punkte unterschieden werden.

1. Seriennummer - 13.
2. Befindet sich in der dritten kleinen Periode, dritten Gruppe, Hauptuntergruppe.
3. Atommasse - 26,98.
4. Die Anzahl der Valenzelektronen beträgt 3.
5. Die Konfiguration der Außenschicht wird durch die Formel 3s 2 3p 1 ausgedrückt.
6. Der Elementname ist Aluminium.
7. stark zum Ausdruck gebracht.
8. Es gibt in der Natur keine Isotope; es kommt nur in einer Form mit der Massenzahl 27 vor.
9. Das chemische Symbol ist AL, in Formeln als „Aluminium“ gelesen.
10. Die Oxidationsstufe ist eins, gleich +3.

Die chemischen Eigenschaften von Aluminium werden vollständig durch die elektronische Struktur seines Atoms bestätigt, da es aufgrund seines großen Atomradius und seiner geringen Elektronenaffinität wie alle aktiven Metalle als starkes Reduktionsmittel wirken kann.

Aluminium als einfacher Stoff: physikalische Eigenschaften

Wenn wir von Aluminium als einem einfachen Stoff sprechen, dann ist es ein silberweiß glänzendes Metall. An der Luft oxidiert es schnell und wird mit einem dichten Oxidfilm bedeckt. Das Gleiche passiert, wenn es konzentrierten Säuren ausgesetzt wird.

Das Vorhandensein einer solchen Eigenschaft macht Produkte aus diesem Metall korrosionsbeständig, was für den Menschen natürlich sehr praktisch ist. Aus diesem Grund wird Aluminium im Bauwesen so häufig verwendet. Sie sind auch deshalb interessant, weil dieses Metall sehr leicht und dennoch langlebig und weich ist. Die Kombination dieser Eigenschaften ist nicht bei jedem Stoff vorhanden.

Es gibt mehrere grundlegende physikalische Eigenschaften, die für Aluminium charakteristisch sind.

1. Hohe Formbarkeit und Duktilität. Aus diesem Metall wird eine leichte, starke und sehr dünne Folie hergestellt, die auch zu Draht gerollt wird.
2. Schmelzpunkt - 660 0 C.
3. Siedepunkt - 2450 0 C.
4. Dichte - 2,7 g/cm3.
5. Das Kristallgitter besteht aus volumetrisch flächenzentriertem Metall.
6. Verbindungsart - Metall.

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Aluminium bestimmen die Anwendungs- und Verwendungsgebiete. Wenn wir über alltägliche Aspekte sprechen, dann spielen die Eigenschaften, die wir oben bereits besprochen haben, eine große Rolle. Als leichtes, langlebiges und korrosionsbeständiges Metall wird Aluminium im Flugzeug- und Schiffbau verwendet. Daher ist es sehr wichtig, diese Eigenschaften zu kennen.

Chemische Eigenschaften von Aluminium

Aus chemischer Sicht handelt es sich bei dem betreffenden Metall um ein starkes Reduktionsmittel, das in der Lage ist, eine hohe chemische Aktivität zu zeigen und gleichzeitig ein reiner Stoff ist. Die Hauptsache ist, den Oxidfilm zu entfernen. In diesem Fall nimmt die Aktivität stark zu.

Die chemischen Eigenschaften von Aluminium als einfacher Substanz werden durch seine Fähigkeit bestimmt, zu reagieren mit:

• Säuren;
• Alkalien;
• Halogene;
• grau.

Unter normalen Bedingungen interagiert es nicht mit Wasser. In diesem Fall reagiert es von den Halogenen ohne Erhitzen nur mit Jod. Andere Reaktionen erfordern Temperatur.

Zur Veranschaulichung der chemischen Eigenschaften von Aluminium können Beispiele angeführt werden. Reaktionsgleichungen der Interaktion mit:

• Säuren- AL + HCL = AlCL 3 + H 2;
• Alkalien- 2Al + 6H 2 O + 2NaOH = Na + 3H 2;
• Halogene- AL + Hal = ALHal 3 ;
• grau- 2AL + 3S = AL 2 S 3.

Im Allgemeinen ist die wichtigste Eigenschaft des betreffenden Stoffes seine hohe Fähigkeit, andere Elemente aus ihren Verbindungen wiederherzustellen.

Regenerationsfähigkeit

Die reduzierenden Eigenschaften von Aluminium zeigen sich deutlich in den Wechselwirkungsreaktionen mit Oxiden anderer Metalle. Es extrahiert sie leicht aus der Zusammensetzung der Substanz und lässt sie in einer einfachen Form existieren. Zum Beispiel: Cr 2 O 3 + AL = AL 2 O 3 + Cr.

In der Metallurgie gibt es eine ganze Methode zur Herstellung von Stoffen, die auf ähnlichen Reaktionen basiert. Man nennt es Aluminothermie. Daher wird dieses Element in der chemischen Industrie gezielt zur Herstellung anderer Metalle verwendet.

Verbreitung in der Natur

Was die Verbreitung unter anderen Metallelementen angeht, steht Aluminium an erster Stelle. Es ist zu 8,8 % in der Erdkruste enthalten. Wenn wir es mit Nichtmetallen vergleichen, wird es nach Sauerstoff und Silizium an dritter Stelle stehen.

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt es nicht in reiner Form vor, sondern nur als Bestandteil verschiedener Verbindungen. Beispielsweise gibt es viele bekannte Erze, Mineralien und Gesteine, die Aluminium enthalten. Es wird jedoch nur aus Bauxit gewonnen, dessen Gehalt in der Natur nicht sehr hoch ist.

Die häufigsten Substanzen, die das betreffende Metall enthalten:

• Feldspäte;
• Bauxit;
• Granite;
• Kieselsäure;
• Alumosilikate;
• Basalte und andere.

In geringen Mengen kommt Aluminium zwangsläufig in den Zellen lebender Organismen vor. Einige Arten von Bärenmoosen und Meereslebewesen sind in der Lage, dieses Element im Laufe ihres Lebens in ihrem Körper anzusammeln.

Quittung

Aufgrund der physikalischen und chemischen Eigenschaften von Aluminium kann es nur auf eine Weise gewonnen werden: durch Elektrolyse einer Schmelze des entsprechenden Oxids. Allerdings ist dieser Prozess technologisch aufwendig. Der Schmelzpunkt von AL 2 O 3 liegt über 2000 0 C. Aus diesem Grund kann es nicht direkt einer Elektrolyse unterzogen werden. Gehen Sie daher wie folgt vor.

Die Produktausbeute beträgt 99,7 %. Es ist jedoch möglich, noch reineres Metall zu gewinnen, das für technische Zwecke verwendet wird.

Anwendung

Die mechanischen Eigenschaften von Aluminium sind nicht so gut, dass es in reiner Form verwendet werden kann. Daher werden am häufigsten Legierungen auf Basis dieses Stoffes verwendet. Es gibt viele davon, die grundlegendsten können hier genannt werden.

1. Duraluminium.
2. Aluminium-Mangan.
3. Aluminium-Magnesium.
4. Aluminium-Kupfer.
5. Silumine.
6. Avial.

Ihr Hauptunterschied sind natürlich Zusatzstoffe von Drittanbietern. Alle basieren auf Aluminium. Andere Metalle machen das Material langlebiger, korrosionsbeständiger, verschleißfester und leichter zu verarbeiten.

Es gibt mehrere Hauptanwendungsgebiete von Aluminium, sowohl in reiner Form als auch in Form seiner Verbindungen (Legierungen).

Aluminium ist neben Eisen und seinen Legierungen das wichtigste Metall. Es waren diese beiden Vertreter des Periodensystems, die in menschlichen Händen die größte industrielle Anwendung fanden.

Eigenschaften von Aluminiumhydroxid

Hydroxid ist die häufigste Verbindung, die Aluminium bildet. Seine chemischen Eigenschaften sind die gleichen wie die des Metalls selbst – es ist amphoter. Dies bedeutet, dass es eine duale Natur aufweisen kann und sowohl mit Säuren als auch mit Laugen reagiert.

Aluminiumhydroxid selbst ist ein weißer, gelatineartiger Niederschlag. Es lässt sich leicht durch Reaktion eines Aluminiumsalzes mit einer Base oder durch Reaktion mit Säuren erhalten; dieses Hydroxid ergibt das übliche entsprechende Salz und Wasser. Erfolgt die Reaktion mit einem Alkali, so entstehen Hydroxokomplexe des Aluminiums, bei denen seine Koordinationszahl 4 beträgt. Beispiel: Na - Natriumtetrahydroxoaluminat.

Aluminium wurde erstmals erst zu Beginn des 19. Jahrhunderts hergestellt. Dies wurde vom Physiker Hans Oersted durchgeführt. Er führte sein Experiment mit Kaliumamalgam, Aluminiumchlorid und durch.

Der Name dieses silbrigen Materials stammt übrigens vom lateinischen Wort „Alaun“, denn aus ihnen wird dieses Element abgebaut.

Alaun

Alaun ist ein natürliches Mineral auf Metallbasis, das in seiner Zusammensetzung Schwefelsäuresalze kombiniert.

Früher galt es als Edelmetall und war eine Größenordnung teurer als Gold. Dies wurde dadurch erklärt, dass das Metall nur schwer von Verunreinigungen zu trennen war. Daher konnten sich nur reiche und einflussreiche Menschen Aluminiumschmuck leisten.

Japanische Aluminiumdekoration

Doch 1886 entwickelte Charles Hall eine Methode zur Gewinnung von Aluminium im industriellen Maßstab, die die Kosten dieses Metalls drastisch senkte und seine Verwendung in der metallurgischen Produktion ermöglichte. Die industrielle Methode beinhaltete die Elektrolyse von geschmolzenem Kryolith, in dem Aluminiumoxid gelöst war.

Aluminium ist ein sehr beliebtes Metall, da viele Dinge, die Menschen im täglichen Leben verwenden, daraus hergestellt werden.

Anwendung von Aluminium

Aufgrund seiner Formbarkeit und Leichtigkeit sowie seiner Korrosionsbeständigkeit ist Aluminium ein wertvolles Metall in der modernen Industrie. Nicht nur Küchengeräte werden aus Aluminium hergestellt, auch im Automobil- und Flugzeugbau wird es häufig eingesetzt.

Aluminium ist außerdem eines der kostengünstigsten und wirtschaftlichsten Materialien, da es durch das Einschmelzen unerwünschter Aluminiumgegenstände wie Dosen endlos verwendet werden kann.

Aluminiumdosen

Aluminiummetall ist sicher, seine Verbindungen können jedoch für Mensch und Tier giftig sein (insbesondere Aluminiumchlorid, -acetat und -sulfat).

Physikalische Eigenschaften von Aluminium

Aluminium ist ein relativ leichtes, silberfarbenes Metall, das mit den meisten Metallen, insbesondere Kupfer und Silizium, Legierungen bilden kann. Es ist außerdem sehr plastisch und lässt sich leicht in eine dünne Platte oder Folie verwandeln. Der Schmelzpunkt von Aluminium beträgt 660 °C und der Siedepunkt beträgt 2470 °C.

Chemische Eigenschaften von Aluminium

Bei Raumtemperatur ist das Metall mit einem dauerhaften Film aus Aluminiumoxid Al₂O₃ überzogen, der es vor Korrosion schützt.

Aluminium reagiert aufgrund des es schützenden Oxidfilms praktisch nicht mit Oxidationsmitteln. Es kann jedoch leicht zerstört werden, sodass das Metall aktiv reduzierende Eigenschaften aufweist. Der Aluminiumoxidfilm kann mit einer Lösung oder Schmelze von Laugen, Säuren oder mit Hilfe von Quecksilberchlorid zerstört werden.

Aufgrund seiner reduzierenden Eigenschaften findet Aluminium in der Industrie Anwendung bei der Herstellung anderer Metalle. Dieser Vorgang wird Aluminothermie genannt. Dieses Merkmal von Aluminium ist seine Wechselwirkung mit Oxiden anderer Metalle.

Aluminotherme Reaktion unter Beteiligung von Eisen(III)-oxid

Betrachten Sie zum Beispiel die Reaktion mit Chromoxid:

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.

Aluminium reagiert gut mit einfachen Substanzen. Beispielsweise kann Aluminium mit Halogenen (außer Fluor) Aluminiumiodid, -chlorid oder -bromid bilden:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

Mit anderen Nichtmetallen wie Fluor, Schwefel, Stickstoff, Kohlenstoff usw. Aluminium kann nur beim Erhitzen reagieren.

Silbermetall reagiert auch mit komplexen Chemikalien. Beispielsweise bildet es mit Alkalien Aluminate, also komplexe Verbindungen, die in der Papier- und Textilindustrie aktiv eingesetzt werden. Darüber hinaus reagiert es als Aluminiumhydroxid

Al(OH)₃ + NaOH = Na),

und metallisches Aluminium oder Aluminiumoxid:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na

Aluminium reagiert recht ruhig mit aggressiven Säuren (z. B. Schwefel- und Salzsäure), ohne dass es zu einer Entzündung kommt.

Wenn Sie ein Stück Metall in Salzsäure tauchen, verläuft die Reaktion langsam – der Oxidfilm löst sich zunächst auf –, beschleunigt sich dann aber. Aluminium wird zwei Minuten lang in Salzsäure gelöst, um Quecksilber freizusetzen, und dann gut abgespült. Das Ergebnis ist ein Amalgam, eine Legierung aus Quecksilber und Aluminium:

3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg

Außerdem klebt es nicht an der Metalloberfläche. Wenn man nun das gereinigte Metall in Wasser eintaucht, kann man eine langsame Reaktion beobachten, die mit der Freisetzung von Wasserstoff und der Bildung von Aluminiumhydroxid einhergeht:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.

Aluminium ist ein silberweißes Metall mit hoher elektrischer und thermischer Leitfähigkeit. (Die Wärmeleitfähigkeit von Aluminium ist 1,8-mal höher als die von Kupfer und 9-mal höher als die von Edelstahl.) Es hat eine geringe Dichte – etwa dreimal weniger als die von Eisen, Kupfer und Zink. Und doch ist es ein sehr haltbares Metall.

Drei Elektronen aus der äußeren Hülle eines Aluminiumatoms sind im gesamten Kristallgitter des Aluminiummetalls verteilt. Dieses Gitter hat eine kubisch-flächenzentrierte Struktur, ähnlich dem Gitter aus Zinn und Gold (siehe Abschnitt 3.2). Daher weist Aluminium eine gute Formbarkeit auf.

Chemische Eigenschaften

Aluminium bildet ionische und kovalente Verbindungen. Es zeichnet sich durch eine hohe Ionisierungsenergie aus (Tabelle 15.1). Die Ladungsdichte (Verhältnis von Ladung zu Radius) des Ions ist im Vergleich zu Kationen anderer Metalle derselben Zeit sehr hoch (siehe Tabelle 15.2).

Reis. 15.2. Hydratisiertes Aluminiumion.

Tabelle 15.2. Verhältnis von Ladung zu Radius der Kationen

Da das Ion eine hohe Ladungsdichte aufweist, verfügt es über eine große Polarisationskraft. Dies erklärt, warum das isolierte Ion nur in sehr wenigen Verbindungen, wie wasserfreiem Aluminiumfluorid und Aluminiumoxid, vorkommt und selbst diese Verbindungen einen auffälligen kovalenten Charakter aufweisen. In einer wässrigen Lösung polarisiert das Ion Wassermoleküle, die daraufhin das Kation hydratisieren (siehe Abb. 15.2). Diese Hydratation zeichnet sich durch eine große Exothermie aus:

Das Standard-Redoxpotential von Aluminium beträgt - 1,66 V:

Daher steht Aluminium recht weit oben in der elektrochemischen Reihe der Elemente (siehe Abschnitt 10.5). Dies legt nahe, dass Aluminium leicht mit Sauerstoff und verdünnten Mineralsäuren reagieren sollte. Wenn Aluminium jedoch mit Sauerstoff reagiert, bildet sich auf seiner Oberfläche eine dünne, nicht poröse Oxidschicht. Diese Schicht schützt Aluminium vor weiteren Wechselwirkungen mit der Umwelt. Die Oxidschicht kann durch Einreiben mit Quecksilber von der Oberfläche von Aluminium entfernt werden. Aluminium kann sich dann direkt mit Sauerstoff und anderen Nichtmetallen wie Schwefel und Stickstoff verbinden. Die Wechselwirkung mit Sauerstoff führt zu einer Reaktion

Eloxieren. Aluminium und leichte Aluminiumlegierungen können zusätzlich geschützt werden, indem die natürliche Oxidschicht durch einen als Eloxieren bezeichneten Prozess verdickt wird. Bei diesem Verfahren wird ein Aluminiumgegenstand als Anode in eine Elektrolysezelle gegeben, in der Chromsäure oder Schwefelsäure als Elektrolyt verwendet wird.

Aluminium reagiert mit heißer verdünnter Salz- und Schwefelsäure unter Bildung von Wasserstoff:

Aufgrund der vorhandenen Oxidschicht verläuft diese Reaktion zunächst langsam. Mit zunehmender Entfernung wird die Reaktion jedoch intensiver.

Konzentrierte und verdünnte Salpetersäure sowie konzentrierte Schwefelsäure machen Aluminium passiv. Dies bedeutet, dass es nicht mit diesen Säuren reagiert. Diese Passivität wird durch die Bildung einer dünnen Oxidschicht auf der Oberfläche von Aluminium erklärt.

Lösungen von Natriumhydroxid und anderen Alkalien reagieren mit Aluminium unter Bildung von Tetrahydroxoaluminat(III)-Ionen und Wasserstoff:

Wird die Oxidschicht von der Oberfläche entfernt, kann Aluminium bei Redoxreaktionen als Reduktionsmittel wirken (siehe Abschnitt 10.2). Es verdrängt in der elektrochemischen Spannungsreihe darunter liegende Metalle aus ihren Lösungen. Zum Beispiel

Ein klares Beispiel für die Reduktionsfähigkeit von Aluminium ist die aluminothermische Reaktion. Dies ist der Name der Reaktion zwischen Aluminiumpulver und

Oxid Unter Laborbedingungen wird es normalerweise mit einem Magnesiumstreifen als Zünder initiiert. Diese Reaktion verläuft sehr heftig und es wird eine Energiemenge freigesetzt, die ausreicht, um das entstehende Eisen zu schmelzen:

Die aluminothermische Reaktion wird zum aluminothermischen Schweißen genutzt; Beispielsweise werden Schienen auf diese Weise verbunden.

Aluminiumoxid Aluminiumoxid oder Aluminiumoxid, wie es oft genannt wird, ist eine Verbindung mit sowohl ionischen als auch kovalenten Eigenschaften. Es hat einen Schmelzpunkt und ist im geschmolzenen Zustand ein Elektrolyt. Aus diesem Grund wird es oft als ionische Verbindung angesehen. Im festen Zustand weist Aluminiumoxid jedoch eine kristalline Gerüststruktur auf.

Korund. Wasserfreie Formen von Aluminiumoxid werden unter natürlichen Bedingungen von Mineralien der Korundgruppe gebildet. Korund ist eine sehr harte kristalline Form von Aluminiumoxid. Es wird als Schleifmittel verwendet, da seine Härte die von Diamant übertrifft. Große und transparente, oft farbige Korundkristalle werden als Edelsteine ​​geschätzt. Reiner Korund ist farblos, das Vorhandensein geringer Mengen an Metalloxidverunreinigungen verleiht dem Edelkorund jedoch seine charakteristische Farbe. Beispielsweise ist die Farbe von Rubin auf das Vorhandensein von Ionen im Korund zurückzuführen, und die Farbe von Saphiren ist auf das Vorhandensein von Kobaltionen zurückzuführen. Die violette Farbe von Amethyst ist auf das Vorhandensein von Manganverunreinigungen zurückzuführen. Durch die Verschmelzung von Aluminiumoxid mit Oxiden verschiedener Metalle können künstliche Edelsteine ​​gewonnen werden (siehe auch Tabellen 14.6 und 14.7).

Aluminiumoxid ist wasserunlöslich und hat amphotere Eigenschaften, da es sowohl mit verdünnten Säuren als auch mit verdünnten Laugen reagiert. Die Reaktion mit Säuren wird durch die allgemeine Gleichung beschrieben:

Die Reaktion mit Alkalien führt zur Bildung von -Ionen:

Aluminiumhalogenide. Die Struktur und die chemische Bindung in Aluminiumhalogeniden werden im Abschnitt beschrieben. 16.2.

Aluminiumchlorid kann hergestellt werden, indem trockenes Chlor oder trockener Chlorwasserstoff über erhitztes Aluminium geleitet wird. Zum Beispiel

Mit Ausnahme von Aluminiumfluorid werden alle anderen Aluminiumhalogenide durch Wasser hydrolysiert:

Aus diesem Grund „rauchen“ Aluminiumhalogenide bei Kontakt mit feuchter Luft.

Aluminiumionen. Wir haben oben bereits darauf hingewiesen, dass das Ion in Wasser hydratisiert ist. Beim Lösen von Aluminiumsalzen in Wasser stellt sich folgendes Gleichgewicht ein:

Bei dieser Reaktion fungiert Wasser als Base, weil es ein Proton aufnimmt, und das hydratisierte Aluminiumion fungiert als Säure, weil es ein Proton abgibt. Aus diesem Grund haben Aluminiumsalze saure Eigenschaften. Wenn drin

Herstellung von Kaliumalaun

Aluminium(lateinisch: Aluminium) – im Periodensystem steht Aluminium in der dritten Periode, in der Hauptuntergruppe der dritten Gruppe. Kernladung +13. Die elektronische Struktur des Atoms ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Der metallische Atomradius beträgt 0,143 nm, der kovalente Radius beträgt 0,126 nm, der konventionelle Radius des Al 3+-Ions beträgt 0,057 nm. Ionisierungsenergie Al – Al + 5,99 eV.

Die charakteristischste Oxidationsstufe des Aluminiumatoms ist +3. Negative Oxidationsstufen treten selten auf. In der äußeren Elektronenschicht des Atoms gibt es freie d-Unterniveaus. Aus diesem Grund kann seine Koordinationszahl in Verbindungen nicht nur 4 (AlCl 4-, AlH 4-, Alumosilikate), sondern auch 6 (Al 2 O 3, 3+) betragen.

Historische Referenz. Der Name Aluminium kommt aus dem Lateinischen. Alumen - also im Jahr 500 v. Chr. Aluminiumalaun genannt, das als Beizmittel zum Färben von Stoffen und zum Gerben von Leder verwendet wurde. Der dänische Wissenschaftler H. K. Oersted erhielt 1825 durch Einwirkung von Kaliumamalgam auf wasserfreies AlCl 3 und anschließendes Abdestillieren von Quecksilber relativ reines Aluminium. Die erste industrielle Methode zur Herstellung von Aluminium wurde 1854 vom französischen Chemiker A.E. vorgeschlagen. Sainte-Clair Deville: Die Methode bestand in der Reduktion von Doppelaluminium und Natriumchlorid Na 3 AlCl 6 mit metallischem Natrium. Aluminium hatte eine ähnliche Farbe wie Silber und war zunächst sehr teuer. Von 1855 bis 1890 wurden lediglich 200 Tonnen Aluminium produziert. Die moderne Methode zur Herstellung von Aluminium durch Elektrolyse einer Kryolith-Aluminiumoxid-Schmelze wurde 1886 gleichzeitig und unabhängig von C. Hall in den USA und P. Héroux in Frankreich entwickelt.

In der Natur sein

Aluminium ist das am häufigsten vorkommende Metall in der Erdkruste. Es macht 5,5–6,6 Mol aus. Bruchteil % oder 8 Gew.-%. Seine Hauptmasse ist in Alumosilikaten konzentriert. Ein äußerst häufiges Produkt der Zerstörung von durch sie gebildeten Gesteinen ist Ton, dessen Hauptzusammensetzung der Formel Al 2 O 3 entspricht. 2SiO2. 2H 2 O. Von den anderen natürlichen Formen von Aluminium ist Bauxit Al 2 O 3 von größter Bedeutung. xH 2 O und Mineralien Korund Al 2 O 3 und Kryolith AlF 3 . 3NaF.

Quittung

Derzeit wird Aluminium in der Industrie durch Elektrolyse einer Lösung von Aluminiumoxid Al 2 O 3 in geschmolzenem Kryolith hergestellt. Al 2 O 3 muss ziemlich rein sein, da Verunreinigungen aus geschmolzenem Aluminium nur schwer zu entfernen sind. Der Schmelzpunkt von Al 2 O 3 liegt bei etwa 2050 °C und der von Kryolith bei 1100 °C. Eine geschmolzene Mischung aus Kryolith und Al 2 O 3 mit etwa 10 Gew.-% Al 2 O 3 wird einer Elektrolyse unterzogen, die bei 960 °C schmilzt o C und hat die für den Prozess günstigste elektrische Leitfähigkeit, Dichte und Viskosität. Durch die Zugabe von AlF 3, CaF 2 und MgF 2 wird eine Elektrolyse bei 950 °C möglich.

Der Elektrolyseur zum Schmelzen von Aluminium ist ein Eisengehäuse, das innen mit feuerfesten Steinen ausgekleidet ist. Sein aus komprimierten Kohleblöcken zusammengesetzter Boden (unten) dient als Kathode. Oben befinden sich die Anoden: Das sind mit Kohlebriketts gefüllte Aluminiumrahmen.

Al 2 O 3 = Al 3+ + AlO 3 3-

An der Kathode wird flüssiges Aluminium freigesetzt:

Al 3+ + 3е - = Al

Aluminium wird am Boden des Ofens gesammelt und von dort in regelmäßigen Abständen abgegeben. An der Anode wird Sauerstoff freigesetzt:

4AlO 3 3- – 12e - = 2Al 2 O 3 + 3O 2

Sauerstoff oxidiert Graphit zu Kohlenstoffoxiden. Beim Verbrennen des Kohlenstoffs entsteht die Anode.

Aluminium wird auch als Legierungszusatz für viele Legierungen verwendet, um ihnen Hitzebeständigkeit zu verleihen.

Physikalische Eigenschaften von Aluminium. Aluminium vereint eine Reihe sehr wertvoller Eigenschaften: geringe Dichte, hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit, hohe Duktilität und gute Korrosionsbeständigkeit. Es lässt sich leicht schmieden, stanzen, walzen und ziehen. Aluminium lässt sich gut durch Gas-, Kontakt- und andere Schweißarten schweißen. Das Aluminiumgitter ist kubisch flächenzentriert mit dem Parameter a = 4,0413 Å. Die Eigenschaften von Aluminium hängen daher wie bei allen Metallen von seiner Reinheit ab. Eigenschaften von hochreinem Aluminium (99,996 %): Dichte (bei 20 °C) 2698,9 kg/m 3 ; t pl 660,24 °C; Siedepunkt ca. 2500 °C; Wärmeausdehnungskoeffizient (von 20° bis 100 °C) 23,86·10 -6; Wärmeleitfähigkeit (bei 190 °C) 343 W/m·K, spezifische Wärmekapazität (bei 100 °С) 931,98 J/kg·K. ; elektrische Leitfähigkeit gegenüber Kupfer (bei 20 °C) 65,5 %. Aluminium hat eine geringe Festigkeit (Zugfestigkeit 50–60 Mn/m2), eine Härte (170 Mn/m2 nach Brinell) und eine hohe Duktilität (bis zu 50 %). Beim Kaltwalzen steigt die Zugfestigkeit von Aluminium auf 115 Mn/m2, die Härte auf bis zu 270 Mn/m2, die relative Dehnung sinkt auf 5 % (1 Mn/m2 ~ und 0,1 kgf/mm2). Aluminium ist hochglanzpoliert, eloxiert und hat ein hohes Reflexionsvermögen, das dem von Silber ähnelt (es reflektiert bis zu 90 % der einfallenden Lichtenergie). Aluminium hat eine hohe Affinität zu Sauerstoff und ist an der Luft mit einem dünnen, aber sehr starken Film aus Al 2 O 3 -Oxid bedeckt, der das Metall vor weiterer Oxidation schützt und seine hohen Korrosionsschutzeigenschaften bestimmt. Die Stärke des Oxidfilms und seine Schutzwirkung nehmen in Gegenwart von Verunreinigungen wie Quecksilber, Natrium, Magnesium, Kupfer usw. stark ab. Aluminium ist beständig gegen atmosphärische Korrosion, Meer- und Süßwasser und interagiert praktisch nicht mit konzentriertem oder stark verdünntem Salpeter Säure, organische Säuren, Lebensmittel.

Chemische Eigenschaften

Wenn fein zerkleinertes Aluminium erhitzt wird, verbrennt es heftig an der Luft. Seine Wechselwirkung mit Schwefel verläuft ähnlich. Die Verbindung mit Chlor und Brom erfolgt bei normalen Temperaturen und mit Jod – beim Erhitzen. Bei sehr hohen Temperaturen verbindet sich Aluminium auch direkt mit Stickstoff und Kohlenstoff. Im Gegenteil, es interagiert nicht mit Wasserstoff.

Aluminium ist recht wasserbeständig. Wird jedoch die Schutzwirkung der Oxidschicht mechanisch oder durch Verschmelzung aufgehoben, kommt es zu einer heftigen Reaktion:

Stark verdünnte und sehr konzentrierte HNO3 und H2SO4 haben (in der Kälte) nahezu keine Wirkung auf Aluminium, während es sich bei mittleren Konzentrationen dieser Säuren allmählich auflöst. Reines Aluminium ist gegenüber Salzsäure recht beständig, gewöhnliches Industriemetall löst sich darin jedoch auf.

Wenn Aluminium wässrigen Alkalilösungen ausgesetzt wird, löst sich die Oxidschicht auf und es entstehen Aluminate – Salze, die Aluminium als Teil des Anions enthalten:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

Aluminium ohne Schutzfilm interagiert mit Wasser und verdrängt daraus Wasserstoff:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Das resultierende Aluminiumhydroxid reagiert mit überschüssigem Alkali und bildet Hydroxoaluminat:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Die Gesamtgleichung für die Auflösung von Aluminium in einer wässrigen Alkalilösung:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

Aluminium löst sich merklich in Lösungen von Salzen, die aufgrund ihrer Hydrolyse sauer oder alkalisch reagieren, beispielsweise in einer Lösung von Na 2 CO 3 .

In der Spannungsreihe liegt es zwischen Mg und Zn. Aluminium ist in allen seinen stabilen Verbindungen dreiwertig.

Die Verbindung von Aluminium mit Sauerstoff geht mit einer enormen Wärmefreisetzung einher (1676 kJ/mol Al 2 O 3), die deutlich größer ist als bei vielen anderen Metallen. Vor diesem Hintergrund kommt es beim Erhitzen einer Mischung des Oxids des entsprechenden Metalls mit Aluminiumpulver zu einer heftigen Reaktion, die zur Freisetzung von freiem Metall aus dem aufgenommenen Oxid führt. Um mehrere Elemente (Cr, Mn, V, W usw.) in freiem Zustand zu erhalten, wird häufig die Reduktionsmethode mit Al (Aluminothermie) eingesetzt.

Aluminothermie wird manchmal zum Schweißen einzelner Stahlteile, insbesondere der Verbindungen von Straßenbahnschienen, eingesetzt. Die verwendete Mischung („Thermit“) besteht meist aus feinen Pulvern aus Aluminium und Fe 3 O 4 . Die Zündung erfolgt über eine Zündschnur aus einer Mischung aus Al und BaO 2. Die Hauptreaktion folgt der Gleichung:

8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe + 3350 kJ

Darüber hinaus erreicht die Temperatur etwa 3000 °C.

Aluminiumoxid ist eine weiße, sehr feuerfeste (Fp. 2050 °C) und in Wasser unlösliche Masse. Natürliches Al 2 O 3 (Mineralkorund) sowie künstlich gewonnenes und anschließend hochkalziniertes Al 2 O 3 zeichnen sich durch hohe Härte und Unlöslichkeit in Säuren aus. Al 2 O 3 (sogenanntes Aluminiumoxid) kann durch Fusion mit Alkalien in einen löslichen Zustand überführt werden.

Typischerweise wird Naturkorund, der aufgrund seiner extremen Härte mit Eisenoxid verunreinigt ist, zur Herstellung von Schleifscheiben, Wetzsteinen usw. verwendet. In fein zerkleinerter Form wird es Schmirgel genannt und zum Reinigen von Metalloberflächen und zur Herstellung von Schleifpapier verwendet. Für die gleichen Zwecke wird häufig Al 2 O 3 verwendet, das durch Schmelzen von Bauxit (technischer Name - Alundum) gewonnen wird.

Transparente farbige Korundkristalle – roter Rubin – eine Beimischung von Chrom – und blauer Saphir – eine Beimischung von Titan und Eisen – Edelsteine. Sie werden auch künstlich gewonnen und für technische Zwecke verwendet, beispielsweise zur Herstellung von Teilen für Präzisionsinstrumente, Uhrensteinen usw. Als Quantengeneratoren werden Rubinkristalle mit einer geringen Beimischung von Cr 2 O 3 verwendet – Laser, die einen gerichteten Strahl monochromatischer Strahlung erzeugen.

Aufgrund der Unlöslichkeit von Al 2 O 3 in Wasser kann das diesem Oxid entsprechende Hydroxid Al(OH) 3 nur indirekt aus Salzen gewonnen werden. Die Herstellung von Hydroxid kann wie folgt dargestellt werden. Unter Einwirkung von Alkalien werden OH-Ionen in Aquakomplexen nach und nach durch 3+ Wassermoleküle ersetzt:

3+ + OH - = 2+ + H 2 O

2+ + OH - = + + H 2 O

OH - = 0 + H 2 O

Al(OH) 3 ist ein voluminöser gelatineartiger weißer Niederschlag, der in Wasser praktisch unlöslich, in Säuren und starken Laugen jedoch leicht löslich ist. Es hat daher einen amphoteren Charakter. Allerdings sind seine basischen und vor allem sauren Eigenschaften eher schwach ausgeprägt. Aluminiumhydroxid ist in überschüssigem NH 4 OH unlöslich. Eine Form von dehydriertem Hydroxid, Aluminiumgel, wird in der Technik als Adsorptionsmittel verwendet.

Bei Wechselwirkung mit starken Alkalien entstehen die entsprechenden Aluminate:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Aluminate der aktivsten einwertigen Metalle sind in Wasser gut löslich, ihre Lösungen sind jedoch aufgrund der starken Hydrolyse nur in Gegenwart eines ausreichenden Alkaliüberschusses stabil. Aluminate, hergestellt aus schwächeren Basen, werden in Lösung fast vollständig hydrolysiert und können daher nur trocken (durch Verschmelzen von Al 2 O 3 mit Oxiden der entsprechenden Metalle) gewonnen werden. Es entstehen Metaaluminate, deren Zusammensetzung sich von der Metaaluminiumsäure HAlO 2 ableitet. Die meisten von ihnen sind wasserunlöslich.

Al(OH) 3 bildet mit Säuren Salze. Derivate der meisten starken Säuren sind in Wasser gut löslich, werden jedoch stark hydrolysiert, weshalb ihre Lösungen eine saure Reaktion zeigen. Lösliche Aluminiumsalze und schwache Säuren werden noch stärker hydrolysiert. Aufgrund der Hydrolyse können Sulfid, Carbonat, Cyanid und einige andere Aluminiumsalze nicht aus wässrigen Lösungen gewonnen werden.

In einer wässrigen Umgebung ist das Al 3+-Anion direkt von sechs Wassermolekülen umgeben. Ein solches hydratisiertes Ion ist nach dem Schema etwas dissoziiert:

3+ + H 2 O = 2+ + OH 3 +

Seine Dissoziationskonstante beträgt 1. 10 -5, d.h. Es ist eine schwache Säure (ähnlich stark wie Essigsäure). Die oktaedrische Umgebung von Al 3+ mit sechs Wassermolekülen bleibt auch in kristallinen Hydraten einer Reihe von Aluminiumsalzen erhalten.

Als Alumosilikate kommen Silikate in Betracht, bei denen ein Teil der Silizium-Sauerstoff-Tetraeder SiO 4 4 - durch Aluminium-Sauerstoff-Tetraeder AlO 4 5 ersetzt ist. Unter den Alumosilikaten sind Feldspäte am häufigsten, die mehr als die Hälfte der Masse ausmachen Erdkruste. Ihre Hauptvertreter sind Mineralien

Orthoklas K 2 Al 2 Si 6 O 16 oder K 2 O . Al 2 O 3 . 6SiO2

Albit Na 2 Al 2 Si 6 O 16 oder Na 2 O. Al 2 O 3 . 6SiO2

Anorthit CaAl 2 Si 2 O 8 oder CaO. Al 2 O 3 . 2SiO2

Sehr häufig sind Mineralien der Glimmergruppe, zum Beispiel Muskovit Kal 2 (AlSi 3 O 10) (OH) 2. Von großer praktischer Bedeutung ist das Mineral Nephelin (Na, K) 2, das zur Herstellung von Tonerde, Sodaprodukten und Zement verwendet wird. Diese Produktion besteht aus folgenden Arbeitsgängen: a) Nephelin und Kalkstein werden in Rohröfen bei 1200 °C gesintert:

(Na, K) 2 + 2CaCO 3 = 2CaSiO 3 + NaAlO 2 + KAlO 2 + 2CO 2

b) die resultierende Masse wird mit Wasser ausgelaugt – es entsteht eine Lösung aus Natrium- und Kaliumaluminaten und CaSiO 3-Aufschlämmung:

NaAlO 2 + KAlO 2 + 4H 2 O = Na + K

c) Beim Sintern entstehendes CO 2 wird durch die Aluminatlösung geleitet:

Na + K + 2CO 2 = NaHCO 3 + KHCO 3 + 2Al(OH) 3

d) durch Erhitzen von Al(OH) 3 wird Aluminiumoxid erhalten:

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

e) durch Eindampfen der Mutterlauge werden Soda und Potage getrennt und der zuvor gewonnene Schlamm zur Zementherstellung verwendet.

Bei der Herstellung von 1 Tonne Al 2 O 3 werden 1 Tonne Sodaprodukte und 7,5 Tonnen Zement gewonnen.

Einige Alumosilikate haben eine lockere Struktur und sind zum Ionenaustausch fähig. Solche Silikate – natürliche und vor allem künstliche – werden zur Wasserenthärtung eingesetzt. Darüber hinaus werden sie aufgrund ihrer hochentwickelten Oberfläche als Katalysatorträger, also als Katalysatorträger, eingesetzt. als mit einem Katalysator imprägnierte Materialien.

Aluminiumhalogenide sind unter normalen Bedingungen farblose kristalline Substanzen. In der Reihe der Aluminiumhalogenide unterscheidet sich AlF 3 in seinen Eigenschaften stark von seinen Analoga. Es ist feuerfest, schwer wasserlöslich und chemisch inaktiv. Das Hauptverfahren zur Herstellung von AlF 3 basiert auf der Einwirkung von wasserfreiem HF auf Al 2 O 3 oder Al:

Al 2 O 3 + 6HF = 2AlF 3 + 3H 2 O

Aluminiumverbindungen mit Chlor, Brom und Jod sind schmelzbar, sehr reaktiv und nicht nur in Wasser, sondern auch in vielen organischen Lösungsmitteln gut löslich. Die Wechselwirkung von Aluminiumhalogeniden mit Wasser geht mit einer erheblichen Wärmefreisetzung einher. In wässriger Lösung sind sie alle stark hydrolysiert, aber im Gegensatz zu typischen sauren Nichtmetallhalogeniden ist ihre Hydrolyse unvollständig und reversibel. Da AlCl 3, AlBr 3 und AlI 3 bereits unter normalen Bedingungen merklich flüchtig sind, rauchen sie in feuchter Luft (aufgrund der Hydrolyse). Sie können durch direkte Wechselwirkung einfacher Substanzen gewonnen werden.

Die Dampfdichten von AlCl 3, AlBr 3 und AlI 3 bei relativ niedrigen Temperaturen entsprechen mehr oder weniger genau den Doppelformeln - Al 2 Hal 6. Die räumliche Struktur dieser Moleküle entspricht zwei Tetraedern mit einer gemeinsamen Kante. Jedes Aluminiumatom ist an vier Halogenatome gebunden, und jedes der zentralen Halogenatome ist an beide Aluminiumatome gebunden. Von den beiden Bindungen des zentralen Halogenatoms ist eine eine Donor-Akzeptor-Bindung, wobei Aluminium als Akzeptor fungiert.

Mit Halogenidsalzen einer Reihe einwertiger Metalle bilden Aluminiumhalogenide komplexe Verbindungen, hauptsächlich vom Typ M 3 und M (wobei Hal für Chlor, Brom oder Jod steht). Die Neigung zu Additionsreaktionen ist bei den betrachteten Halogeniden im Allgemeinen sehr ausgeprägt. Dies ist genau der Grund für die wichtigste technische Verwendung von AlCl 3 als Katalysator (in der Erdölraffination und in organischen Synthesen).

Von den Fluoroaluminaten wird Na 3 -Kryolith am häufigsten (zur Herstellung von Al, F 2, Emails, Glas usw.) verwendet. Die industrielle Herstellung von künstlichem Kryolith basiert auf der Behandlung von Aluminiumhydroxid mit Flusssäure und Soda:

2Al(OH) 3 + 12HF + 3Na 2 CO 3 = 2Na 3 + 3CO 2 + 9H 2 O

Chlor-, Brom- und Jodaluminate werden durch Fusion von Aluminiumtrihalogeniden mit Halogeniden der entsprechenden Metalle erhalten.

Obwohl Aluminium nicht chemisch mit Wasserstoff reagiert, kann Aluminiumhydrid indirekt gewonnen werden. Es ist eine weiße amorphe Masse der Zusammensetzung (AlH 3) n. Zersetzt sich beim Erhitzen über 105 °C unter Freisetzung von Wasserstoff.

Wenn AlH 3 mit basischen Hydriden in einer ätherischen Lösung interagiert, entstehen Hydroaluminate:

LiH + AlH 3 = Li

Hydridoaluminate sind weiße Feststoffe. Zersetzt sich schnell mit Wasser. Sie sind starke Reduktionsmittel. Sie werden (insbesondere Li) in der organischen Synthese verwendet.

Aluminiumsulfat Al 2 (SO 4) 3. 18H 2 O wird durch Einwirkung heißer Schwefelsäure auf Aluminiumoxid oder Kaolin gewonnen. Es wird zur Wasserreinigung sowie zur Herstellung bestimmter Papiersorten verwendet.

Kaliumaluminiumalaun KAl(SO 4) 2. 12H 2 O wird in großen Mengen zum Gerben von Leder und auch in der Färbereiindustrie als Beizmittel für Baumwollstoffe verwendet. Im letzteren Fall beruht die Wirkung von Alaun darauf, dass sich durch seine Hydrolyse gebildetes Aluminiumhydroxid in fein verteiltem Zustand in den Gewebefasern ablagert und durch Adsorption des Farbstoffs diesen fest auf der Faser hält.

Von den anderen Aluminiumderivaten ist sein Acetat (ansonsten Essigsäuresalz) Al(CH 3 COO) 3 zu erwähnen, das zum Färben von Stoffen (als Beizmittel) und in der Medizin (Lotionen und Kompressen) verwendet wird. Aluminiumnitrat ist in Wasser leicht löslich. Aluminiumphosphat ist in Wasser und Essigsäure unlöslich, jedoch in starken Säuren und Laugen löslich.

Aluminium im Körper. Aluminium ist Bestandteil des Gewebes von Tieren und Pflanzen; In den Organen von Säugetieren wurden 10 -3 bis 10 -5 % Aluminium (auf Rohbasis) gefunden. Aluminium reichert sich in Leber, Bauchspeicheldrüse und Schilddrüse an. In pflanzlichen Produkten liegt der Aluminiumgehalt zwischen 4 mg pro 1 kg Trockenmasse (Kartoffeln) und 46 mg (gelbe Rüben), in Produkten tierischen Ursprungs zwischen 4 mg (Honig) und 72 mg pro 1 kg Trockenmasse ( Rindfleisch). In der täglichen menschlichen Ernährung beträgt der Aluminiumgehalt 35–40 mg. Als Organismen, die Aluminium anreichern, sind beispielsweise Moose (Lycopodiaceae) bekannt, deren Asche bis zu 5,3 % Aluminium enthält, und Mollusken (Helix und Lithorina), deren Asche 0,2–0,8 % Aluminium enthält. Durch die Bildung unlöslicher Verbindungen mit Phosphaten stört Aluminium die Ernährung von Pflanzen (Aufnahme von Phosphaten durch Wurzeln) und Tieren (Aufnahme von Phosphaten im Darm).

Geochemie von Aluminium. Die geochemischen Eigenschaften von Aluminium werden durch seine hohe Affinität zu Sauerstoff (in Mineralien ist Aluminium in Sauerstoffoktaedern und -tetraedern enthalten), seine konstante Wertigkeit (3) und die geringe Löslichkeit der meisten natürlichen Verbindungen bestimmt. Bei endogenen Prozessen bei der Erstarrung von Magma und der Bildung magmatischer Gesteine ​​gelangt Aluminium in das Kristallgitter von Feldspaten, Glimmern und anderen Mineralien – Alumosilikaten. In der Biosphäre ist Aluminium ein schwacher Migrant; in Organismen und in der Hydrosphäre kommt es kaum vor. In einem feuchten Klima, in dem die zersetzenden Überreste üppiger Vegetation viele organische Säuren bilden, wandert Aluminium in Böden und Gewässern in Form organomineraler kolloidaler Verbindungen; Aluminium wird von Kolloiden adsorbiert und im unteren Teil des Bodens abgelagert. Die Bindung zwischen Aluminium und Silizium wird teilweise aufgebrochen und an manchen Orten in den Tropen bilden sich Mineralien – Aluminiumhydroxide – Böhmit, Diasporen, Hydrargillit. Der größte Teil des Aluminiums ist Bestandteil von Alumosilikaten – Kaolinit, Beidellit und anderen Tonmineralien. Die schwache Mobilität bestimmt die Restanreicherung von Aluminium in der Verwitterungskruste der feuchten Tropen. Dadurch entsteht eluviales Bauxit. In vergangenen geologischen Epochen kam es auch zu Bauxitansammlungen in Seen und Küstenzonen tropischer Meere (z. B. Sedimentbauxite Kasachstans). In Steppen und Wüsten, wo es wenig lebende Materie gibt und das Wasser neutral und alkalisch ist, wandert Aluminium fast nicht. Die Migration von Aluminium ist in vulkanischen Gebieten am stärksten, wo stark saures Fluss- und Grundwasser mit hohem Aluminiumgehalt beobachtet wird. An Orten, an denen sich saures Wasser mit alkalischem Meerwasser vermischt (an Flussmündungen und anderen), fällt Aluminium unter Bildung von Bauxitablagerungen aus.

Anwendung von Aluminium. Die Kombination physikalischer, mechanischer und chemischer Eigenschaften von Aluminium bestimmt seine weit verbreitete Verwendung in nahezu allen Bereichen der Technik, insbesondere in Form seiner Legierungen mit anderen Metallen. In der Elektrotechnik ersetzt Aluminium erfolgreich Kupfer, insbesondere bei der Herstellung von massiven Leitern, beispielsweise in Freileitungen, Hochspannungskabeln, Schaltschienen, Transformatoren (die elektrische Leitfähigkeit von Aluminium erreicht 65,5 % der elektrischen Leitfähigkeit von Kupfer usw.). es ist mehr als dreimal leichter als Kupfer; bei gleichem Querschnitt ist die Masse von Aluminiumdrähten halb so groß wie die von Kupfer. Hochreines Aluminium wird bei der Herstellung von elektrischen Kondensatoren und Gleichrichtern verwendet, deren Wirkung auf der Fähigkeit des Aluminiumoxidfilms beruht, elektrischen Strom nur in eine Richtung zu leiten. Hochreines Aluminium, gereinigt durch Zonenschmelzen, wird für die Synthese von Halbleiterverbindungen des Typs A III B V verwendet, die für die Herstellung von Halbleiterbauelementen verwendet werden. Reinaluminium wird bei der Herstellung verschiedener Arten von Spiegelreflektoren verwendet. Hochreines Aluminium wird verwendet, um Metalloberflächen vor atmosphärischer Korrosion zu schützen (Verkleidung, Aluminiumfarbe). Da Aluminium einen relativ geringen Neutronenabsorptionsquerschnitt besitzt, wird es als Strukturmaterial in Kernreaktoren verwendet.

Aluminiumtanks mit großem Fassungsvermögen speichern und transportieren flüssige Gase (Methan, Sauerstoff, Wasserstoff usw.), Salpeter- und Essigsäure, sauberes Wasser, Wasserstoffperoxid und Speiseöle. Aluminium wird häufig in Geräten und Apparaten der Lebensmittelindustrie, für Lebensmittelverpackungen (in Form von Folien) und für die Herstellung verschiedener Arten von Haushaltsprodukten verwendet. Der Verbrauch von Aluminium für die Fertigstellung von Gebäuden, Architektur-, Transport- und Sportstrukturen ist stark gestiegen.

In der Metallurgie ist Aluminium (neben darauf basierenden Legierungen) einer der häufigsten Legierungszusätze in Legierungen auf Basis von Cu, Mg, Ti, Ni, Zn und Fe. Aluminium wird auch zum Desoxidieren von Stahl vor dem Gießen in eine Form sowie bei der Herstellung bestimmter Metalle mithilfe der Aluminothermie-Methode verwendet. Basierend auf Aluminium wurde mittels Pulvermetallurgie SAP (gesintertes Aluminiumpulver) hergestellt, das eine hohe Hitzebeständigkeit bei Temperaturen über 300 °C aufweist.

Aluminium wird bei der Herstellung von Sprengstoffen (Ammoniak, Alumotol) verwendet. Verschiedene Aluminiumverbindungen werden häufig verwendet.

Die Produktion und der Verbrauch von Aluminium nehmen kontinuierlich zu und übertreffen die Wachstumsrate der Produktion von Stahl, Kupfer, Blei und Zink deutlich.

Liste der verwendeten Literatur

1. V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin „Ein kurzes chemisches Nachschlagewerk“

2. L.S. Guzey „Vorlesungen zur allgemeinen Chemie“

3. N.S. Achmetow „Allgemeine und anorganische Chemie“

4. B.V. Nekrasov „Lehrbuch der Allgemeinen Chemie“

5. N.L. Glinka „Allgemeine Chemie“

DEFINITION

Aluminium– chemisches Element der 3. Periode der Gruppe IIIA. Seriennummer – 13. Metall. Aluminium gehört zu den Elementen der p-Familie. Symbol – Al.

Atommasse – 27 amu. Die elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus ist 3s 2 3p 1. Aluminium weist in seinen Verbindungen die Oxidationsstufe „+3“ auf.

Chemische Eigenschaften von Aluminium

Aluminium zeigt bei Reaktionen reduzierende Eigenschaften. Da sich an der Luft ein Oxidfilm auf seiner Oberfläche bildet, ist es resistent gegen Wechselwirkungen mit anderen Substanzen. Beispielsweise wird Aluminium in Wasser, konzentrierter Salpetersäure und einer Lösung von Kaliumdichromat passiviert. Nach dem Entfernen des Oxidfilms von seiner Oberfläche ist es jedoch in der Lage, mit einfachen Substanzen zu interagieren. Die meisten Reaktionen treten beim Erhitzen auf:

2Al-Pulver +3/2O 2 = Al 2 O 3;

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (t);

2Al-Pulver + 3Hal 2 = 2AlHal 3 (t = 25C);

2Al + N 2 = 2AlN (t);

2Al +3S = Al 2 S 3 (t);

4Al + 3C Graphit = Al 4 C 3 (t);

4Al + P 4 = 4AlP (t, in einer H 2-Atmosphäre).

Außerdem kann Aluminium nach dem Entfernen des Oxidfilms von seiner Oberfläche mit Wasser interagieren und Hydroxid bilden:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2.

Aluminium weist amphotere Eigenschaften auf und kann sich daher in verdünnten Lösungen von Säuren und Laugen lösen:

2Al + 3H 2 SO 4 (verdünnt) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2;

2Al + 6HCl verdünnt = 2AlCl 3 + 3 H 2 ;

8Al + 30HNO 3 (verdünnt) = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O;

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2;

2Al + 2(NaOH×H 2 O) = 2NaAlO 2 + 3 H 2.

Aluminothermie ist eine Methode zur Herstellung von Metallen aus ihren Oxiden, die auf der Reduktion dieser Metalle mit Aluminium basiert:

8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe;

2Al + Cr 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Cr.

Physikalische Eigenschaften von Aluminium

Aluminium hat eine silberweiße Farbe. Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Aluminium sind Leichtigkeit, hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Im freien Zustand ist Aluminium an der Luft mit einem dauerhaften Film aus Al 2 O 3-Oxid bedeckt, der es beständig gegen die Einwirkung konzentrierter Säuren macht. Schmelzpunkt – 660,37 °C, Siedepunkt – 2500 °C.

Herstellung und Verwendung von Aluminium

Aluminium wird durch Elektrolyse des geschmolzenen Oxids dieses Elements hergestellt:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Aufgrund der geringen Produktausbeute wird jedoch häufiger das Verfahren zur Herstellung von Aluminium durch Elektrolyse einer Mischung aus Na 3 und Al 2 O 3 verwendet. Die Reaktion findet beim Erhitzen auf 960 °C und in Gegenwart von Katalysatoren statt – Fluoriden (AlF 3, CaF 2 usw.), während an der Kathode Aluminium freigesetzt wird und an der Anode Sauerstoff freigesetzt wird.

Aluminium hat in der Industrie breite Anwendung gefunden; Legierungen auf Aluminiumbasis sind die wichtigsten Strukturmaterialien im Flugzeug- und Schiffbau.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Bei der Reaktion von Aluminium mit Schwefelsäure entstand Aluminiumsulfat mit einem Gewicht von 3,42 g. Bestimmen Sie die Masse und Menge der reagierten Aluminiumsubstanz.
Lösung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung: 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2. Molmassen von Aluminium und Aluminiumsulfat, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendeleev – 27 bzw. 342 g/mol. Dann beträgt die Stoffmenge des gebildeten Aluminiumsulfats: n(Al 2 (SO 4) 3) = m(Al 2 (SO 4) 3) / M(Al 2 (SO 4) 3); n(Al 2 (SO 4) 3) = 3,42 / 342 = 0,01 mol. Gemäß der Reaktionsgleichung n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, also n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Dann ist die Masse von Aluminium gleich: m(Al) = n(Al)×M(Al); m(Al) = 0,02×27 = 0,54 g.
Antwort	Die Menge an Aluminiumsubstanz beträgt 0,02 Mol; Aluminiummasse – 0,54 g.