Aluminium. 1. Historisches [1]

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Sommersemester Dozentin: Frau Dr. M. Andratschke Referenten: Tim Drechsler, Markus Seitz 1. Historisches [1] Aluminium Aluminium (lat. Alumen = Alaun) ist, im Vergleich zu anderen Metallen, ein relativ spät entdecktes Metall. Im Jahre 1808 war es Sir Humphry Davy, der das Metall fand und benannte. Es gelang ihm aber nicht, Aluminium herzustellen fand Hans Christian Oersted einen Weg, Aluminium synthetisch darzustellen, welches aber mit starken Verunreinigungen versetzt war. Aluminium in reiner Form wurde erstmals 1827 durch Friedrich Wöhler (siehe Abb. 1) dargestellt, indem er Aluminiumchlorid mit Kalium reduzierte (AlCl 3 + K Al + 3 KCl). Abb. 1: Friedrich Wöhler [2] 2. Vorkommen [3] Aluminium ist mit einem Massenanteil von ca. 8 % das am häufigsten vorkommende Metall der Erdkruste. Von allen Elementen der Erde ist es das Dritthäufigste. In der Natur kommt es allerdings nicht in gediegener Form vor. Natürliche Verbindungen des Aluminiums sind das Oxid (Korund Al 2 O 3 ), Hydroxide (Hydragillit Al(OH) 3 ; Böhmit AlO(OH)) oder Kombinationen des Metalloxides bzw. der hydroxide mit anderen Metalloxiden bzw. hydroxiden. Solche Kombinationen sind beispielsweise Alumosilikate, wie Feldspat und Glimmer, und die Verwitterungsprodukte der Feldspäte, die Tone. Außerdem zählen dazu die Verwitterungsprodukte der Tone, das Bauxit. Im geringen Umfang kommt Aluminium auch in Form von Fluoriden, z. B. als Na 3 [AlF 6 ] (Kryolith), vor. Außerdem gibt es noch andere Formen des Korunds, die sich als Edelsteine großer Beliebtheit in der Bevölkerung erfreuen. Hierbei ist Korund mit Spuren von anderen metallischen Oxiden versetzt: Rubin, rote Färbung; Saphir, blaue Färbung, und orientalischer Smaragd, grüne Färbung. 3. Darstellung [3] Die Gewinnung von reinem Aluminium aus Bauxit läuft in zwei Schritten ab. a) Nasser Aufschluß (Bayer-Verfahren) Hier wird durch Entfernen von Fremdbestandteilen (Eisenoxide und Kieselsäuren) aus Bauxit reines Al 2 O 3 gewonnen. b) Schmelzflusselektrolyse Da das reine Al 2 O 3 (T s = 2045 C) einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, fügt man ihm Kryolith (Na 3 [AlF 6 ]) (T s = 1000 C) hinzu. Bei einer bestimmten Mischung der beiden Bestandteile ergibt sich die geringste mögliche Schmelztemperatur von 935 C. Die Elektrolyse wird meist bei Badtemperaturen von 940 C C durchgeführt, wobei sich das Aluminium an der Kathode abscheidet. 1

2 4. Eigenschaften und Reaktionsverhalten a) physikalische Eigenschaften [4] - silberweißes Leichtmetall mit geringer Dichte (ρ = 2,7 g/cm 3 ) 1/3 mal leichter als Eisen bzw. Stahl - Relative Atommasse M = 26, Schmelzpunkt T F = 660,4 C, Siedepunkt K p = 2467 C - sehr gut form-/dehnbar; - hohe Festigkeit - hohe Leitfähigkeit für Wärme und elektrischen Strom - gute Korrosionsbeständigkeit; Ursache: Schutzschicht aus Aluminiumoxid b) chemische Eigenschaften Aluminium ist ein sehr reaktionsfreudiges Element, was z. B. die nachfolgenden Versuche beweisen. Es reagiert beim Erwärmen mit den meisten Nichtmetallen. Ein Beispiel dafür zeigt der Versuch 1. Versuche: Versuch 1: Verbrennen von Aluminium/ Reaktion des Aluminiums mit dem Sauerstoff der Luft [5-8] Gewinkeltes Glasrohr, Trichter, Spatel, Bunsenbrenner, Aluminiumpulver - Durchführung: An einem Ende des gewinkelten Glasrohres wird in eine Öffnung mittels eines Trichters das Aluminiumpulver gegeben. Anschließend bläst man es durch Einblasen von Atemluft vom anderen Ende aus in die rauschende Bunsenbrennerflamme. - Beobachtung: Helle Lichtblitze und weißer Rauch Wärmeentwicklung Das Aluminiumpulver verbrennt mit dem Sauerstoff der Luft: Es bildet sich Aluminiumoxid. Dabei wird Aluminium oxidiert und Sauerstoff reduziert. Reaktionsgleichung (Redoxgleichung): 4 Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 ; H R = kj x mol -1 2

3 Lehrplanbezug: In der Schule könnte man diesen Versuch als Beispiel für eine Redoxreaktion durchführen. (vgl. Lehrplan Chemie Punkt 9.5 Elektronenübergänge). [6] Gebräuchliches Aluminium, wie zum Beispiel die Aluminiumfolie, ist immer mit einer Oxidschicht umhüllt. Die Oxidschicht dient vor allem als Korrosionsschutz. Diese Oxidschicht lässt sich jedoch mit Hilfe einer Säure zerstören. (s. auch Versuch 2) Aufgrund der bereits erwähnten hohen Sauerstoff-Affinität wird Aluminium auch zur Desoxidation von Metallen verwendet, d. h. man kann verschiedenste Metalloxide mit Aluminium unter Bildung des jeweiligen Metalls und Aluminiumoxid umsetzen. (Aluminothermisches Verfahren, H. Goldschmidt, 1897). Dieses Verfahren findet z. B. beim Verschweißen von Eisenbahnschienen durch die Umsetzung von Eisenoxid (Fe 3 O 4 ) mit Aluminium-Grieß Verwendung: 3 Fe 3 O Al 4 Al 2 O Fe Dabei entstehen Temperaturen von ca C. [7, 8] Versuch 2: Reaktion von Aluminium mit einer Säure (Salzsäure (HCl)) und einer Lauge (Natronlauge (NaOH)) [5-9] 2 große und 2 kleine Reagenzgläser, Reagenzglashalter, Reagenzglasständer, Pipette, Bunsenbrenner, Aluminiumspäne, Salzsäure (HCl) (2 mol/l), Natronlauge (NaOH) (2 mol/l) - Durchführung/Beobachtung: Zu den sich in den beiden kleinen Reagenzgläsern befindenden Aluminiumspänen wird in das erste Reagenzglas vorsichtig circa eine halbe Pipette voll Salzsäure und in das zweite Reagenzglas die gleiche Menge an Natronlauge gegeben. Das entstehende Gas wird mit den großen Reagenzgläsern aufgefangen. Anschließend überprüft man das Gas mit der Knallgasprobe. Durch die Säure sowie durch die Lauge wird die schützende Oxidschicht des Aluminiums zerstört. D. h. in Salzsäure und in Natronlauge löst sich Aluminium unter Wasserstoffentwicklung auf. Bei der Reaktion des Aluminiums mit nichtoxidierenden Säuren bzw. Laugen wird Wasserstoff freigesetzt Nachweis durch die Knallgasprobe 3

4 a) 2 Al + 6 HCl 2 Al Cl H 2 b) 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H 2 Aluminium, ein unedles Metall, kann sowohl von Säuren, als auch von Basen, in Lösung gebracht werden. Die Reaktionen verlaufen anfangs sehr langsam. Die Reaktion mit Natronlauge jedoch verläuft im Gegensatz zur Reaktion mit Salzsäure rascher ab. Bei beiden Reaktionen verläuft die Knallgasprobe positiv, dadurch ist der entstandene Wasserstoff nachgewiesen. Lehrplanbezug: [6] Aluminium reagiert außer mit Säuren auch mit Laugen, was uns die beiden Versuche bestätigten. Die Schüler sollen lernen, wie unedle Metalle mit Säuren und Basen reagieren. (vgl. Lehrplan Chemie Punkt 9.3 Reaktionsverhalten edler und unedler Metalle) Versuch 3: Weißer Reif (Bildung von Aluminiumamalgam) [9, 10] Tropfpipette, poliertes Aluminiumblech (Al), Quecksilber(II)-chlorid-Salz (HgCl 2 ), Salzsäure (HCl) (2 mol/l) - Durchführung: Eine Spatelspitze voll Quecksilber(II)-chlorid (HgCl 2 ) wird auf ein poliertes Aluminiumblech gegeben. Das HgCl 2 -Salz versetzt man danach mit einigen Millilitern verdünnter Salzsäure. - Beobachtung: Nach kurzer Zeit wird das Blech matt, wenig später zeigt sich ein weißer Überzug. Nach und nach sieht man Nädelchen sprießen, die einen grau-weißen Rasen bilden. Die Quecksilberionen werden durch das Aluminium, dessen schützende Oxidschicht durch die Säure zerstört wurde, zu metallischem Quecksilber reduziert, während Aluminium oxidiert wird. Das Oxidationsprodukt hat die Form weißer Nädelchen, die auch den weißen Reif bilden. Der graue Farbton kommt durch das Quecksilber zustande. Ablaufende Reaktionen: a) Reduktion des Hg 2+ zu metallischem Quecksilber (graue Färbung) und Bildung von Aluminium-Amalgam: 4

5 3 Hg Al 3 Hg + 2 Al 3+ b) Oxidation des Aluminiums an der Luft (weißer Reif): 4 Al + 6 H 2 O + 3 O 2 4 Al(OH) 3 Dieser Versuch zeigt nicht nur, dass Aluminium ein Reduktionsmittel ist, sondern auch, wie es seine schützende Oxidschicht nicht nur durch die Reaktion mit Säuren und Laugen (s. Versuch 2), sondern auch durch Zugabe von z. B. angesäuerten Quecksilberverbindungen verliert. Lehrplanbezug: [6] In der Schule könnte man diesen Versuch als Beispiel für Redoxreaktionen durchführen. (vgl. Lehrplan Chemie Punkt 9.5 Elektronenübergänge). [6] Literatur: [1] (Stand ) [2] (Stand: ) [3] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, W. de Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 1995, S [4] (Stand: ) [5] H. Keune, W. Filbry: Chemische Schulexperimente (Band 2), Verlag Harri Deutsch Thun, Frankfurt am Main, 1978, S. 167, 171, 172. [6] (Stand: ) [7] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner; G. Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, Spektrum Akademischer Verlag, München, 2004, S [8] E. Riedel: Anorganische Chemie, 5. Auflage, W. de Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 2002, S [9] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 13. Auflage, S. Hirzel-Verlag, Leipzig, 1973, S [10] H. W. Roesky, K. Moeckel: Chemische Kabinettstücke, 1. Auflage, VCH, Weinheim [u. a.], 1996, S