Aluminium O H 2

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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: Josef Enggruber, Martina Heistracher, Matthias Spiegelsperger Aluminium 1. Vorkommen [1], [2], [3], [4] Mit einem Gewichtsanteil von 7,57 % ist Aluminium das am dritthäufigsten vorkommende Element der Erde (nach Sauerstoff und Silicium). Dabei liegt es hauptsächlich als Oxid vor. Eine weitere bedeutende Verbindungsklasse sind Alumosilicate, wie Feldspäte und Glimmer, deren Verwitterungsprodukte die Tone darstellen. Nach weiterer Verwitterung entstehen die Bauxite. Zudem liegt Aluminium in der Natur als Verbindung in bestimmten Mineralen vor. Wichtige Beispiele sind: Korund (α- ), Hydrargillit (γ-al(oh) 3 ), Diaspor (α-alo(oh)) und Böhmit (γ-alo(oh)). 2. Eigenschaften [2] - Dichte: 2,7 g/cm 3 - Schmelzpunkt: 630,32 C, Siedepunkt: 2467 C - Hohe Wärmeleitfähigkeit und hohe elektrische Leitfähigkeit - Elektronenkonfiguration: [Ne]3s 2 3p 1 - Reaktion mit Säuren und Basen 3. Gewinnung [1], [5] Den Ausgangsstoff für die Herstellung des Aluminiums stellen die roten Bauxite (enthalten überwiegend Böhmit) dar. Diese sind mit Fe 2 verunreinigt, weshalb eine Abtrennung des Eisens von Nöten ist. Dabei wird im nassen Aufschluss (Bayer Verfahren) zunächst gemahlenes Bauxit mit 35 % iger Natronlauge bei C und 5 7 bar erhitzt, wobei das Al(OH) 3 in Lösung geht. Das ungelöste Fe(OH) 3 kann nun im Rotschlamm vom Na(Al(OH) 4 ) durch Filtration abgetrennt werden. Folgende Reaktionsgleichungen beschreiben das Vorgehen: Al(OH) 3 + NaOH Na[Al(OH) 4 ] Fe(OH) 3 + NaOH Na[Fe(OH) 4 ] Setzt man zur Lösung nun einen Impfkristall zu, so fällt das Al(OH) 3 aus, welches beim anschließenden Brennen bei 1200 C zum reagiert: 2 Al(OH) H 2 O Bei der folgenden Schmelzflusselektrolyse wird schließlich das Aluminium gewonnen. Der Elektrolyt in diesem Prozess besteht zu % aus Na 3 [AlF 6 ], weiteren Fluoriden und zu 7 12 % aus. Dieser zweite Schritt kann mit folgenden Reaktionsgleichungen zusammengefasst werden: 1

2 2 Al e - 3 O 2-2 Al O 2- (Schmelze) 2 Al (Kathode) + 6e - (Anode) + 3 C + 2 Al 3 CO + 3 C 2 Al + 3 CO 4. Verwendung [2], [3] - große Bedeutung im Hoch, Industrie & Apparatebau (aufgrund der geringen Dichte) - Herstellung von Auto und Flugzeugteilen - Verpackungen - Tonmineralien in der Keramikindustrie - Schleifmittel - AlCl 3 als Katalysator bei Friedel Crafts Reaktionen 5. Versuche mit Aluminium a) Nachweis von Aluminium(ionen) als Thénards Blau [3], [6], [7] - 0,01 %ige Cobalt(II)-nitratlösung (Co(N ) 2 ) - Magnesiarinne - Aluminiumhydroxid (Al(OH) 3 ), - Bunsenbrenner - hier: Aluminiumchlorhydrat ( Cl(OH) 5 ) im Sprühdeo - Tiegelzange Die Magnesiarinne wird mit etwas Deo besprüht und anschließend mit einem Tropfen Cobaltnitratlösung versetzt. Anschließend wird die Magnesiarinne in der Bunsenbrennerflamme vorsichtig geglüht. Hierbei entsteht ein blauer Feststoff. Bei diesem Versuch läuft folgende Reaktion ab: Bemerkung: Co(N ) 2 2 NO 2 0,5 O 2 Co O 4 Spinell Wird ein Überschuss von Co(N ) 2 zugesetzt, so entsteht das schwarze Co 3 O 4, welches die blaue Farbe des Nachweises überdeckt. Dies ist also zu vermeiden, da sonst keine Aussage über die Anwesenheit der Aluminiumionen getroffen werden kann. 2

3 b) Oxidierbarkeit / Brennbarkeit von Aluminium [1], [8] - Aluminiumpulver - Bunsenbrenner - gewinkeltes Glasrohr - Spatel Das Glasrohr wird mit einer Spatelspitze voll Aluminiumpulver befüllt. Nun wird das Pulver in die rauschende Bunsenbrennerflamme geblasen. Dabei sind helle Lichtblitze zu sehen. Das Aluminium verbrennt in folgender exothermer Reaktion zum Aluminiumoxid: 4 Al + 3 O 2 2 c) Reaktion mit Brom Aluminium Brom Vulkan [8], [9], [10] - Brom (Br 2 ) (ca. 3 ml) - Pasteurpipette - Aluminiumfolie (Al) - großes Reagenzglas - Natriumthiosulfatlösung (Na 2 S 2 ) - Stativ (zur Entsorgung des Br 2 ) - mit Sand befülltes Glasgefäß Zunächst wird das Reagenzglas in das Stativ eingespannt, sodass der untere Teil in das Glasgefäß mit dem Sand eintaucht. Anschließend wird das Reagenzglas mit Hilfe der Pasteurpipette mit 3 ml Brom befüllt. Nun knüllt man ein kleines Stück Aluminiumfolie zu einem Kügelchen zusammen und wirft diese in das Reagenzglas. Nach wenigen Sekunden wird das Aluminium unter heftiger Reaktion (Rauchentwicklung, Blitze) zersetzt. Bei diesem Versuch wird das Aluminium oxidiert, und das Brom reduziert. Dabei ensteht AlBr 3. Folgende Redox Reaktion veranschaulicht den Prozess: Oxidation: Al Reduktion: Br 2 + 2e - 3+ Al + 3e Br III -I Redox: 2 Al + 3 Br 2 2 AlBr 3 3

4 d) Reaktion von Aluminium mit Salzsäure bzw. Natronlauge [1], [3], [8] - Aluminiumgrieß (Al) - 2 Reagenzgläser mit Stopfen - Salzsäure (HCl) (3 ml) 2N - Reagenzglasklemme - Natronlauge (NaOH) (3 ml) 2N - Reagenzglasständer - Bunsenbrenner, Feuerzeug Durchführung: Nachdem in beide Reagenzgläser Aluminiumspäne gegeben wurden, wird das erste Reagenzglas mit 5 ml Salzsäure und das zweite mit 5 ml Natronlauge versetzt. Sobald eine Gasentwicklung einsetzt, wird das entstehende Gas jeweils mit einem weiteren Reagenzglas aufgefangen und die Knallgasprobe durchgeführt. Diese verläuft in beiden Fällen positiv, es ertönt ein Knall. Nachdem die Säure bzw. die Base die Oxidschicht auf dem Aluminium zerstört hat, tritt die Wasserstoffentwicklung ein, wobei das Aluminium zersetzt wird. Dies wird durch folgende Reaktionsgleichungen veranschaulicht: Säure: 2 Al + 6 HCl 2 AlCl H 2 Base: 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 [Al(OH) 4 ] Na H 2 6. Lehrplanbezug [11], [12] Das Thema Aluminium kann im naturwissenschaftlich technologischen Gymnasium (NTG) in der 9. Jahrgangsstufe aufgegriffen werden. Dabei lernen die Schüler im Abschnitt 9.4 Protonenübergänge Säuren und Basen kennen. Auch im folgenden Abschnitt 9.5 Elektronenübergänge sowie im Profilbereich (9.6) der 9. Klasse ist es möglich Aluminium zu thematisieren. In Letzterem wird die großtechnische Chemie betrachtet, genauer: Metalle als Werkstoffe. Des Weiteren kann Aluminium in der 12. Jahrgangsstufe (12.3) wieder aufgegriffen werden. Hier werden Korrosion und Korrosionsschutz bei Metallen sowie Kontaktelemente betrachtet. 7. Gesundheitlicher Aspekt [2], [6] Obwohl Aluminium als Spurenelement im menschlichen Körper enthalten ist (z. B. Lunge, Weichteile), wird die Verwendung des Aluminiums und seiner Verbindungen in Medizin, Hygieneund Lebensmittelbereich diskutiert. Es wurde nämlich von Forschern eine erhöhte Konzentration von Aluminium in Brustkrebsgewebeproben von Patientinnen gefunden, woraus gefolgert wurde, dass Deodorants, die Aluminiumsalze aufgrund der schweißhemmenden Wirkung enthalten, eine erhöhte Brustkrebsgefahr ausstrahlen. 4

5 8. Literaturverzeichnis [1] Wiberg, Nils: Lehrbuch der anorganischen Chemie, S , 102. Auflage, W. de Gruyter Verlag, Berlin, 2007 [2] (Stand: ) [3] Schweda, Eberhard: Jander/ Blasius, Anorganischen Chemie I, S. 170, , 17. Auflage, Hirzel Verlag, Stuttgart, 2012 [4] Riedel, Erwin; Janiak, Christoph: Anorganische Chemie, S. 592, 8. Auflage, de Gruyter, Berlin, 2011 [5] Riedel, Erwin: Allgemeine und anorganische Chemie, S , 10. Auflage, de Gruyter, Berlin, 2010 [6] (Stand: ) [7] (Stand: ) [8] Häusler, Karl; Rampf, Heribert und Reichelt, Roland: Experimente für den Chemieunterricht. Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH. München, 2009, S. 75, , [9] (Stand: ) [10] H. Boeck, H. Keune: Chemische Schulexperimente, Band 1, Anorganische Chemie, 1. Auflage, Volk und Wissen Verlag GmbH & Co., Berlin, 1998, S. 258 [11] (Stand: ) [12] (Stand: ) 5

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