Aluminium. 1. Geschichte: 2. Vorkommen:

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2009/2010 Dozentin: Frau Dr. M. Andratschke Referentinnen: Kruppa, Tanja; Hofmann, Magdalena Aluminium 1. Geschichte: Aluminium wurde erst im Jahr 1808 von Sir Humphry Davy entdeckt. Er gab dem gefundenen Metall aber bereits den Namen Aluminium. Erstmals gelingt es 1827 Friedrich Wöhler, das Metall herzustellen, basierend auf einer unreinen Form, die Hans Christian Oersted zwei Jahre zuvor dargestellt hatte. Zu dieser Zeit war Aluminium teurer als Gold. Henri Sainte-Claire Deville verfeinerte das Herstellungsverfahren von Wöhler. Dadurch fiel der Aluminiumpreis um 90 % entwickelten Charles Martin Hall und Paul Héroult einen Prozess zur Herstellung von Aluminium, den sogenannten Hall-Héroult-Prozess. Carl Josef Bayer verbesserte das Verfahren der Aluminiumherstellung Nach diesem Verfahren wird auch heute noch großtechnisch Aluminium hergestellt. [1] 2. Vorkommen: Aluminium ist mit einem Massenanteil von ungefähr 8 % das häufigste Metall der Erdkruste. Man findet es nie in reiner Form, da es leicht mit dem Luftsauerstoff reagiert. Das von Eisenoxid rötlich gefärbte Bauxit (Al 2 O 3 * H 2 O) ist das wichtigste Mineral für die Aluminiumgewinnung. Es besteht hauptsächlich aus einem Aluminiumhydroxid-Mineral. [2] Aluminium findet man in verschiedensten Verbindungen, wie z. B. Oxiden (Korund Al 2 O 3 ), Hydroxiden oder Kombinationen mit anderen Metalloxiden bzw. 1

2 -hydroxiden. Als Korund wird das Aluminium besonders geschätzt, denn mit anderen Oxiden bildet es wertvolle Edelsteine (Rubin, Saphir). [1] 3. Bedeutung: Aluminium ist das dritthäufigste Element in der Erdkruste und hat wegen seiner Korrosionsbeständigkeit und seiner geringen Dichte große Bedeutung im Apparatebau und in der Flugzeugbranche. Allgemein kommt Aluminium sehr häufig in unserem Alltag vor. Beispiele sind hierfür: Fahrräder, Autos, Behälter, Verpackungen, Baumaterial, Haushaltsgeräte und waschaktive Substanzen (Rohrreiniger). Zudem findet man lösliche Aluminiumsalze in Deodoranzien, die vor allem bei übermäßigem Schwitzen verwendet werden. Auch in Arzneistoffen, wie z. B Antacida (Medikament gegen Sodbrennen), ist Aluminium enthalten. [3, 4] 4. Eigenschaften: Aluminium steht in der dritten Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente und besitzt die Elektronenkonfiguration [Ne] 3s² 3p 1. Es ist ein silbrig glänzendes Leichtmetall, dessen molare Masse 26, g/mol beträgt und dessen Ordnungszahl 13 ist. Der Schmelzpunkt des Aluminiums liegt bei 660,32 C und der Siedepunkt ist bei 2467 C. Mit einer Dichte von 2,7 g/cm 3 gehört Aluminium zu den Leichtmetallen. Es ist sehr leicht bieg- und formbar. [1] Mit folgenden Versuchen soll die Reaktionsfreudigkeit des Aluminiums gezeigt werden. 2

3 Versuch 1: Verbrennen von Aluminium [5] Geräte/ Chemikalien: Gewinkeltes Glasrohr, Trichter, Spatel, Bunsenbrenner, Aluminiumpulver (Al) Durchführung: Das Aluminiumpulver wird mit Hilfe eines Trichters an einem Ende des Glasrohres eingebracht. Nun bläst man das Pulver vom anderen Ende aus in die rauschende Bunsenbrennerflamme. Beobachtung: Das Aluminium reagiert unter hellen Lichtblitzen und weißem Rauch. Außerdem ist eine starke Wärmeentwicklung spürbar. Auswertung: Das Aluminium reagiert mit dem Luftsauerstoff zu Aluminiumoxid. Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 Dabei werden 1675 kj/mol frei. Das Aluminium, wie z. B. die Aluminiumfolie, ist immer mit einer Oxidschicht umhüllt, welche vor Korrosion schützt. 5. Nachweis von Aluminium: Versuch 2: Nachweis als Thénards-Blau [3] Geräte/ Chemikalien: Magnesiarinne, Bunsenbrenner, Aluminiumchlorid (AlCl 3 ), verdünnte Kobaltnitratlösung (Co(NO 3 ) 2 ) 3

4 Durchführung: Auf die Magnesiarinne gibt man den aluminiumhaltigen Feststoff und versetzt ihn mit einem Tropfen der Kobaltnitratlösung. Anschließend erhitzt man die Magnesiarinne mit der Substanz in der Bunsenbrennerflamme. Beobachtung: Nach kurzem Erhitzen kann man eine himmelblaue Färbung erkennen. Auswertung: Das Al 3+ bildet mit Co 2+ (aus der stark verdünnten Kobaltnitratlösung) eine hellblaue, sogenannte Spinell-Verbindung (CoAl 2 O 4 ). Reaktionsgleichung: 2 Al 3+ + Co O 2- CoAl 2 O 4 (Kobaltaluminat) 6. Umsetzung von Aluminium mit einer Säure bzw. Base: Aluminium kann sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Versuch 3/4: Löslichkeit von Aluminium in Salzsäure/ Natronlauge [5, 6] Geräte/ Chemikalien: Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Bunsenbrenner, Aluminiumspäne (Al), verdünnte Salzsäure (HCl)/ verdünnte Natronlauge (NaOH) Durchführung: In zwei Reagenzgläser werden jeweils Aluminiumspäne gegeben und mit 5 ml verdünnter Salzsäure bzw. verdünnter Natronlauge versetzt (s. Abb. 1). Das entstehende Gas wird in einem zusätzlichen Reagenzglas aufgefangen und die Knallgasprobe wird durchgeführt. 4

5 Abb. 1 Aluminium wurde mit Salzsäure/ Natronlauge versetzt. [6] Beobachtung: In beiden Reagenzgläsern kommt es zu einer Gasentwicklung. Hält man das zusätzliche Reagenzglas, in welchem man das entstehende Gas auffängt, an die Bunsenbrennerflamme, ertönt ein Knall. Die Knallgasprobe gelingt mit dem farblosen, geruchlosen Gas in beiden Fällen. Auswertung: Sobald die Oxidschicht durch die Säure/ Lauge zerstört wurde, setzt die Wasserstoffentwicklung ein. Dies kann durch die Knallgasprobe nachgewiesen werden. Reaktionsgleichungen: Säure: 2 Al + 6 HCl 2 Al H Cl - Lauge: 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 [Al(OH) 4 ] Na H 2 7. Lehrplanbezug und didaktische Hinweise: Das Thema Aluminium ist nicht im bayerischen Grundschullehrplan verankert. 5

6 8. Literaturverzeichnis: [1] (aufgerufen am ) [2] Wörterbuch der Chemie. Deutscher Taschenbuchverlag GmbH & Co. KG. München. 1995, S. 22 [3] Häfner, Dirk. Arbeitsbuch qualitative anorganische Analyse. Govi-Verlag Pharmazeutischer Verlag GmbH. Eschborn. 2. überarbeitete Auflage 2003, S [4] Housecroft, Catherine und Sharpe, Alan. Anorganische Chemie. Pearson Studium. München. 2. aktualisierte Auflage 2006, S. 324 [5] Keune, Hans und Filbry, Wolfgang. Chemische Schulexperimente, Band 2. Verlag Harri Deutsch. Frankfurt /Main 1978, S. 167, S [6] Häusler, Karl; Rampf, Heribert und Reichelt, Roland. Experimente für den Chemieunterricht. Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH. München. 1991, S