Aluminium (Al) - Universität Regensburg

Universität Regensburg
Institut für Anorganische Chemie – Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner
Demonstrationsversuche im Sommersemester 2015
Betreuung: Dr. M. Andratschke
Referenten: Andreas Gierlinger, Erwin Diewald
24.06.2015
Aluminium (Al)
1. Physikalische und chemische Eigenschaften des Aluminiums [1a]
Das Element Aluminium, ein silberweißes Leichtmetall (Dichte: 2,699 g/cm3), ist ein
Reinmetall und kristallisiert in der kubisch-dichtesten Packung. Da Aluminium sehr
dehnbar ist, kann es zu Drähten ausgezogen, zu dünnen Blechen ausgewalzt oder zu
sehr feinen Folien ausgehämmert werden. Bei einer Temperatur von über 600 °C
liegt Aluminium in körniger Struktur, bei noch feinerer Verteilung als
Aluminiumpulver, vor. Aluminium steht in der dritten Hauptgruppe des
Periodensystems der Elemente. Es reagiert mit den meisten Nichtmetallen beim
Erwärmen und bildet mit praktisch allen Metallen intermetallische Verbindungen.
2. Verwendung [1b]
Das Aluminium zeichnet sich durch einige Eigenschaften aus, die es zu einem
hervorragenden Werkstoff mit vielfältigsten Anwendungsmöglichkeiten machen. Nils
Wiberg schreibt im Lehrbuch der Anorganischen Chemie: „Aluminium ist leicht,
ungiftig, thermisch und elektrisch gut leitend, korrosionsbeständig, nicht magnetisch,
nicht funkenbildend, gut hämmer-, gieß-, schmied- und ziehbar“ [1b]. Das Aluminium
stellt deshalb das wichtigste Nicht-Eisenmetall der Technik dar. Beispiele für
Anwendungen sind rostschützende Öl- oder Lackanstriche, die Verwendung im
Thermitverfahren, Drähte für elektrische Leitungen und auch Spiegel in Teleskopen.
Neben elementarem Aluminium haben auch Aluminiumverbindungen, wie
Aluminiumhydroxid Al(OH)3 und Aluminiumoxid Al2O3, große Bedeutung für Technik
und Alltag.
Letztlich finden auch zahlreiche Aluminiumlegierungen mit Magnesium, Silicium,
Kupfer, Zink und Mangan Anwendungen in Technik und Alltag. Beispiele hierfür
wären der Gebäudebau, der Flugzeugbau oder auch der Haushalt mit Kochgeschirr
und Möbeln.
3. Vorkommen [1c]
Wegen seiner hohen Affinität zu Sauerstoff liegt Aluminium in der Natur
hauptsächlich in oxidischen Verbindungen vor. Wichtige Minerale stellen hierbei
Korund Al2O3, Hydrargillit Al(OH)3, Diaspor AlO(OH), Böhmit AlO(OH) und
Alumosilikate dar – in geringer Menge kommt es zudem als Kryolith Na3[AlF6] vor.
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Aus zu den Alumosilikaten zählenden Feldspäten entstehen durch
Verwitterungsprozesse die Tone und durch weitere Verwitterungsvorgänge aus
diesen die Bauxite – hierbei handelt es sich um ein Gemisch aus Hydrargillit, Diaspor
und Böhmit, welches mit Hämatit Fe2O3 und Siliciumdioxid SiO2 verunreinigt ist.
4. Gewinnung [1d]
Wir haben uns bei unserem Vortrag auf den Hall-Héroult-Prozess beschränkt. Es
handelt sich hierbei um die Schmelzflusselektrolyse eines Gemisches aus Kryolith
Na3[AlF6] und 7-12 % Aluminiumoxid Al2O3. Das Aluminiumoxid, welches normalerweise einen Schmelzpunkt von 2045 °C hat, schmilzt nach Zugabe von Kryolith im
Gemisch bei 935 °C.
Schematisch lässt sich ausführen:
Al2O3 ⇌ 2 Al³+ + 3 O2Die Aluminium-Kationen werden an den Kathodenblöcken zu Aluminium reduziert.
Dieses wird in flüssiger Form vom Elektrolytgemisch bedeckt, was den Vorteil mit sich
bringt, dass kein Luftsauerstoff herantreten kann und es somit nicht oxidiert wird:
Kathode (Reduktion): 2 Al³+ + 6 e-  2 Al
Die Sauerstoff-Anionen werden zunächst an den Kohleblock-Anoden oxidiert:
Anode (Oxidation): 3 O2-  1,5 O2 + 6 eDer entstehende Sauerstoff reagiert jedoch sofort mit dem Kohlenstoff der Anoden
weiter:
3 C + 1,5 O2  3 CO + E
Trotz der leicht exothermen Reaktion der Kohlenmonoxidbildung ist die ablaufende
Redoxreaktion unterm Strich endotherm:
Al2O3 + 3 C  2 Al + 3 CO
5. Reaktionsverhalten
a) Oxidation von Aluminium durch Luftsauerstoff [2, 1e]
Versuchsvorbereitung:
-
gebogenes Glasrohr
Bunsenbrenner
kleiner Trichter
Aluminiumpulver (Al)
Durchführung: Ca. 2 Spatelspitzen voll Aluminiumpulver werden über den Trichter in
das gebogene Glasrohr gegeben, so dass sich das Pulver am Ort der Biegung absetzt.
Anschließend wird der kurze Lauf des Glasrohres in Richtung rauschende
Brennerflamme gehalten und in die Öffnung des langen Laufes kräftig
hineingeblasen. Es ist darauf zu achten, nicht direkt in die Flamme zu schauen.
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Beobachtung: Helles Aufleuchten des in die Flamme geblasenen Aluminiumpulvers.
Erklärung: Das Aluminium wird bei dieser Redoxreaktion zu Aluminiumoxid oxidiert.
Der Luftsauerstoff dient dabei als Oxidationsmittel, die Brennerflamme zum
Überwinden der benötigten Aktivierungsenergie.
Es handelt sich um eine exotherme Reaktion, die von einer hellen Lichterscheinung
begleitet wird. Die Feinmahlung des Aluminiums fördert die Reaktion durch die
größere Oberfläche der Teilchen.
Die Redoxreaktion zur Erklärung der ablaufenden Prozesse lautet wie folgt:
Oxidation:
Al  Al3++ 3 eReduktion:
O2 + 4 e-  2 O2Redoxreaktion: 4 Al + 3 O2  2 Al2O3 + E
b) Reaktion mit Säuren und Basen [3, 1f, 4a]
 Reaktion mit Salzsäure
Aluminium löst sich nur in nicht-oxidierenden Säuren wie HCl auf – bei diesem
Vorgang wird elementarer Wasserstoff gebildet. Oxidierende Säuren wie HNO3
führen zur Oxidation des Aluminiums an der Oberfläche, daher lässt sich Aluminium
in ihnen nicht lösen.
Versuchsvorbereitung:
-
Aluminiumspäne (Al)
2 Reagenzgläser, Reagenzglasständer und 2 Holzklammern
Spatel
Bunsenbrenner
5 ml verdünnte Salzsäure (HCl) in einem kleinen Becherglas (250 ml)
Durchführung und Beobachtung: Zunächst wird eine kleine Spatelspitze voll der
Aluminiumspäne in ein Reagenzglas vorgelegt und das im Reagenzglasständer
platziert. Der Bunsenbrenner muss vor der eigentlichen Reaktion vorbereitend
angezündet werden. Danach gibt man die 5 ml Salzsäure zügig in das Reagenzglas auf
die Aluminiumspäne und stülpt mit Hilfe einer Holzklammer ein zweites Reagenzglas
mit größerem Durchmesser über die bereits leicht beginnende Reaktion, um das
entstehende Wasserstoffgas aufzufangen – mit der zweiten Holzklammer nimmt man
das Reagenzglas des Ansatzes.
Nun geht man vorsichtig mit dem Reagenzglas des Ansatzes über die
Bunsenbrennerflamme.
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Dabei ist es wichtig das Reagenzglas nur kurz in die Flamme zu führen und nach
einigen Sekunden wieder heraus zu nehmen, um Siedeverzug zu vermeiden! Es lässt
sich hierbei schnell eine starke Gasbildung beobachten.
Erklärung: 2 Al + 6 HCl  2 Al3+ + 3 H2 + 6 ClNach etwa 20 bis 30 Sekunden hat sich schon genügend Wasserstoffgas im
übergestülpten Reagenzglas angesammelt, so dass nun die Knallgasprobe
durchgeführt werden kann. Man stellt das Reagenzglas des Ansatzes in den
Reagenzglasständer zurück und führt das mit Gas gefüllte Reagenzglas mit der
Öffnung über die Bunsenbrennerflamme – wichtig ist hier die Reagenzglasöffnung
leicht nach oben hin zu halten, damit der Wasserstoff aus dem Gefäß heraus
diffundieren kann, um mit dem Sauerstoff der Luft zu reagieren:
2 H2 + O2 → 2 H2O + E
Diese Knallgasreaktion ist von einem lauten charakteristischen „Plopp“-Geräusch
begleitet.
 Reaktion mit Natronlauge
In basischer Lösung bildet sich zunächst Aluminiumhydroxid Al(OH)3, welches dann
durch weitere Hydroxidionen zum Aluminat [Al(OH)4]- weiterreagiert. Auch hier wird
wieder Wasserstoff freigesetzt.
Versuchsvorbereitung:
-
Aluminiumspäne
2 Reagenzgläser, Reagenzglasständer und 2 Holzklammern
Spatel
Bunsenbrenner
5 ml verdünnte Natronlauge (NaOH) in einem kleinen Becherglas
Durchführung und Beobachtung: Der Versuch wird identisch zur obigen Reaktion mit
HCl durchgeführt. Auch hierbei lässt sich schnell eine sehr starke Gasbildung
beobachten:
Erklärung: 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O  2 [Al(OH)4]- + 2 Na+ + 3 H2
Im Anschluss kann der entstehende Wasserstoff wieder mit der Knallgasprobe
nachgewiesen werden.
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6. Nachweis [4b]
Aluminium lässt sich mit dem Morin nachweisen. Dieser Farbstoff ist als bidentater
Ligand in der Lage, Aluminium-Kationen in neutraler und essigsaurer Lösung zu
komplexieren. Der Metall-Ligand-Komplex stellt gleichzeitig ein Fluorophor da, das
heißt, die Verbindung ist in der Lage, bei Bestrahlung mit UV-Licht, aus dem UVBereich zu absorbieren und nach Relaxationsprozessen grünes Fluoreszenzlicht
abzugeben.
Versuch: Nachweis als Thénards-Blau
Eine weitere Nachweismöglichkeit für Aluminium stellt die Bildung des blauen
Spinells Cobaltaluminat CoAl2O4 dar – das entstehende Pigment wird auch als
Thénards-Blau bezeichnet.
Versuchsvorbereitung:
-
Magnesiarinne
Aluminiumoxid (Al2O3)
Cobaltnitrat (Co(NO3)2)
Bunsenbrenner
Spatel
Durchführung und Beobachtung: Zunächst gibt man eine kleine Spatelspitze voll
Al2O3 auf das Ende einer Magnesiarinne und befeuchtet es mit 2-3 Tropfen einer
Cobaltnitrat-Lösung Co(NO3)2 (3 Spatelspitzen voll Co(NO3)2 in 50 ml destilliertes
Wasser geben).
Danach wird der Ansatz am Ende der Magnesiarinne in der oxidierenden
Bunsenbrennerflamme geglüht. Hierbei entsteht ein hellblaues Pigment.
Erklärung: Co(NO3)2 + Al2O3  2 NO2 + ½ O2 + CoAl2O4
7. Lehrplanbezug [5]
Die Thematik der Versuche lässt sich in der 8. Jahrgangsstufe des
naturwissenschaftlich-technologischen Gymnasiums (NTG) einbringen. Besonders
geeignet ist der Bereich CNTG 8.3 Salze, Metalle und molekular gebaute Stoffe, der im
Zusammenhang mit der vorausgehenden Einführung in das Periodensystem der
Elemente CNTG 8.2 Atombau und gekürztes Periodensystem der Elemente (PSE), die
Behandlung von Eigenschaften, Bindungscharakter und Reaktionsverhalten von
Metallen vorsieht. Im Themenbereich C 12.3 Redoxgleichgewichte wird die Korrosion
von Metallen angesprochen. Hier können die Verwitterungsprozesse bei der
Bauxitentstehung eingebracht werden.
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8. Quellenangaben
[1] Wiberg, Nils: Lehrbuch der anorganischen Chemie. W. de Gruyter Verlag, Berlin
1995 (101. Auflage). S. 1065 (1a), 1067 (1b), 1061 (1c), 1063-1065 (1d), 1066 (1e), 1067
(1f)
[2] http://netexperimente.de/chemie/62.html (letztes Aufrufdatum 22.06.2015).
[3] Keune, Hans; Filbry, Wolfgang: Chemische Schulexperimente,
Band 2. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt a. Main 1978. S. 65 u. 66.
[4] Schweda, Eberhard: Jander/Blasius Lehrbuch der analytischen und präparativen
anorganischen Chemie. Hirzel Verlag, Stuttgart 2006 (17. Auflage). S. 257 (4a),
S. 421/422 sowie 626/627 (4b)
[5] Staatsinstitut für Schulqualität und Bildungsforschung München: http://www.isbgym8-lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?StoryID=2644 (letztes
Aufrufdatum 19.06.2015).
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