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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. 1
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. 2
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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