Aluminio y sus compuestos.

El subgrupo principal del grupo III de la tabla periódica está formado por boro (B), aluminio (Al), galio (Ga), indio (In) y talio (Tl).

Como se desprende de los datos anteriores, todos estos elementos fueron descubiertos en el siglo XIX.

El boro es un no metal. El aluminio es un metal de transición, mientras que el galio, el indio y el talio son metales en toda regla. Así, a medida que aumentan los radios de los átomos de los elementos de cada grupo de la tabla periódica, aumentan las propiedades metálicas de las sustancias simples.

La posición del aluminio en la tabla de D. I. Mendeleev. Estructura atómica, estados de oxidación.

El elemento aluminio se ubica en el grupo III, subgrupo principal “A”, período 3 del sistema periódico, número de serie No. 13, masa atómica relativa Ar(Al) = 27. Su vecino de la izquierda en la tabla es el magnesio - un metal típico, y a la derecha, silicio, que ya no es metal. En consecuencia, el aluminio debe presentar propiedades de alguna naturaleza intermedia y sus compuestos son anfóteros.

Al +13) 2) 8) 3, p – elemento,

Estado fundamental 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Estado excitado 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

El aluminio presenta un estado de oxidación de +3 en compuestos:

Al 0 – 3 mi - → Al +3

Propiedades físicas

El aluminio en su forma libre es un metal de color blanco plateado con alta conductividad térmica y eléctrica. El punto de fusión es de 650 o C. El aluminio tiene una densidad baja (2,7 g/cm 3), aproximadamente tres veces menor que la del hierro o el cobre, y al mismo tiempo es un metal duradero.

Estar en la naturaleza

En términos de prevalencia en la naturaleza, ocupa el lugar 1º entre los metales y 3º entre los elementos, sólo superado por el oxígeno y el silicio. El porcentaje de contenido de aluminio en la corteza terrestre, según varios investigadores, oscila entre el 7,45 y el 8,14% de la masa de la corteza terrestre.

En la naturaleza, el aluminio se encuentra sólo en compuestos.(minerales).

Algunos:

· Bauxita - Al 2 O 3 H 2 O (con impurezas de SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefelinas - KNa 3 4

Alunitas - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Alúmina (mezclas de caolines con arena SiO 2, caliza CaCO 3, magnesita MgCO 3)

· Corindón - Al 2 O 3 (rubí, zafiro)

· Feldespato (ortoclasa) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

Caolinita - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

Alunita - (Na,K) 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×4Al(OH) 3

· Berilo - 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Propiedades químicas del aluminio y sus compuestos.

El aluminio reacciona fácilmente con el oxígeno en condiciones normales y está recubierto con una película de óxido (que le da un aspecto mate).

Su espesor es de 0,00001 mm, pero gracias a él el aluminio no se corroe. Para estudiar las propiedades químicas del aluminio, se retira la película de óxido. (Utilizando papel de lija o químicamente: primero sumergiéndolo en una solución alcalina para eliminar la película de óxido y luego en una solución de sales de mercurio para formar una aleación de aluminio con mercurio: amalgama).

• Designación - Al (aluminio);
• Período - III;
• Grupo - 13 (IIIa);
• Masa atómica - 26,981538;
• Número atómico - 13;
• Radio atómico = 143 pm;
• Radio covalente = 121 pm;
• Distribución de electrones - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ;
• temperatura de fusión = 660°C;
• punto de ebullición = 2518°C;
• Electronegatividad (según Pauling/según Alpred y Rochow) = 1,61/1,47;
• Estado de oxidación: +3,0;
• Densidad (nº) = 2,7 g/cm3;
• Volumen molar = 10,0 cm 3 /mol.

El aluminio (alumbre) fue obtenido por primera vez en 1825 por el danés G. K. Oersted. Inicialmente, antes del descubrimiento de un método de producción industrial, el aluminio era más caro que el oro.

El aluminio es el metal más abundante en la corteza terrestre (la fracción de masa es del 7-8%) y el tercer elemento más abundante de todos los elementos después del oxígeno y el silicio. El aluminio no se encuentra en forma libre en proirod.

Los compuestos naturales de aluminio más importantes:

• aluminosilicatos - Na 2 O Al 2 O 3 2SiO 2 ; K 2 O Al 2 O 3 2SiO 2
• bauxita - Al 2 O 3 · norte H2O
• corindón - Al 2 O 3
• criolita - 3NaF AlF 3

Arroz. Estructura del átomo de aluminio..

El aluminio es un metal químicamente activo: en su nivel electrónico externo hay tres electrones que participan en la formación de enlaces covalentes cuando el aluminio interactúa con otros elementos químicos (ver Enlace covalente). El aluminio es un fuerte agente reductor y presenta un estado de oxidación de +3 en todos los compuestos.

A temperatura ambiente, el aluminio reacciona con el oxígeno contenido en el aire atmosférico para formar una fuerte película de óxido, que previene de manera confiable el proceso de oxidación (corrosión) adicional del metal, como resultado de lo cual disminuye la actividad química del aluminio.

Gracias a la película de óxido, el aluminio no reacciona con el ácido nítrico a temperatura ambiente, por lo que los utensilios de cocina de aluminio son un recipiente confiable para almacenar y transportar ácido nítrico.

Propiedades físicas del aluminio:

• metal blanco plateado;
• sólido;
• perdurable;
• fácil;
• plástico (estirado en alambre fino y papel de aluminio);
• tiene alta conductividad eléctrica y térmica;
• punto de fusión 660°C
• El aluminio natural consta de un isótopo 27 13 Al.

Propiedades químicas del aluminio.:

• Al retirar la película de óxido, el aluminio reacciona con el agua:
  2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2;
• a temperatura ambiente reacciona con bromo y cloro para formar sales:
  2Al + 3Br2 = 2AlCl3;
• a altas temperaturas, el aluminio reacciona con el oxígeno y el azufre (la reacción va acompañada de la liberación de una gran cantidad de calor):
  4Al + 3O2 = 2Al2O3 + Q;
  2Al + 3S = Al2S3 + Q;
• en t=800°C reacciona con nitrógeno:
  2Al + N2 = 2AlN;
• en t=2000°C reacciona con el carbono:
  2Al + 3C = Al4C3;
• reduce muchos metales de sus óxidos - aluminotermia(a temperaturas de hasta 3000°C) se producen industrialmente tungsteno, vanadio, titanio, calcio, cromo, hierro y manganeso:
  8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;
• reacciona con ácido clorhídrico y sulfúrico diluido para liberar hidrógeno:
  2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
  2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2;
• reacciona con ácido sulfúrico concentrado a alta temperatura:
  2Al + 6H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;
• reacciona con los álcalis con la liberación de hidrógeno y la formación de sales complejas; la reacción ocurre en varias etapas: cuando el aluminio se sumerge en una solución alcalina, la película protectora duradera de óxido que se encuentra en la superficie del metal se disuelve; Después de que la película se disuelve, el aluminio, como metal activo, reacciona con el agua para formar hidróxido de aluminio, que reacciona con un álcali como un hidróxido anfótero:
  • Al 2 O 3 +2NaOH = 2NaAlO 2 +H 2 O - disolución de la película de óxido;
  • 2Al+6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 - interacción del aluminio con agua para formar hidróxido de aluminio;
  • NaOH+Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O - interacción del hidróxido de aluminio con álcali
  • 2Al+2NaOH+2H 2 O = 2NaAlO 2 +3H 2: la ecuación general para la reacción del aluminio con un álcali.

Conexiones de aluminio

Al 2 O 3 (alúmina)

Óxido de aluminio Al 2 O 3 es una sustancia blanca, muy refractaria y dura (en la naturaleza, sólo el diamante, el carborundo y el borazono son más duros).

Propiedades de la alúmina:

• no se disuelve en agua y reacciona con ella;
• es una sustancia anfótera que reacciona con ácidos y álcalis:
  Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
  Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3;
• Cómo reacciona un óxido anfótero cuando se fusiona con óxidos y sales metálicas para formar aluminatos:
  Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2.

En la industria, la alúmina se obtiene a partir de la bauxita. En condiciones de laboratorio, la alúmina se puede obtener quemando aluminio en oxígeno:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

Aplicaciones de la alúmina:

• para la producción de aluminio y cerámica eléctrica;
• como material abrasivo y refractario;
• como catalizador en reacciones de síntesis orgánica.

Al(OH)3

Hidróxido de aluminio Al(OH) 3 es un sólido cristalino blanco que se obtiene como resultado de una reacción de intercambio a partir de una solución de hidróxido de aluminio; precipita como un precipitado gelatinoso blanco que cristaliza con el tiempo. Este compuesto anfótero es casi insoluble en agua:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3;
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

• Interacción de Al(OH) 3 con ácidos:
  Al(OH)3 +3H + Cl = Al3+ Cl3 +3H2O
• Interacción de Al(OH) 3 con álcalis:
  Al(OH)3 +NaOH - = NaAlO2 - +2H2O

El hidróxido de aluminio se obtiene por la acción de álcalis sobre soluciones de sales de aluminio:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl.

Producción y uso de aluminio.

El aluminio es bastante difícil de aislar de compuestos naturales por medios químicos, lo que se explica por la alta resistencia de los enlaces en el óxido de aluminio, por lo que para la producción industrial de aluminio se utiliza la electrólisis de una solución de alúmina Al 2 O 3 en criolita fundida Na 3; Se utiliza AlF6. Como resultado del proceso, se libera aluminio en el cátodo y oxígeno en el ánodo:

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

La materia prima de partida es la bauxita. La electrólisis se produce a una temperatura de 1000°C: el punto de fusión del óxido de aluminio es de 2500°C; a esta temperatura no es posible realizar la electrólisis, por lo que el óxido de aluminio se disuelve en criolita fundida y solo entonces se utiliza el electrolito resultante. en electrólisis para producir aluminio.

Aplicación de aluminio:

• Las aleaciones de aluminio se utilizan ampliamente como materiales estructurales en automóviles, aviones y construcción naval: duraluminio, siluminio, bronce de aluminio;
• en la industria química como agente reductor;
• en la industria alimentaria para la producción de láminas, vajillas y material de embalaje;
• para hacer alambres, etc.

El aluminio es un metal anfótero. La configuración electrónica del átomo de aluminio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Por tanto, tiene tres electrones de valencia en su capa electrónica exterior: 2 en el subnivel 3s y 1 en el subnivel 3p. Debido a esta estructura, se caracteriza por reacciones como resultado de las cuales el átomo de aluminio pierde tres electrones del nivel exterior y adquiere un estado de oxidación de +3. El aluminio es un metal altamente reactivo y presenta propiedades reductoras muy fuertes.

Interacción del aluminio con sustancias simples.

con oxigeno

Cuando el aluminio absolutamente puro entra en contacto con el aire, los átomos de aluminio ubicados en la capa superficial interactúan instantáneamente con el oxígeno del aire y forman una película de óxido duradera, delgada, de decenas de capas atómicas, de espesor, de la composición Al 2 O 3, que protege el aluminio de mayor oxidación. También es imposible oxidar grandes muestras de aluminio incluso a temperaturas muy altas. Sin embargo, el polvo fino de aluminio se quema con bastante facilidad en la llama de un quemador:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

con halógenos

El aluminio reacciona muy vigorosamente con todos los halógenos. Así, la reacción entre polvos mixtos de aluminio y yodo se produce ya a temperatura ambiente después de añadir una gota de agua como catalizador. Ecuación para la interacción del yodo con el aluminio:

2Al + 3I 2 =2AlI 3

El aluminio también reacciona con el bromo, que es un líquido de color marrón oscuro, sin calentarse. Basta con añadir una muestra de aluminio al bromo líquido: inmediatamente comienza una reacción violenta que libera una gran cantidad de calor y luz:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

La reacción entre el aluminio y el cloro ocurre cuando se agrega papel de aluminio calentado o polvo fino de aluminio a un matraz lleno de cloro. El aluminio se quema eficazmente en cloro según la ecuación:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

con azufre

Cuando se calienta a 150-200 o C o después de encender una mezcla de aluminio en polvo y azufre, comienza una intensa reacción exotérmica entre ellos con la liberación de luz:

— sulfuro aluminio

con nitrógeno

Cuando el aluminio reacciona con nitrógeno a una temperatura de aproximadamente 800 o C, se forma nitruro de aluminio:

con carbono

A una temperatura de aproximadamente 2000 o C, el aluminio reacciona con el carbono y forma carburo de aluminio (metanuro), que contiene carbono en el estado de oxidación -4, como en el metano.

Interacción del aluminio con sustancias complejas.

con agua

Como se mencionó anteriormente, una película de óxido estable y duradera de Al 2 O 3 evita que el aluminio se oxide en el aire. La misma película protectora de óxido hace que el aluminio sea inerte al agua. Al eliminar la película protectora de óxido de la superficie mediante métodos como el tratamiento con soluciones acuosas de álcali, cloruro de amonio o sales de mercurio (amalgiación), el aluminio comienza a reaccionar vigorosamente con el agua para formar hidróxido de aluminio y gas hidrógeno:

con óxidos metálicos

Después de encender una mezcla de aluminio con óxidos de metales menos activos (a la derecha del aluminio en la serie de actividad), comienza una reacción extremadamente violenta y altamente exotérmica. Así, en el caso de la interacción del aluminio con el óxido de hierro (III), se desarrolla una temperatura de 2500-3000 o C. Como resultado de esta reacción, se forma hierro fundido de alta pureza:

2AI + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3

Este método de obtención de metales a partir de sus óxidos por reducción con aluminio se denomina aluminotermia o aluminotermia.

con ácidos no oxidantes

La interacción del aluminio con ácidos no oxidantes, es decir. con casi todos los ácidos, excepto los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, conduce a la formación de una sal de aluminio del ácido correspondiente y del gas hidrógeno:

a) 2Al + 3H 2 SO 4 (diluido) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

2Al0 + 6H + = 2Al3+ + 3H20;

b) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2

con ácidos oxidantes

-ácido sulfúrico concentrado

La interacción del aluminio con el ácido sulfúrico concentrado en condiciones normales y a bajas temperaturas no se produce debido a un efecto llamado pasivación. Cuando se calienta, la reacción es posible y conduce a la formación de sulfato de aluminio, agua y sulfuro de hidrógeno, que se forma como resultado de la reducción del azufre, que forma parte del ácido sulfúrico:

Una reducción tan profunda del azufre del estado de oxidación +6 (en H 2 SO 4) al estado de oxidación -2 (en H 2 S) se produce debido a la muy alta capacidad reductora del aluminio.

- ácido nítrico concentrado

En condiciones normales, el ácido nítrico concentrado también pasiva el aluminio, lo que permite almacenarlo en recipientes de aluminio. Al igual que en el caso del ácido sulfúrico concentrado, la interacción del aluminio con el ácido nítrico concentrado se hace posible mediante un fuerte calentamiento y la reacción se produce predominantemente:

- ácido nítrico diluido

La interacción del aluminio con el ácido nítrico diluido en comparación con el ácido nítrico concentrado conduce a productos de reducción más profunda del nitrógeno. En lugar de NO, según el grado de dilución, se pueden formar N 2 O y NH 4 NO 3:

8Al + 30HNO 3(dil.) = 8Al(NO 3)3 +3N 2 O + 15H 2 O

8Al + 30HNO 3 (diluido puro) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

con álcalis

El aluminio reacciona tanto con soluciones acuosas de álcalis:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

y con álcalis puros durante la fusión:

En ambos casos, la reacción comienza con la disolución de la película protectora de óxido de aluminio:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

En el caso de una solución acuosa, el aluminio, libre de la película protectora de óxido, comienza a reaccionar con el agua según la ecuación:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

El hidróxido de aluminio resultante, al ser anfótero, reacciona con una solución acuosa de hidróxido de sodio para formar tetrahidroxoaluminato de sodio soluble:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Las propiedades químicas del aluminio están determinadas por su posición en la tabla periódica de elementos químicos.

A continuación se muestran las principales reacciones químicas del aluminio con otros elementos químicos. Estas reacciones determinan las propiedades químicas básicas del aluminio.

¿Con qué reacciona el aluminio?

Sustancias simples:

• halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo)
• fósforo
• carbón
• oxígeno (combustión)

Sustancias complejas:

• ácidos minerales (clorhídrico, fosfórico)
• ácido sulfúrico
• Ácido nítrico
• álcalis
• agentes oxidantes
• óxidos de metales menos activos (aluminotermia)

¿Con qué no reacciona el aluminio?

El aluminio no reacciona:

• con hidrógeno
• en condiciones normales - con ácido sulfúrico concentrado (debido a la pasivación - formación de una densa película de óxido)
• en condiciones normales - con ácido nítrico concentrado (también mediante pasivación)

Aluminio y aire

Normalmente, la superficie del aluminio siempre está recubierta con una fina capa de óxido de aluminio, que la protege de la exposición al aire o, más precisamente, al oxígeno. Por tanto, se cree que el aluminio no reacciona con el aire. Si esta capa de óxido se daña o se elimina, la superficie del aluminio fresco reacciona con el oxígeno del aire. El aluminio puede arder en oxígeno con una llama blanca cegadora para formar óxido de aluminio Al2O3.

Reacción del aluminio con oxígeno:

• 4Al + 3O 2 -> 2Al 2 O 3

Aluminio y agua

El aluminio reacciona con el agua en las siguientes reacciones:

• 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 (1)
• 2Al + 4H 2 O = 2AlO(OH) + 3H 2 (2)
• 2Al + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 3H 2 (3)

Como resultado de estas reacciones se forman respectivamente:

• modificación de hidróxido de aluminio bayerita e hidrógeno (1)
• modificación de hidróxido de aluminio bohemita e hidrógeno (2)
• óxido de aluminio e hidrógeno (3)

Estas reacciones, por cierto, son de gran interés en el desarrollo de plantas compactas de producción de hidrógeno para vehículos que funcionen con hidrógeno.

Todas estas reacciones son termodinámicamente posibles a temperaturas desde la temperatura ambiente hasta el punto de fusión del aluminio de 660 ºС. Todos ellos además son exotérmicos, es decir, se producen con liberación de calor:

• A temperaturas desde temperatura ambiente hasta 280 ºС, el producto de reacción más estable es el Al(OH) 3.
• A temperaturas de 280 a 480 ºС, el producto de reacción más estable es AlO(OH).
• A temperaturas superiores a 480 ºС, el producto de reacción más estable es el Al 2 O 3.

Por tanto, el óxido de aluminio Al 2 O 3 se vuelve termodinámicamente más estable que el Al(OH) 3 a temperaturas elevadas. El producto de la reacción del aluminio con agua a temperatura ambiente será hidróxido de aluminio Al(OH) 3.

La reacción (1) muestra que el aluminio debería reaccionar espontáneamente con agua a temperatura ambiente. Sin embargo, en la práctica, un trozo de aluminio sumergido en agua no reacciona con agua a temperatura ambiente o incluso con agua hirviendo. El hecho es que el aluminio tiene una fina capa coherente de óxido de aluminio Al 2 O 3 en su superficie. Esta película de óxido se adhiere firmemente a la superficie del aluminio y evita que reaccione con el agua. Por tanto, para iniciar y mantener la reacción del aluminio con agua a temperatura ambiente, es necesario eliminar o destruir constantemente esta capa de óxido.

Aluminio y halógenos

El aluminio reacciona violentamente con todos los halógenos, estos son:

• flúor F
• cloro cloro
• bromo Br y
• yodo (yodo) yo,

con educación respectivamente:

• fluoruro AlF 3
• Cloruro de AlCl 3
• bromuro Al 2 Br 6 y
• Yoduro de Al 2 Br 6.

Reacciones del hidrógeno con flúor, cloro, bromo y yodo:

• 2Al + 3F 2 → 2AlF 3
• 2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3
• 2Al + 3Br2 → Al2Br6
• 2Al + 3l 2 → Al 2 I 6

Aluminio y ácidos

El aluminio reacciona activamente con ácidos diluidos: sulfúrico, clorhídrico y nítrico, con la formación de las sales correspondientes: sulfato de aluminio Al 2 SO 4, cloruro de aluminio AlCl 3 y nitrato de aluminio Al(NO 3) 3.

Reacciones del aluminio con ácidos diluidos:

• 2Al + 3H 2 SO 4 -> Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
• 2Al + 6HCl -> 2AlCl 3 + 3H 2
• 2Al + 6HNO 3 -> 2Al(NO 3) 3 + 3H 2

No interactúa con los ácidos sulfúrico y clorhídrico concentrados a temperatura ambiente; cuando se calienta, reacciona para formar sales, óxidos y agua.

Aluminio y álcalis

El aluminio en una solución acuosa de álcali (hidróxido de sodio) reacciona para formar aluminato de sodio.

La reacción del aluminio con hidróxido de sodio tiene la forma:

• 2Al + 2NaOH + 10H2O -> 2Na + 3H2

Fuentes:

1. Elementos químicos. Los primeros 118 elementos, ordenados alfabéticamente / ed. Wikipedianos - 2018

2. Reacción del aluminio con agua para producir hidrógeno /John Petrovic y George Thomas, EE.UU. Departamento de Energía, 2008

QUE ES EL ALUMINIO

Ligero, duradero, resistente a la corrosión y funcional: es esta combinación de cualidades la que ha hecho del aluminio el principal material estructural de nuestro tiempo. El aluminio está en las casas en las que vivimos, en los coches, trenes y aviones en los que viajamos, en los teléfonos móviles y ordenadores, en los estantes de los frigoríficos y en los interiores modernos. Pero hace 200 años se sabía poco sobre este metal.

“Lo que durante siglos parecía imposible, lo que ayer era sólo un sueño atrevido, hoy se convierte en una tarea real y mañana en un logro”.

Serguéi Pávlovich Korolev
científico, diseñador, fundador de la astronáutica práctica

Aluminio – metal de color blanco plateado, el decimotercer elemento de la tabla periódica. Increíble pero cierto: el aluminio es el metal más abundante en la Tierra, representa más del 8% de la masa total de la corteza terrestre, y es el tercer elemento químico más abundante en nuestro planeta después del oxígeno y el silicio.

Sin embargo, el aluminio no se encuentra en la naturaleza en forma pura debido a su alta reactividad química. Por eso nos enteramos de ello hace relativamente poco tiempo. El aluminio no se produjo formalmente hasta 1824, y pasó otro medio siglo antes de que comenzara su producción industrial.

Muy a menudo en la naturaleza, el aluminio se encuentra en la composición. alumbre. Se trata de minerales que combinan dos sales de ácido sulfúrico: una a base de un metal alcalino (litio, sodio, potasio, rubidio o cesio), y otra a base de un metal del tercer grupo de la tabla periódica, principalmente aluminio.

El alumbre todavía se utiliza hoy en día en la purificación del agua, la cocina, la medicina, la cosmetología, la química y otras industrias. Por cierto, el aluminio recibió su nombre gracias al alumbre, que en latín se llamaba alumen.

Corundo

Los rubíes, los zafiros, las esmeraldas y la aguamarina son minerales de aluminio.
Los dos primeros pertenecen al corindón, es óxido de aluminio (Al 2 O 3) en forma cristalina. Tiene transparencia natural y es superado solo por los diamantes en fuerza. Los cristales a prueba de balas, las ventanillas de los aviones y las pantallas de los teléfonos inteligentes se fabrican con zafiro.
Y uno de los minerales de corindón menos valiosos, el esmeril, se utiliza como material abrasivo, incluso para crear papel de lija.

Hoy en día se conocen casi 300 compuestos y minerales diferentes de aluminio, desde el feldespato, que es el principal mineral formador de rocas en la Tierra, hasta el rubí, el zafiro o la esmeralda, que ya no son tan comunes.

Hans Christian Oersted(1777–1851) – Físico danés, miembro honorario de la Academia de Ciencias de San Petersburgo (1830). Nacido en la ciudad de Rudkörbing en la familia de un farmacéutico. En 1797 se graduó en la Universidad de Copenhague y en 1806 se convirtió en profesor.

Pero por muy común que fuera el aluminio, su descubrimiento sólo fue posible cuando los científicos tuvieron a su disposición una nueva herramienta que permitió descomponer sustancias complejas en otras más simples: electricidad.

Y en 1824, mediante el proceso de electrólisis, el físico danés Hans Christian Oersted obtuvo aluminio. Estaba contaminado con impurezas de potasio y mercurio involucrados en reacciones químicas, pero esta fue la primera vez que se produjo aluminio.

El aluminio todavía se produce mediante electrólisis.

Actualmente, la materia prima para la producción de aluminio es otro mineral de aluminio común en la naturaleza: bauxita. Se trata de una roca arcillosa que consta de diversas modificaciones de hidróxido de aluminio con una mezcla de óxidos de hierro, silicio, titanio, azufre, galio, cromo, vanadio, carbonatos de calcio, hierro y magnesio, casi la mitad de la tabla periódica. En promedio, se produce 1 tonelada de aluminio a partir de 4 a 5 toneladas de bauxita.

Bauxita

La bauxita fue descubierta por el geólogo Pierre Berthier en el sur de Francia en 1821. La raza debe su nombre a la zona de Les Baux donde se encontró. Alrededor del 90% de las reservas mundiales de bauxita se concentran en países de las zonas tropicales y subtropicales: Guinea, Australia, Vietnam, Brasil, India y Jamaica.

De la bauxita se obtiene alúmina. Se trata del óxido de aluminio Al 2 O 3, que tiene la forma de un polvo blanco y a partir del cual se produce el metal mediante electrólisis en fundiciones de aluminio.

La producción de aluminio requiere enormes cantidades de electricidad. Para producir una tonelada de metal se necesitan unos 15 MWh de energía: esto es lo que consume un edificio de 100 apartamentos durante todo un mes. Por lo tanto, lo más sensato es construir fundiciones de aluminio cerca de fuentes de energía potentes y renovables. La solución más óptima es centrales hidroeléctricas, que representa el más poderoso de todos los tipos de “energía verde”.

Propiedades del aluminio

El aluminio tiene una rara combinación de valiosas propiedades. Es uno de los metales más ligeros de la naturaleza: es casi tres veces más ligero que el hierro, pero al mismo tiempo es duradero, extremadamente dúctil y no está sujeto a la corrosión, ya que su superficie siempre está cubierta por un óxido fino pero muy duradero. película. No es magnético, conduce bien la electricidad y forma aleaciones con casi todos los metales.

Fácil

Tres veces más ligero que el hierro

Perdurable

Comparable en resistencia al acero.

El plastico

Adecuado para todo tipo de procesamiento mecánico.

Sin corrosión

Una fina película de óxido protege contra la corrosión.

El aluminio se procesa fácilmente mediante presión, tanto en frío como en caliente. Se puede enrollar, dibujar, estampar. El aluminio no se quema, no requiere pintura especial y no es tóxico, a diferencia del plástico.

La maleabilidad del aluminio es muy alta: con él se pueden fabricar láminas de sólo 4 micrones de espesor y el alambre más fino. Y el papel de aluminio ultrafino es tres veces más fino que un cabello humano. Además, comparado con otros metales y materiales, resulta más económico.

La alta capacidad para formar compuestos con diversos elementos químicos ha dado lugar a muchas aleaciones de aluminio. Incluso una pequeña proporción de impurezas cambia significativamente las características del metal y abre nuevas áreas para su aplicación. Por ejemplo, la combinación de aluminio con silicio y magnesio se puede encontrar literalmente en la carretera, en la vida cotidiana, en forma de llantas de aleación, motores, elementos del chasis y otras partes de un automóvil moderno. Y si a la aleación de aluminio se le añade zinc, es posible que ahora lo tenga en sus manos, porque esta aleación se utiliza en la producción de carcasas para teléfonos móviles y tabletas. Mientras tanto, los científicos siguen inventando nuevas aleaciones de aluminio.
Reservas de aluminio
Alrededor del 75% del aluminio producido a lo largo de la existencia de la industria todavía se utiliza en la actualidad.

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