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Aluminium

Reaktionsverhalten

Aluminium hat eine ausgeprägte Affinität zum Sauerstoff. Es ist dennoch unter Normalbedingungen an der Luft beständig, da es sich mit einer dünnen, fest haftenden, zusammenhängenden Oxidschicht bedeckt, die das darunter liegende Metall vor weiterer Oxidation schützt (Passivierung). Dieser Schutzeffekt kann noch wesentlich verstärkt werden, indem künstlich durch anodische Oxidation eine dickere, harte Oxidschicht (bis zu 0,02 mm) auf der Metalloberfläche erzeugt wird (Eloxal-Verfahren, Elektrisch oxidiertes Aluminium). Auf diese Weise eloxiertes Aluminium ist sehr beständig gegen Säuren, Laugen, Witterung und Seewasser. Da Aluminiumoxid den elektrischen Strom kaum leitet, kann die elektrisch erzeugte Oxidhaut bei Aluminiumdrähten oder -platten auch gleich zur Isolation dienen.

Die Passivierung des Aluminiums lässt sich durch Einreiben mit Quecksilber bzw. Quecksilber(II)-chlorid aufheben. Die Metalloberfläche wird dabei amalgamiert, d.h. es kommt zur Bildung einer Aluminium-Quecksilber-Legierung (Amalgam). Die, durch das Fehlen einer durchgängigen Schutzschicht, beschleunigte Oxidation des Aluminiums ist nach kurzer Zeit an der Bildung von Aluminiumoxid-Hydrat-Fasern zu erkennen (Fasertonerde):

4Al+ 6H2O+ 3O2 4Al(OH)3 2Al(OH)3 Al2O3 · 3H2O

Beim Erhitzen verbrennt fein verteiltes Aluminium an der Luft mit starker Licht- und Wärmeentwicklung zu Aluminiumoxid, Al2O3:

4Al+ 3O2 2Al2O3 ΔrH=-1676kJmol-1

In früheren Zeiten wurde diese Reaktion in der Fotografie zur Erzeugung eines Blitzlichts benutzt.

Die starke Tendenz des Aluminiums, sich mit Sauerstoff zu verbinden, gilt nicht nur für die Oxidation mit elementarem Sauerstoff, sondern auch für Umsetzungen mit Metalloxiden:

2yAl+ 3MxOy 3xM+ yAl2O3

In der Technik wird die Sauerstoffaffinität des Aluminiums u.a. dazu genutzt, um geschmolzenes Eisen von noch vorhandenen gelösten Oxiden zu befreien (Desoxidation). In der Metallurgie wird Aluminium als Reduktionsmittel entsprechend der vorangehenden Reaktion für die Darstellung von Metallen aus schwer schmelzbaren Oxiden eingesetzt (Aluminothermisches Verfahren nach H. Goldschmidt, 1897, siehe auch Goldschmidt'sches Thermit-Verfahren). Auch das zum Verbinden von Eisenteilen, z.B. Eisen- oder Straßenbahnschienen, angewandte Thermit-Schweißen, bei dem eine Mischung aus Eisen(II,III)-oxid und Aluminiumgrieß (Thermit) nach Zündung innerhalb kurzer Zeit bei Temperaturen von bis zu 2400 °C reines, flüssiges Eisen liefert, ist ein technisch relevantes Beispiel der Reduktion von Metalloxiden mit elementarem Aluminium:

3Fe3O4+ 8Al 9Fe+ 4Al2O3

In konzentrierten, nichtoxidierenden Säuren, wie Salz- oder Schwefelsäure, löst sich Aluminium entsprechend seiner Stellung in der elektrochemischen Spannungsreihe als unedles Metall unter Wasserstoffentwicklung und Bildung dreifach geladener, hydratisierter Kationen auf:

2Al+ 6H3O++ 6H2O 2[Al(H2O)6]3++ 3H2

In Salpetersäure oder anderen oxidierenden Säuren erfolgt dagegen die Ausbildung einer Oxidhaut, die das Metall vor weiterer Auflösung schützt:

2Al+ 2HNO3 Al2O3+ 2NO+ H2O

Mit Wasser und verdünnten Säuren bzw. Laugen reagiert Aluminium aufgrund seiner passivierenden Schutzschicht nicht, löst sich jedoch in stark alkalischen Lösungen, da oberflächlich gebildetes, amphoteres Aluminiumhydroxid, Al(OH)3, mit überschüssigem Hydroxid als Aluminat in Lösung geht:

2Al+ 6H2O 2Al(OH)3+ 3H2 2Al(OH)3+ 2OH 2[Al(OH)4] 2Al+ 6H2O+ 2OH 2[Al(OH)4]+ 3H2

Amalgamiertes Aluminium reagiert bereits bei Zimmertemperatur lebhaft mit Wasser.

Mit den Halogenen und anderen Nichtmetallen vereinigt sich Aluminium unter starker Wärmeentwicklung. Mit Fluor und flüssigem Brom reagiert es unter Feuererscheinung. Mit Iod setzt es sich direkt um, mit Schwefel beim Glühen. Mit Stickstoff erfolgt eine Reaktion erst bei sehr hohen Temperaturen. Mit nahezu allen Metallen bildet Aluminium intermetallische Verbindungen (Legierungen).

Die unter Normalbedingungen stabilen Aluminium-Verbindungen leiten sich fast ausschließlich vom dreiwertigen Aluminium, d.h. Aluminium in der Oxidationsstufe +3, ab. Aus wässrigen Lösungen isolierte Aluminium-Salze sind in der Regel wasserhaltig, z.B. AlCl3 · 6H2O. Beim Entwässern durch Erhitzen erfolgt Hydrolyse unter Hydroxid- bzw. Oxidbildung:

2[Al(H2O)6]Cl3 Al2O3+ 6HCl+ 9H2O

Die Darstellung wasserfreier Salze kann dementsprechend nur unter Ausschluss von Feuchtigkeit erfolgen.

Neben den Al(III)-Verbindungen sind auch einzelne Verbindungen bekannt, denen eine Oxidationsstufe +1 des Aluminiums zugrunde liegt, z.B. AlF, AlCl, Al2O. Diese werden als endotherme Verbindungen nur bei hohen Temperaturen gebildet, lassen sich aber z.T. bei tiefen Temperaturen isolieren. Sie können durch Reduktion der entsprechenden Aluminium(III)-Verbindungen mit elementarem Aluminium dargestellt werden, z.B.:

AlF3+ 2Al 3AlF

Al2O wird bei der Reduktion von Al2O3 mit Aluminium oder Silicium gebildet.

Vergleich von Aluminium mit den Elementen Beryllium und Bor

Aluminium weist in seinen Eigenschaften und seinem Reaktionsverhalten stärkere Ähnlichkeiten mit dem ersten Element der vorhergehenden Gruppe des Periodensystems, dem Beryllium, auf als mit Bor (Schrägbeziehung).

Im Gegensatz zum Bor zeigt Aluminium aufgrund seiner geringeren Elektronegativität in wässriger Lösung eine typische Kationenchemie des [Al(H2O)6]3+-Ions.

Die Tendenz zur Bildung von Element(I)-Verbindungen durch den inert-pair-Effekt des s-Valenzelektronenpaars ist beim Aluminium im Vergleich zum Bor zwar erkennbar, aber bei Weitem nicht so deutlich ausgeprägt wie bei den in der III. Hauptgruppe folgenden Elementen Gallium, Indium und vor allem Thallium.

In den Verbindungen des Typs EX3, wie den Trihalogeniden, sind sowohl Bor als auch Aluminium durch die Ausbildung eines Elektronensextetts elektronisch nicht abgesättigt. Während bei den Borhalogeniden eine Stabilisierung durch intramolekulare pπ-pπ-Bindungen erfolgt, kommt es bei den Aluminiumtrihalogeniden zu einer Dimerisierung unter Ausbildung von Halogenbrücken (AlBr3, AlI3) oder zum Auftreten polymerer Strukturen, (AlCl3)x. Auch Aluminiumwasserstoff liegt als Polymer vor, (AlH3)x. Da Aluminium keine pπ-pπ-Bindungen tätigt, ist im Gegensatz zum Bornitrid, BN, eine Graphit-analoge Form des Aluminiumnitrids, AlN, unbekannt.

Bei der Anlagerung von Donormolekülen (Komplexbildung) treten beim Aluminium neben den - auch vom Bor bekannten - vierfach koordinierten, tetraedrischen Verbindungen, z.B. [AlCl4], bevorzugt Komplexe mit oktaedrisch koordiniertem Aluminium (Koordinationszahl 6) auf, z.B. [AlF6]3.

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