Alumīnijs

Alumīnijs
13	; ; ; ; 3; 8; 2
	Al; 26,9815386 g/mol
	[Ne]3s23p1
	; Alumīnija gabaliņš un monētas no alumīnija
Oksidēšanas pakāpes	3
Elektronegativitāte	1,61
Blīvums	2700 kg/m3
Kušanas temperatūra	933,47 K (660,32 °C)
Viršanas temperatūra	2792 K (2519 °C)

Alumīnijs ir ķīmiskais elements ar simbolu Al un atomskaitli 13. Tas ir viegls, sudrabbalts metāls. Alumīnijs dabā nav sastopams brīvā veidā, jo reaģē ar ūdeni, skābēm un sārmiem. Dabā alumīnijs ir sastopams galvenokārt alumīnija oksīda veidā, kā arī alumosilikātos. Savienojumos alumīnijs ir trīsvērtīgs. Alumīnijs ir amfotērs elements un spēj reaģēt ar skābēm (veidojot alumīnija sāļus) un sārmiem, veidojot aluminātus. Gaisā alumīnijs pārklājas ar blīvu oksīda kārtiņu, tāpēc tālāk neoksidējas. Ja šo oksīda kārtiņu iebojā (ar dzīvsudrabu vai sārmu), sākas strauja korozija. Alumīniju un lielāko daļu tā savienojumu iegūst no boksītu rūdas. Tā galvenokārt sastāv no alumīnija un dzelzs oksīdiem. Alumīnijs un tā sakausējumi ir visplašāk lietotie krāsainie metāli.

Atrašanās dabā

Pēc izplatības Zemes garozā alumīnijs atrodas 3. vietā (aiz skābekļa un silīcija). Savas ķīmiskās aktivitātes dēļ tas dabā brīvā veidā nav sastopams. Alumīnijs ietilpst aptuveni 250 minerālos. Izplatītākie no tiem ir:

alumosilikāti - ortoklazs jeb laukšpats Na₂O·Al₂O₃·6SiO₂ vai K₂O·Al₂O₃·6SiO₂,
kaolīns (mālu galvenā sastāvdaļa) - Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O,
nefelīns - Na₂O·3Al₂O₃·6SiO₂·2H₂O,
vairāki vizlu veidi, piemēram, muskovīts jeb baltā vizla - K₂O·3Al₂O₃·6SiO₂,
boksīti - AlO(OH), Al(OH)₃, Al₂O₃·nH₂O,
korunds - Al₂O₃ u.c.

Lielākie boksītu krājumi ir Austrālijā, Gvinejā un Brazīlijā.^[1] Ievērojamas boksīta atradnes ir Urālos, Kazahijā, Arhangeļskas apgabalā u.c. Lieli nefelīna krājumi ir Kolas pussalā, Dienvidurālos, Krasnojarskas apgabalā, kā arī Zviedrijā, Norvēģijā, Vācijā, Grenlandē u.c^[2]

Īpašības

Alumīnijs ir viegls, sudrabbalts metāls, kam piemīt laba elektrovadītspēja un siltumvadītspēja. Tas ir ļoti plastisks, ar mazu cietību un mehānisko izturību. Alumīnijs ir viegli stiepjams un velmējams. No tā var izveidot plānas loksnes un pat folijas. Alumīnijam piemīt vājas paramagnētiskās īpašības. Alumīnijs pieder pie ķīmiski aktīviem metāliem, tas reaģē ar nemetāliem un daudzām saliktām vielām, veidojot savienojumus, kur alumīnija oksidēšanas pakāpe ir 3. Alumīnijs atmosfērā maz izmainās, jo pārklājas ar blīvu, plānu oksīda aizsargkārtiņu:

4Al 3O₂ → 2Al₂O₃

Ja šo aizsargkārtiņu mehāniski notīra (noberžot), tad tā tūlīt atjaunojas. Sakarsēts alumīnija pulveris vai alumīnija folija gaisā uzliesmo un sadeg ar spožu liesmu, izdalot baltus dūmus — alumīnija oksīdu.

Parastos apstākļos alumīnijs reaģē ar visiem halogēniem, piemēram:

2Al 3Br₂ → 2AlBr₃

Alumīnijs ir spēcīgs reducētājs:

2Al Fe₂O₃ → Al₂O₃ 2Fe

Alumīnija izstrādājumi ar ūdeni nereaģē, bet, ja oksīda aizsargkārtiņu likvidē ar karstu sārmu, tad sākas reakcija, kuras ātrums pakāpeniski pieaug:

2Al 6H₂O → 2Al(OH)₃ 3H₂↑

Sakarsēts alumīnijs (≈800 °C) reaģē ar amonjaku:

2Al 2NH₃ → 2AlN 3H₂↑

Alumīnijs reaģē ar skābju ūdens šķīdumiem:

2Al 6HCl → 2AlCl₃ 3H₂↑

Uz alumīniju iedarbojas arī koncentrēta sālsskābe, turpretim koncentrēta sērskābe un slāpekļskābe alumīniju pasivē. Tās ar alumīniju reaģē tikai paaugstinātā temperatūrā:

2Al 6H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ 3SO₂ 6H₂O

Alumīnijs reaģē ar sārmu šķīdumiem:

2Al 2NaOH 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] 3H₂↑

Alumīnijs reaģē ar tādu sāļu šķīdumiem, kuri stipri hidrolizējas^[2]:

4Al 5CuCl₂ 6H₂O → 3Cu 2Cu(OH)Cl 4Al(OH)Cl₂ 3H₂

Alumīnijs reaģē ar sēru un kālija nitrātu — šo reakciju izmanto zibsastāvos:

2KNO₃ 4Al S → K₂S N₂ 2Al₂O₃

Savienojumi

Alumīnijs ir amfotērs metāls, tāpēc tas reaģē gan ar skābēm, gan sārmiem.

Reaģējot ar skābēm, veidojas alumīnija sāļi.

Alumīnija bāziskie sāļi ir alumīnija sāļi, kas satur hidroksilgrupu, piemēram, Al(OH)Cl₂, Al(OH)₂Cl. Šie ir tipiski bāziskie sāļi. Tiem ir stipra tieksme polimerizēties. OH/Al attiecība var ievērojami svārstīties. Alumīnija bāziskie sāļi rodas, ja alumīniju šķīdina nepietiekamā skābes daudzumā vai ar alumīnija sāļu šķīdumiem ūdenī iedarbojas uz alumīniju vai tā hidroksīdu.

Alumīnija oksidēšanās pakāpe 3 nosaka tā amfoteritāti - alumīnijs spēj reaģēt ar sārmiem, veidojot kompleksos savienojumus.^[3] Piemērs - boksītu reakcijas ar nātrija sārma šķīdumu, kur veidojas nātrija tetrahidroksodiakvaalumināts Na[Al(H₂O)₂(OH)_4].

Izmantošana rūpniecībā

Alumīniju lieto dažādās tautas saimniecības nozarēs, taču visvairāk to izmanto elektrotehnikā elektrisko vadu un kabeļu izgatavošanai, metalurģijā — vieglu un izturīgu sakausējuma iegūšanai, kā arī metālu reducēšanai no to oksīdiem (aluminotermijai). Pulverveida alumīnija un reducējamā metāla oksīda maisījumu vienā vietā sakarsē (≈1000 °C). Sākas reakcija, kurā izdalās liels siltuma daudzums. Iegūtais metāls izkūst, bet sārņi, kurus veido alumīnija oksīds, atdalās no šķidrā metāla masas. Šādā veidā iegūst titānu, niobiju, hromu, mangānu, kā arī boru. Lai novērstu metālu koroziju, cinkošanas un alvošanas vietā aizvien vairāk lieto alitēšanu — metāla virsmu piesātināšanu ar alumīnija un alumīnija oksīda maisījumu.^[4]

Skatīt arī

Dūralumīnijs

Atsauces

↑ BAUXITE AND ALUMINA
↑ ^2,0 ^2,1 G.Rudzītis, F.Feldmanis. Ķīmija pamatskolai. 2000. — 216 lpp.
↑ «Interaktīvās apmācības disks - Ķīmija 11. klasei». www.siic.lu.lv. Skatīts: 2021-11-01.
↑ "Ģimenes enciklopēdija", 3 sējums. — 1. izd."Latvijas enciklopēdija", 1992. — 640.lpp