Aluminiums reaktion med syrer og baser kan, ligesom hexaaquaionens surhed, illustreres ved et par simple demonstrationsforsøg.
Artiklen har været bragt i Dansk Kemi nr. 10, 2014 og kan læses uden illustrationer, strukturer og ligninger herunder. Se relaterede artikler nederst på siden.
Af kemiker cand.scient., ph.d. Torben Birk
Aluminiums samfundsmæssige betydning kan næppe overvurderes. Jordskorpens tredje hyppigst forekommende grundstof har en lang række egenskaber, der gør det anvendeligt i alt fra cykler over højspændingskabler til flyvemaskiner. Metallet er hårdt, samtidigt let, elektrisk ledende og modstandsdygtigt over for ydre oxidation fra luft og vand.
Aluminiums kemiske forbindelser anvendes bl.a. som koagulant ved vandrensning, katalysatorer ved organisk syntese, i lægemidler mod syrerelaterede sygdomme i mave-tarmsystemet og i antipersperanter.
Lidt kemi
Kemisk er aluminium reaktivt. Det oxideres til den Pearson-klassificerede hårde aluminium(III)ion, der danner stabile forbindelser med hårde ligatorer som fluor og oxygen. Disse typer forbindelser genfindes i de naturligt forekommende mineraler af aluminium, f.eks. kryolit, Na3[AlF6], kryolithionit Na3Li3[AlF6]2, zharchikhit, AlF(OH)2, korund, Al2O3 og det kommercielt vigtige bauxit AlOn(OH)3-2n (0<n<1). Binære forbindelser som Al4C3, AlN, AlP og Al2S3 fremstilles ved direkte reaktion mellem grundstofferne, da alle hydrolyseres fuldstændigt i vand til Al(OH)3 og den formelle anions stamhydrid CH4, NH3, PH3 og H2S.
Aluminium opløses i fortyndede syrer og alkalimetalhydroxider under hydrogenudvikling og dannelse af hhv. [Al(OH2)6]3+ og [Al(OH2)2(OH)4]–.
2 Al(s) + 6 H3O+(aq) + 6 H2O(l) → 2 [Al(OH2)6]+(aq) + 3 H2(g)
2 Al(s) + 2 OH–(aq) + 10 H2O(l) → 2 [Al(OH2)2(OH)4]–(aq) + 3 H2(g)
Vandige opløsninger af aluminium(III) reagerer surt pga. den farveløse oktaedriske hexaaquaions protolyse. Syrestyrken af [Al(OH2)6]3+ (Ka1 = 10–4,95 M) er sammenlignelig med eddikesyres (Ka = 10–4,76 M), og der udvikles carbondioxid ved tilsætning af CO32–(aq). Hexaaquaionens protolyseprodukter afhænger af opløsningens aluminium(III) koncentration og pH-værdi.
[Al(OH2)6]+(aq) + n H2O(l) → [Al(OH2)6–n(OH)n]3–n(aq) + n H3O+(aq)
I sur opløsning (pH<4) er [Al(OH2)6]3+ dominerende, mens [Al(OH2)2(OH)4]– dominerer i basisk opløsning (pH>7). I pH-vinduet mellem disse yderpunkter eksisterer dels en række mononukleare hydroxido-komplekser, [Al(OH2)6–n(OH)n]3–n (n=0–4), hvis beregnede fordelingsdiagram (dannelsesgraden, som funktion af pH) er vist som figur 1.
Ved højere koncentrationer af aluminium(III) indtræder tillige kondensations-polymerisering gennem -hydroxidobroer. Et blandt flere eksempler er den dinukleare komplekskation [{Al(OH2)4}2(-OH)2]4+.
2 [Al(OH2)5(OH)]2+(aq) → [(H2O)4Al(-OH)2Al(OH2)4]4+(aq) + 2 H2O(aq)
Ved pH 7 dominerer det neutrale amfotere [Al(OH2)3(OH)3]. Det fældes som et hvidligt geletinøst bundfald, ikke kun ved tilsætning af OH–(aq) til [Al(OH2)6]3+(aq), men også af en række svage syres korresponderende baser som CO32–, SO32–, S2– og CN– hvis protolyse i vandig opløsning sikrer en passende høj hydroxidionkoncentration. Hydroxidets (og oxidets) amfotere egenskaber er i overensstemmelse med aluminiums placering i det periodiske systems grænseområde mellem metaller og ikke-metaller.
Hydrolysen af aluminium(III) er et blandt flere eksempler på metalkompleksers protolysereaktivitet i vandig opløsning f.eks. [Be(OH2)4]2+ og [Fe(OH2)6]3+. Syrestyrken afhænger i nogen grad af kationens overordnede ladning og ionradius, således at høj ladning og lille radius øger syrestyrken.
Demonstrationsforsøg
Aluminiums reaktion med syrer/baser og hexaaquaionens protolyse kan i undervisningen illustreres med et par simple visuelle demonstrationsforsøg. Inspiration til andre demonstrationsforsøg over aluminium og dets forbindelsers kemi kan findes i bogform [2] og på en lange række hjemmesider eventuelt ledsaget af filmklip af selve forsøgene. Kvaliteten af internetfilmene er meget varierende, fra det pædagogiske seriøse til det direkte livsfarlige, men passende udvalgt vil flere kunne inddrages i en undervisningssituation.
Forsøg 1: Aluminiums reaktion med syre og base
Ved forsøget benyttes alufolie, der sikrer en hurtig og kraftig reaktion med syrer og baser. Folien kan formes, og relativt store emner kan let opløses. Som alternativ til alufolie kan man benytte andre tynde genstande af aluminium, f.eks. sodavandsdåser. Dog bør man inden forsøget sikre, at dåsen faktisk er af aluminium, ligesom dåsens overfladelag af plastfolie effektivt skal fjernes f.eks. ved slibning med finkornet sandpapir.
Forsøget kan kombineres med syntese af [K(OH2)6][Al(OH2)6](SO4)2 (alun) som elevforsøg.
Ved demonstrationsforsøget anvendes en koncentreret og delvist kogende opløsning af natriumhydroxid, der må opfordres til sikkerhedsmæssig agtpågivenhed, ikke mindst hvis forsøgets sidste del udføres.
Natriumhydroxid (85 g; 2,1 mol) og en omrørermagnet placeres i et 1000 mL bægerglas på en magnetomrører. Der tilsættes 150 mL vand under effektiv omrøring og efter fuldstændig opløsning yderligere 250 mL vand. Bægerglasset med den varme natriumhydroxid-opløsning placeres i et 3 L bægerglas i stinkskab. 50-75 cm alufolie krammes løst på den lange led. Alufolien sættes med den ene ende i natriumhydroxid-opløsningen. En kraftig exoterm reaktion indtræder under udvikling af dihydrogen og vanddamp. I løbet af et par minutter vil alufolien frivilligt synke ned i opløsningen og opløses fuldstændigt. Passende beskyttet med (varmeresistente) handsker, kan alufolien med et moderat tryk ”presses” ned i opløsningen, således at opløsningsprocessen og dihydrogen-udviklingen intensiveres yderligere.
På tilsvarende måde opløses alufolie i koncentreret saltsyre (f.eks. 100 mL ophældt i et i 400 mL bægerglas).
Forsøg 2: Hexaaquaaluminium(III)ionens syreegenskaber
Aluminium(III)ionens syreegenskaber kan vises ved en simpel pH-måling. Alternativt kan syreegenskaben vises ved at lade et aluminium(III)salt reagere med CO32–(aq) og fange det dannede carbondioxid i sæbeskum. Reaktionen og fremgangsmåden er analog til den klassiske køkkenbords-skumreaktion mellem eddikesyre og natron (NaHCO3)/soda (Na2CO3∙10H2O).
[Al(OH2)6]+(aq) + H2O(l) → [Al(OH2)5(OH)]2+(aq) + H3O+(aq)
CO32–(aq) + 2 H3O+(aq) → CO2(g) + 3 H2O(l)
2 [Al(OH2)6]+(aq) + CO32–(aq) → 2 [Al(OH2)5(OH)]2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)
En vandig opløsning af natriumcarbonat:
(0,5 M; 50 mL – 7,15 g Na2CO3∙10H2O opløses af 50,0 mL vand) blandes med flydende sæbe (10 mL) og hældes i et 1000 mL måleglas.
Til en portion tilsættes hurtigt en vandig opløsning af aluminium(III)sulfat:
(0,5 M; 50 mL – 16,66 g Al2(SO4)3∙18H2O opløses af 50,0 mL vand).
Efter sammenblanding af de to opløsninger begynder en rolig skumdannelse. (Sammenblandingen skal ske i den nævnte rækkefølge, da mulig dannelse af aluminiumsæber vil give en mindre effektiv reaktion).
Tak
En stor tak til Espergærde Gymnasium & HF, og ikke mindst Hanna Kjær, Henrik Scheel Krüger, Torben Ryhding og Bodil Blem Bidstrup for behagelige omgivelser i forbindelse med arbejde med demonstrationsforsøgene.
Litteratur
1. Benjamin, Mark M. (2001) Water Chemistry 1. ed. USA: McGraw-Hill.
2. Harnung, Sven E. (2000) Kemiske forelæsningsforsøg – Det 20. århundredes forelæsningsforsøg over kemi ved Københavns Universitet. København: Teknisk Forlag.
3. Nyburg, S. C.; Steed, J. W.; Aleksovska, S.; Petrusevski, V. M. (2000) Acta Cryst. B56, 204-209.
4. Davy, Humphry (1812) Elements of Chemical Philosophy: Part I. Vol. I. Philadelphia: Bradford and Inskeep.
Denne læsværdige bog er frit tilgængelig på internettet.
5. Veibel, Stig (1939) Kemien i Danmark I – Kemiens Historie i Danmark. København: Nyt Nordisk Forlag Arnold Busch.
Aluminium – lidt historie
Sir Humphry Davy (1778-1829) begynder sin beskrivelse af aluminium i bogen ”Elements of Chemical Philosophy” fra 1812 således:
“When a solution of ammonia or of potassa, not in excess, is thrown into a solution of alum, a substance falls down, which when well washed, and dried at a red heat, is alumina. This substance appears to contain a peculiar metal, but yet aluminium has not been obtained in a perfectly free state though alloys of it with other metalline substances have been procured sufficiently distinct to indicate the probable nature of alumina.” [4].
Allerede i 1808 havde H. Davy, uden held, forsøgt at isolere det ukendte grundstof ved elektrolyse; en fremgangsmåde han med stort held havde anvendt til fremstilling af flere alkali og jordalkalimetaller.
Hans Christian Ørsted (1777-1851) kunne den 8. april 1825 i det Kgl. Videnskabernes Selskab fremvise den første urene metalliske prøve af grundstoffet aluminium. Fremstillingen, ud fra AlCl3 beskriver han således:
”Opvarmet hurtigt med Kaliumamalgan, lider det en Adskillelse, hvorved Chlokaliær og Leeræramalgan dannes. Dette Amalgan adskiller sig med en stor Hurtighed i Berøring med Luften, og giver ved Destillation, uden Berøring med Luften, Metalklump, som i Farve og Glands noget nærmer Tinnet.” [5]
AlCl3 + 3 K(Hg) → Al(Hg) + 3 KCl
AlCl3 (Chlorlerrær i Ørsteds nomenklatur) blev indledningsvist fremstillet ved at lede dichlor over en blanding af Al2O3 og carbon.
Al2O3(s) + 3 C(s) + 2 Cl2(g) → 2 AlCl3(g) + 3 CO(g)
Som tilfældet med andre af H.C. Ørsteds betydningsfulde opdagelser forfulgte han ikke arbejdet med aluminium yderligere, men overlod resultaterne til den tyske kemiker Friedrich Wöhler (1800-1882).
Aluminium lader sig kun vanskeligt reducere ud af sine kemiske forbindelser. Den vanskelige fremstilling gjorde aluminium til et yderst kostbart materiale i tiden efter dets isolering. I ca. 1859 udførte hofguldsmed Jørgen Balthasar Dalhoff (1800-1890) således en generalhjelm i aluminium til kong Frederik VII, ligesom Washington-monumentets obelisk fra 1884 blev afsluttet med et apex af metallet. Ca. 30 år efter de første genstande af aluminium var blevet fremvist på verdensudstillingen i Paris 1855 (fremstillet efter metode af Henri Étienne Sainte-Claire Deville) udlignes forholdet mellem aluminiums naturlige forekomst og tilgængelighed, da den amerikanske kemiker Charles Martin Hall (1863-1914) og franskmanden Paul Héroult (1863-1914) i 1886, uafhængigt af hinanden, introducerede den endnu benyttede elektrokemiske reduktion af Al2O3 opløst i smeltet Na3[AlF6].
