13, Aluminium (Al)

lat. alumen = Alaunstein

Das Element Aluminium:

         
  Be B C  
  Mg Al Si  
  Zn Ga Ge  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Aluminium (Nukleosynthese): Aluminium wird bei der Nukleosynthese hauptsächlich während des Kohlenstoffbrennens gebildet. Dabei entsteht es sukzessive infolge von p-Przessen aus Mg-24, Mg-25, Mg-26 oder Al-26 heraus. Ein Teil des gebildeten Al-27 wird dabei ständig abgebaut oder weiter zu Silicium umgesetzt. Ein ebenfalls nicht unerheblicher Teil des Aluminiums entsteht durch Photodesintegrationsprozesse während des Siliciumbrennens.

Synthese von Aluminium-27:
Sukzessive Synthese des Aluminium aus Magnesium:
(Hauptsächlich Kohlenstoffbrennen)

24Mg + p → 25Al + 2,27 MeV
25Al → 25Mg + β+ + 3,26 MeV
25Mg + p → 26Al + 6,31 MeV
26Al → 26Mg + β+ + 2,98 MeV
26Mg + p → 27Al + 8,27 MeV
Al-Erzeugung durch Photodesintegration:
(Siliciumbrennen)

28Si + 11,59 MeV → 27Al + p
Abbauprozesse des Al-27:

27Al + p → 28Si + 11,59 MeV
27Al + α → 30Si + p + 2,37 MeV

27Al + n → 28Al + 7,73 MeV
28Al → 28Si + β- + 4,64 MeV

Da das langlebige Isotop Al-26 in unserem Sonnensystem ausgestorben ist, ist Aluminium nur mit einem Isotop in der Natur vorhanden, und damit das vierte Reinelement (nach Be, F und Na).
Vorkommen von Aluminium: Aluminium ist im Universum das häufigste Element mit ungerader Protonenzahl, es steht an 14. Stelle. Alle Elemente in der Häufigkeitsskala über ihm haben mit Ausnahme des Wasserstoffs eine gerade Protonenzahl. Auf der Erde ist Aluminium nach Sauerstoff und Silicium das dritthäufigste Element und das häufigste Metall. In Form von Alumosilicaten und Bauxit ist es mit 7,57% am Aufbau der Erdkruste beteiligt. Trotz seines unedelen Charakters kommt es, wenngleich auch sehr selten, in gediegener Form vor.

Das wichtigste Aluminiumerz ist der Bauxit, aus dem das Metall auch gewonnen werden kann. Beispiele für Alumosilicate seien Granit, Gneis, Basalt oder Schiefer. Chemisch zeichnet sich diese Gruppe dadurch aus, dass sie ein (SiO)x-Gerüst bilden, in welchem bestimmte Si-Atome durch Al-Atome ersetzt sind. Die dadurch resultierende "überschüssige" negative Ladung werden durch Ersatz von O-Atomen durch OH-Gruppen ausgeglichen. (Schematisch: (SiO2)n + Al (+ 2H2O) → (SiO2)n-1(AlOOH) (+ H3O+) )

Aluminium in Mineralien

Glimmerschiefer[1]

Gneis[1]

Bauxit (Al2O3)[2]

Rubin (Korund, Al2O3)[3]


Aluminium-Gewinnung: Bayer-Prozess: Aluminium wird ausschließlich aus Bauxit gewonnen. Dabei wird das seit 1886 bekannte Bayer-Verfahren verwendet: Bauxit enthält neben Aluminiumoxid auch noch Siliciumdioxid und Eisenoxid. Im Bayer-Verfahren wird der fein vermahlene Bauxit unter 5 bis 7 bar Druck mit Natronlauge (35 bis 38%) bei 140 bis 250°C für 6 bis 8 Stunden aufgeschlossen. Dabei geht das Aluminiumoxid und das Siliciumdioxid in Lösung, nicht aber das Eisenoxid. Anschließend wird die Lösung entspannt und auf 95°C abkühlen gelassen. Nach erstmaligem Verdünnen fällt das Eisenhydroxid und Natriumaluminiumsilicat als Rotschlamm aus. Je höher der SiO2-Gehalt, desto höher ist der Verbrauch an Natronlauge, da diese bei der Natriumaluminiumsilicatbildung verbraucht wird. Der Rotschlamm wird abfiltriert, wodurch nur noch heiße Natriumaluminat-Lösung zurückbleibt. Diese wird weiter verdünnt, wodurch sich das pH nun soweit erniedrigt, dass Aluminiumhydroxid ausfällt. Zur Beschleunigung des Fällungsvorganges werden der Lösung Impfkristalle aus Hydrargyllit zugegeben, und die Lösung zwei Tage lang ausgerührt. Das Aluminiumhydroxid wird dann abgetrennt und scharf zu wasserfreier Tonerde (Aluminiumoxid) geglüht. In der Lauge bleibt unter anderem Galliumhydroxid gelöst zurück, weswegen sie als Grundlage zur Gallium-Gewinnung herangezogen werden kann. Die verdünnte Lauge wird wieder aufkonzentriert und in den Prozess zurückgeführt.

Trockener Aufschluss: Früher gewann man Aluminiumoxid ausschließlich nach diesem Verfahren, heute wird der Aufschluss noch bei SiO2-reichen Bauxiten angewendet. Man vermischt den fein gemahlenen Bauxit mit Soda (Na2CO3) und Branntkalk (CaO), und glüht die Mischung. Dadurch erhielt man ein Gemisch aus Natriummetaaluminat (NaAlO2), Natriumferrit (NaFeO2) und Calciummetasilicat (CaSiO3). Durch anschließendes Auslaugen des Glühproduktes mit Wasser erhält man ein Gemisch aus Natriumaluminat (löslich), Eisen(III)hydroxid und Calciumsilicat (beide unlöslich). Nach Abtrennen der unlöslichen Bestandteile bleibt nur das Aluminat in Lösung. Durch Einleiten des beim Glühen erhaltenen CO2 in die Lösung, fällt Aluminiumhydroxid aus, und Soda wird zurückgebildet. Diese kann dann wieder in den Prozess zurückgeführt werden. Das Aluminiumhydroxid wird wie beim Bayer-Prozess scharf geglüht, wodurch wasserfreies Aluminiumoxid entsteht.

Hall-Herauldt-Prozess: Das Aluminiumoxid wird mit Kryolith und Lithiumcarbonat zu einem Gemisch angesetzt, welches ein Eutektikum von 935°C hat (81 % Na3[AlF6], 18 % Al2O3, 1 % Li2CO3). Dieses Gemisch wird mittels Schmelzflusselektrolyse bei 300 000 A unter einer Spannung von 4,5 bis 5 V elektrolysiert. Pro Tonne benötigt man eine Energiemenge von 13 bis 16 MWh Strom. Pro Tonne Aluminium werden dabei vier Tonnen Bauxit (zwei Tonnen gereinigtes Aluminiumoxid), 80 kg Kryolith verbraucht. Die Aluminiumerzeugung ist also ein sehr energie-intensiver Prozess. Früher wurden Graphit-Anoden verwendet, welche ständig erneuert werden mussten, da sie faktisch durch den ständig entstehenden naszierenden Sauerstoff abbrannten. Heute verwendet man hierzu Titan-Anoden.

Gewinnung von Aluminium

Schema Bayer-Prozess.[1]

Schema Trockener Aufschluss.[1]

Schema Hall-Herauldt-Prozess.[1]
Chemie von Aluminium: Aluminium ist ein unedeles Metall, welches in seinen Verbindungen unter Normalbedingungen ausschließlich in der Oxidationsstufe +3 reagiert. Nur beim Überleiten gasförmiger Aluminiumhalogenide über flüssiges Aluminium bei extrem niedrigen Drücken sind auch Verbindungen mit der Oxidationsstufe +1 darstellbar. Diese können jedoch nur durch schnelles Abschrecken auf Temperaturen des flüssigen Heliums isoliert werden. Bei höheren Temperaturen disproportionieren sie nach 4AlX → 3Al + AlX3.[4]

Aluminium reagiert bei Erhitzen auf Rotglut mit Chlor, Brom, Schwefel und Stickstoff in exothermen Reaktionen zu den entsprechenden binären Verbindungen. Einzig das Fluor reagiert schon bei Raumtemperatur unter Feuererscheinung mit Aluminium unter Bildung von AlF3. Mit Sauerstoff reagiert Al nur oberflächlich, da es sich mit einer sehr dichten Oxidschicht überzieht, die das Metall vor weiterem Angriff schützt.

Mit Wasser und schwachen Säuren reagiert Aluminium aus gleichem Grunde ebenfalls nur oberflächlich, da es eine Hydroxidschicht ausbildet, die ebenfalls schützend wirkt. In starken, nichtoxidierend wirkenden Säuren dagegen, die in der Lage sind, diese Hydroxidschichten zu lösen, reagiert Aluminium sehr lebhaft unter starker Wasserstoff-Entwicklung, so beispielsweise mit Salzsäure oder Bromwasserstoffsäure. Mit Schwefelsäure und Salpetersäre erfolgt dagegen keine Reaktion, da diese oxidierend wirken, und sich eine kompakte, säureunlösliche Oxidschicht bildet. Aluminium ist nicht nur in Säuren, sondern auch in Laugen löslich, da es mit Hydroxid-Ionen zu Aluminaten reagiert. Dieses Verhalten eines Stoffes, sowohl mit Säuren als auch mit Laugen zu reagieren, nennt man amphoter. So wird das Metall von starken Laugen wie etwa Natronlauge oder Kalilauge unter Wasserstoffentwicklung zu Natrium- bzw. Kaliumaluminat aufgelöst. Schwache Laugen wie Ammoniak reagieren dagegen nicht mit dem Metall, da sie es nicht schaffen, mit dem Aluminium Al(OH)4--Ionen zu bilden, sondern lediglich oberflächlich Aluminiumhydroxid, welches das darunterliegende Metall vor weiterem Angriff schützt.

Amphoterie von Aluminium(hydroxid):

In Säuren:
Al(OH)3 + 3 H3O+ → Al3+ + 6H2O
2Al + 6H3O+ → 2Al3+ + 3H2↑ + 6H2O

In Laugen:
Al(OH)3 + OH- → Al(OH)4-
2Al + 2OH- + 6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2


Aluminiumsalze reagieren in Wasser durch Hydrolyse relativ stark sauer. So hat eine Aluminiumchlorid-Lösung von der Konzentration 1 mol/L einen pH-Wert von etwa 2,5:

Al(H2O)63+ + H2O Al(H2O)5(OH)2+ + H3O+; pKs = 4,97

Der Charakter der Aluminiumhalogenide zeigt einen Übergang vom ionischen zum kovalenten Charakter: Aluminiumfluorid stellt ein ionisch aufgebautes, typisches Salz mit hoher Gitterenergie und damit verbunden mit hohem Schmelz- und Siedepunkt dar. Aluminiumbromid und Aluminiumiodid sind in wasserfreier Form typische Molekülverbindungen, welche niedrige Gitterenergien haben, mit Wasser heftig reagieren und auch bei Raumtemperatur aus Al2Br6- bzw. Al2I6-Molekülen aufgebaut sind, die bei mäßigen Temperaturen verdampfen. Aluminiumchlorid ist bei Raumtemperatur ionogen aufgebaut, wandelt sich oberhalb 183°C jedoch zu einer Moleküverbindung Al2Cl6 um. Auch wasserfreies Aluminiumchlorid reagiert heftig mit Wasser. Die Hexahydrate von Aluminiumchlorid, -bromid und -iodid sind dagegen typisch salzartige Stoffe, die in Wasser unter stark sauerer Reaktion (siehe oben) löslich sind.

Eigenschaften der Aluminiumhalogenide
  Aluminiumfluorid Aluminiumchlorid Aluminiumbromid Aluminiumiodid
Formel (wasserfrei)
Raumtemperatur
AlF3 AlCl3 Al2Br6 Al2I6
Formel (wasserhaltig) AlF3•3H2O AlCl3•6H2O AlBr3•6H2O AlI3•6H2O
Schmelzpunkte subl. 1260°C subl. 183°C 98°C 189°C
Molekülmodelle

An der Luft überzieht sich Aluminium mit einer kompakten Oxidschicht, die das Metall vor weiterem Angriff schützt. Verwendet man Aluminium als Werkstoff, so kann man diese Oxidschicht anodisch im Eloxal-Verfahren noch verstärken. Bei erhöhter Temperatur verbrennt Aluminium mit stark exothermer Reaktion an der Luft zu Aluminiumoxid.

4Al + 3O2 → 2Al2O3 + 3352 kJ


Mit Wasserstoff bildet Aluminium ein hochpolymer aufgebautes, kovalentes Hydrid, (AlH3)x, Aluminiumwasserstoff oder auch Alan genannt. Es kann durch Reaktion von wasserfreiem Aluminiumchlorid oder Aluminiumbromid mit Lithiumtetrahydridoboranat gewonnen werden. Es zeichnet sich durch hohe Oxidationsempfindlichkeit aus, welches sich in fein verteiltem Zustand spontan an der Luft entzünden kann. Auch gegenüber Feuchtigkeit ist der Stoff sehr empfindlich, da durch Hydrolyse Wasserstoff in exothermer Reaktion freigesetzt wird. Beim Erhitzen zerfällt es oberhalb 100°C in die Elemente, was es als Wasserstoffspeicher inzeressant machen kann. Alan leitet innerhalb der dritten Periode von den salzartigen Hydriden (Natriumhydrid, Magnesiumhydrid) zu den leichtflüchtigen Hydriden (Silan, Phosphan, Schwefelwasserstoff, Chlorwasserstoff) über.

Mit Stickstoff reagiert fein verteiltes Aluminiumpulver oberhalb von 900°C in stark exothermer Reaktion zum ebenfalls hochpolymer aufgebauten Aluminiumnitrid, AlN. Es ist mit Silicium und dem Diamanten isoelektronisch (bezogen auf die Valenzelektronen), und hat ähnliche physikalische Eigenschaften. So besitzt der Stoff in einer seiner Modifikationen eine Mohshärte von 9. Es ist allerdings hydrolyseempfindlich, und wird von Wasser, besonders aber von Laugen zu Aluminiumhydroxid und Ammoniak zersetzt.

Einige Aluminiumverbindungen

Al-Chlorid-Hexahydrat, AlCl3•6H2O[7]

Al-Sulfat, Al2(SO4)3•18H2O[8]

Aluminiumoxid, Al2O3[9]

Al-Nitrat, Al(NO3)3•9H2O[9]

Al-Nitrid, AlN[10]


Verwendung von Aluminium und seinen Verbindungen : Aluminium ist neben Eisen das wichtigste Werkmetall, wobei es rund zweieinhalb mal leichter als dieses ist. Durch seine Oxidschicht, die durch Eloxieren (=elektrisches Anodisieren) noch verstärkt werden kann, ist es für die meisten Anwendungen korrosionsbeständig genug.

  • Aluminium als Werkstoff: Reines Aluminium ist sehr weich, jedoch können durch Zulegieren einiger Prozent Magnesium und Silicium sehr harte Legierungen erhalten werden, die sich durch Strangpressen oder Druckguss in beinahe jede beliebige Form bringen lassen. Diese Legierungen sind im Automobilbau und in der Luftfahrt weit verbreitet, da sie eben die Vorteile der geringen Masse und hoher Luft- und Wasserbeständigkeit im Vergleich zu Eisenwerkstoffen aufweisen. Aluminium ist allerdings in seiner Herstellung teurer als Eisen.

  • Aluminium als Verpackungsmaterial: Da sich das Metall zu dünnen, elastischen Folien oder Blechen auswalzen lässt, ist es das wichtigste Verpackungsmaterial. Aluminiumfolien und Konservendosen sind sehr weit verbreitet. Da das Metall gegenüber Salzen und Säuren nicht über längere Zeit beständig ist, werden Konservendosen aus Aluminium zusätzlich mit Kunststoffen imprägniert.

  • Elektrotechnik, Elektronik: Aluminium ist nach Gold, Silber und Kupfer der viertbeste elektrische Leiter. Da es ein weit geringeres spezifisches Gewicht als die drei letztgenannten aufweist, hat es in der Elektrotechnik ebenfalls weite Verbreitung. Aluminiumkabel mit gleichem Querschnitt wie Kupferkabel haben zwar einen um den Faktor 1,6 größeren Widerstand, wiegen jedoch nur ein Drittel soviel.

  • Optik: Glattpoliertes Aluminium wird als Material zum Herstellen von (Reflektions-, aber auch Haushalts-)Spiegeln verwendet. Es reflektiert im Ggs. zum früher hierzu verwendeten Silber, auch UV-Strahlung. Es muss für diese Form der Verwendung allerdings zusätzlich mit einer Schutzschicht (Glas, Folie) überzogen werden, da eine Oxidschicht die Reflektor-Eigenschaften entscheidend verschlechtern.

  • Reduktionsmittel: In Form von Pulver oder Stücken wird Aluminium als technisches Reduktionsmittel verwendet, da das Metall eine sehr hohe Affinität zu Sauerstoff besitzt. So wird es zur Darstellung anderer Metalle aus ihren Oxiden verwendet, welche nicht mit Kohle reduziert werden können oder für die elektrolytische Darstellungen aus Kostengründen nicht infrage kommen. In der Feuerwerkerei dient das Aluminium ebenfalls als Reduktionsmittel, wobei es hier feinverteilt für einen Sprüh-Effekt sorgt (Feuerwerks-Raketen). Das Thermit-Verfahren (Aluminothermisches Schweißen) bedient sich ebenfalls der Reduktionskraft des Metalls: Eisenoxid und Al-Pulver werden in Form einer zusammengepressten Wulst auf die zu verbindenden Eisenteile aufgebracht und gezündet. Dabei entsteht unter heftiger Reaktion elementares Eisen und Aluminiumoxid. Durch die punktuell auftretende Temperatur von bis zu 2500°C werden die Eisenteilen angeschmolzen und damit fest miteinander verbunden.

    3 Fe3O4 + 8 Al → 9 Fe + Al2O3 + 3347,6 kJ


Daneben haben auch Aluminiumverbindungen einige Verwendungsmöglichkeiten:
  • Adsorptionsmittel: Hochdisperses Aluminiumoxid hat ähnliche Eigenschaften wie Aktivkohle, und ist für viele polare Stoffe ein gutes Adsorptionsmittel.

  • Antitranspiranz und Adstringenzien: Aluminiumchlorid-Hexahydrat und Aluminiumsulfat-Octadecahydrat werden in der kosmetischen Industrie als schweißhemmende Zusätze verwendet, da sie durch ihre adstringierende Wirkung die Schweißporen verengen, gleichzeitig aber nur unmerklich in die Haut einziehen. Auch die Alaunstifte zum Stillen kleinerer Blutungen (Rasieren) beruhen auf der adstringierenden Wirkung von Aluminium-Ionen.

  • Antazida: Gleich dem Magnesiumoxid wirkt auch Aluminiumhydroxid bindend auf Magensäure. Daher wird es auch als Mittel gegen Sodbrennen verwendet.

  • Lebensmittelzusatzstoff: Aluminiumsilikat wird als antiklumpender Zusatzstoff in Lebensmittelzubereitungen zugesetzt (z.B. Instantpulvern, Kaffeeweißern etc.)

  • Antiseptikum: Hydroxoaluminiumdiacetat, Al(OH)(CH3COO)2, auch "essigsaure Tonerde" genannt, ist ein mildes Antiseptikum (entzündungshemmendes Mittel).


  • Aluminiumchlorid als Katalysator für die organische Synthese (Elektrophile Substitutionsreaktionen, Lewis-Säure). Die wasserfreie Verbindung kann durch reduzierende Chlorierung aus Aluminiumoxid und Koks gewonnen werden.

    Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 → 2 AlCl3 + 3 CO + 64,2 kJ

  • Lithiumtetrahydridoaluminat wird als starkes Reduktionsmittel in der Organik verwendet. Es wird aus Lithiumhydrid und wasserfreiem Aluminiumchlorid durch Umsetzung in Diethylether gewonnen.

    4 LiH + AlCl3 → Li[AlH4] + 3 LiCl

    Lithiumtetrahydridoaluminat ist mit 290 g/L Diethylether löslich. In der Technik wird Lithiumtetrahydridoaluminat über das Natriumsalz hergestellt: Hierzu wird elemantares Natrium, Aluminium und Wasserstoff mit Tetrahydrofuran bei 140°C und 350 bar Druck binnen 3 Stunden zu Natriumtetrahydridoaluminat umgesetzt (Ausbeute: >99 %). Dieses wird dann in Diethylether mit Lithiumchlorid umgesetzt, wodurch Natriumchlorid ausfällt und Lithiumtetrahydridoaluminat in Lösung verbleibt.

Beispiele für die Verwendung von Aluminium

Espressokanne[1]

Flugzeug (Boing 747)[5]

Automobil (Toyota Yaris, 2. Generation)[6]


Quellen: [1] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[2] Bildquelle: Bild einer US-Behörde, welches in Ausübung des Dienstes angefertig wurde. Solche Bilder sind gemeinfrei, wenn es nicht ausdrücklich anders angegeben ist.

[3] Bildquelle: Eigenes Bild, mit freundlicher Genehmigung von Ute Höhlein, Villa Lapis, Hersbruck.

[4] Holleman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 102. Auflage, Seite 1153: Aluminiumsubhalogenide.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Adrian Pingstone. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.

[6] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rudolf Stricker. Der Urheber gestattet jedermann jede Form der Nutzung, unter der Bedingung der angemessenen Nennung seiner Urheberschaft. Weiterverbreitung, Bearbeitung und kommerzielle Nutzung sind gestattet.

[7] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Benjah-bmm27. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[8] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Walkerma. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[9] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ondrej Mangl. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[10] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Waprap. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.