Alumīnijs

Vikipēdijas raksts
Pārlēkt uz: navigācija, meklēt
Alumīnijs
13




3
8
2
Al

26,9815386 g/mol

[Ne]3s23p1
Al-TableImage.png
Aluminium-4.jpg    Aluminium coins.jpg
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 - alumīnijskābes sāļus). 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[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

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:

Lielas 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[1]

Īpašības[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

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
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[1]:
4Al + 5CuCl2 + 6H2O → 3Cu + 2Cu(OH)Cl + 4Al(OH)Cl2 + 3H2
2KNO3 + 4Al + S → K2S + N2 + 2Al2O3

Savienojumi[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

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.

Izmantošana rūpniecībā[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Sarullēta alumīnija loksne

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.[2]

Skatīt arī[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Atsauces[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

  1. 1,0 1,1 Ķīmija pamatskolai- G.Rudzītis, F.Feldmanis, 2000. — 216lpp
  2. "Ģimenes enciklopēdija", 3 sējums. — 1. izd."Latvijas enciklopēdija", 1992. — 640.lpp