aluminium (Al), även stavat aluminium, kemiskt element, en lätt silvervit metall av huvudgrupp 13 (IIIa, eller borgrupp) i det periodiska systemet. Aluminium är det mest förekommande metalliska elementet i jordskorpan och den mest använda icke-järnmetallen. På grund av sin kemiska aktivitet förekommer aldrig aluminium i metallisk form i naturen, men dess föreningar finns i större eller mindre utsträckning i nästan alla stenar, växtlighet och djur. Aluminium är koncentrerat i de yttre 16 km (10 miles) av jordskorpan, varav det utgör cirka 8 viktprocent; den överskrids i mängd endast av syre och kisel. Namnet aluminium kommer från det latinska ordet alumen, som används för att beskriva kaliumalun, eller aluminiumkaliumsulfat, KAl(SO4)2∙12H2O.
Elementegenskaper
atomnummer 13
atomvikt 26,9815384
smältpunkt 660 °C (1 220 °F)
kokpunkt 2,467 °C (4,473 °F)
specifik vikt 2,70 (vid 20 °C [68 °F])
valens 3
elektronkonfiguration 1s22s22p63s23p1
Förekomst och historia
Aluminium förekommer i magmatiska bergarter främst som aluminosilikater i fältspat, fältspatoid och glimmer; i jorden som härrör från dem som lera; och vid ytterligare vittring som bauxit och järnrik laterit. Bauxit, en blandning av hydratiserade aluminiumoxider, är den huvudsakliga aluminiummalmen. Kristallin aluminiumoxid (smargel, korund), som förekommer i ett fåtal magmatiska bergarter, bryts som ett naturligt slipmedel eller i sina finare varianter som rubiner och safirer. Aluminium finns i andra ädelstenar, såsom topas, granat och krysoberyl. Av de många andra aluminiummineralerna har alunit och kryolit viss kommersiell betydelse.
Britannica Quiz 118 Namn och symboler för det periodiska systemet
Före 5000 f.Kr. var människor i Mesopotamien tillverka fin keramik av en lera som till stor del bestod av en aluminiumförening, och för nästan 4 000 år sedan använde egyptier och babylonier aluminiumföreningar i olika kemikalier och mediciner. Plinius hänvisar till alumen, nu känd som alun, en förening av aluminium som ofta används i den antika och medeltida världen för att fixera färgämnen i textilier. Under senare hälften av 1700-talet erkände kemister som Antoine Lavoisier aluminiumoxid som den potentiella källan till en metall.
Råaluminium isolerades (1825) av den danske fysikern Hans Christian Ørsted genom att reducera aluminiumklorid med kalium amalgam. Den brittiske kemisten Sir Humphry Davy hade framställt (1809) en järn-aluminiumlegering genom att elektrolysera smält aluminiumoxid (aluminiumoxid) och hade redan döpt grundämnet aluminium; ordet modifierades senare till aluminium i England och några andra europeiska länder. Den tyske kemisten Friedrich Wöhler, som använde kaliummetall som reduktionsmedel, producerade aluminiumpulver (1827) och små kulor av metallen (1845), från vilka han kunde bestämma några av dess egenskaper.
Den nya metall introducerades för allmänheten (1855) vid Parisutställningen ungefär när den blev tillgänglig (i små mängder till stora kostnader) genom natriumreduktionen av smält aluminiumklorid genom Deville-processen. När elkraft blev relativt riklig och billig upptäckte Charles Martin Hall i USA och Paul-Louis-Toussaint Héroult i Frankrike (1886) nästan samtidigt den moderna metoden att kommersiellt tillverka aluminium: elektrolys av renad aluminiumoxid (Al2O3) löst i smält kryolit (Na3AlF6). Under 1960-talet gick aluminium in på första plats, före koppar, i världsproduktionen av icke-järnmetaller. För mer specifik information om brytning, raffinering och produktion av aluminium, se aluminiumbearbetning.
Användning och egenskaper
Aluminium tillsätts i små mängder till vissa metaller för att förbättra deras egenskaper för specifika användningar, som i aluminiumbrons och de flesta magnesiumbaserade legeringar; eller, för aluminiumbaserade legeringar, tillsätts måttliga mängder andra metaller och kisel till aluminium. Metallen och dess legeringar används i stor utsträckning för flygplanskonstruktion, byggmaterial, sällanköpsvaror (kylskåp, luftkonditioneringsapparater, köksredskap), elektriska ledare och utrustning för kemikalier och livsmedelsförädling.
Rent aluminium (99,996 procent). ) är ganska mjuk och svag; kommersiellt aluminium (99 till 99,6 procent rent) med små mängder kisel och järn är hårt och starkt. Duktil och mycket formbar, aluminium kan dras in i tråd eller rullas till tunn folie. Metallen är bara ungefär en tredjedel så tät som järn eller koppar. Även om aluminium är kemiskt aktivt är det ändå mycket korrosionsbeständigt, eftersom det i luften bildas en hård, seg oxidfilm på dess yta.
Aluminium är en utmärkt ledare av värme och elektricitet. Dess värmeledningsförmåga är ungefär hälften av koppars; dess elektriska ledningsförmåga, cirka två tredjedelar. Det kristalliseras i den ansiktscentrerade kubiska strukturen. Helt naturligt aluminium är den stabila isotopen aluminium-27. Metalliskt aluminium och dess oxid och hydroxid är ogiftiga.
Aluminium angrips långsamt av de flesta utspädda syror och löser sig snabbt i koncentrerad saltsyra. Koncentrerad salpetersyra kan dock fraktas i tankbilar av aluminium eftersom det gör metallen passiv. Även mycket rent aluminium angrips kraftigt av alkalier såsom natrium- och kaliumhydroxid för att ge väte och aluminatjonen. På grund av sin stora affinitet för syre kommer finfördelat aluminium, om det antänds, att brinna i kolmonoxid eller koldioxid med bildning av aluminiumoxid och karbid, men vid temperaturer upp till röd värme är aluminium inert mot svavel.
Aluminium kan detekteras i koncentrationer så låga som en miljondel med hjälp av emissionsspektroskopi. Aluminium kan kvantitativt analyseras som oxiden (formeln Al2O3) eller som ett derivat av den organiska kväveföreningen 8-hydroxikinolin. Derivatet har molekylformeln Al(C9H6ON)3.
Föreningar
Vanligtvis är aluminium trevärt. Vid förhöjda temperaturer har dock ett fåtal gasformiga monovalenta och bivalenta föreningar framställts (AlCl, Al2O, AlO). I aluminium är konfigurationen av de tre yttre elektronerna sådan att i ett fåtal föreningar (t.ex. kristallin aluminiumfluorid [AlF3] och aluminiumklorid [AlCl3]) är det känt att den blotta jonen, Al3+, som bildas genom förlust av dessa elektroner, förekommer. Energin som krävs för att bilda Al3+-jonen är dock mycket hög, och i de flesta fall är det energetiskt gynnsammare för aluminiumatomen att bilda kovalenta föreningar genom sp2-hybridisering, som bor gör. Al3+-jonen kan stabiliseras genom hydratisering, och den oktaedriska jonen [Al(H2O)6]3+ förekommer både i vattenlösning och i flera salter.
Ett antal aluminiumföreningar har viktiga industriella tillämpningar. Aluminiumoxid, som förekommer i naturen som korund, framställs också kommersiellt i stora mängder för användning vid tillverkning av aluminiummetall och tillverkning av isolatorer, tändstift och olika andra produkter. Vid uppvärmning utvecklar aluminiumoxid en porös struktur som gör att den kan adsorbera vattenånga. Denna form av aluminiumoxid, kommersiellt känd som aktiverad aluminiumoxid, används för att torka gaser och vissa vätskor. Den fungerar också som en bärare för katalysatorer för olika kemiska reaktioner.
Anodisk aluminiumoxid (AAO), vanligtvis producerad via elektrokemisk oxidation av aluminium, är ett nanostrukturerat aluminiumbaserat material med en mycket unik struktur. AAO innehåller cylindriska porer som ger en mängd olika användningsområden. Det är en termiskt och mekaniskt stabil förening samtidigt som den är optiskt transparent och en elektrisk isolator. Porstorleken och tjockleken hos AAO kan lätt skräddarsys för att passa vissa applikationer, inklusive att fungera som en mall för att syntetisera material till nanorör och nanorods.
En annan viktig förening är aluminiumsulfat, ett färglöst salt som erhålls genom verkan. av svavelsyra på hydratiserad aluminiumoxid. Den kommersiella formen är ett hydratiserat kristallint fast ämne med den kemiska formeln Al2(SO4)3. Det används flitigt vid papperstillverkning som bindemedel för färgämnen och som ytfyllmedel. Aluminiumsulfat kombineras med sulfater av envärda metaller för att bilda hydratiserade dubbelsulfater som kallas alun. Alunerna, dubbelsalterna med formeln MAl(SO4)2-12H2O (där M är en enkelladdad katjon såsom K+), innehåller också Al3+-jonen; M kan vara katjonen av natrium, kalium, rubidium, cesium, ammonium eller tallium, och aluminiumet kan ersättas av en mängd andra M3+-joner – t.ex. gallium, indium, titan, vanadin, krom, mangan, järn eller kobolt. Det viktigaste av sådana salter är aluminiumkaliumsulfat, även känt som kaliumalun eller kaliumalun. Dessa aluner har många användningsområden, särskilt vid tillverkning av mediciner, textilier och färger.
Reaktionen mellan gasformigt klor och smält aluminiummetall ger aluminiumklorid; den senare är den mest använda katalysatorn i Friedel-Crafts-reaktioner – dvs syntetiska organiska reaktioner involverade i framställningen av en mängd olika föreningar, inklusive aromatiska ketoner och antrokinon och dess derivat. Hydraterad aluminiumklorid, allmänt känd som aluminiumklorhydrat, AlCl3∙H2O, används som en topisk antiperspirant eller kroppsdeodorant, som verkar genom att dra ihop porerna. Det är ett av flera aluminiumsalter som används av kosmetikaindustrin.
Aluminiumhydroxid, Al(OH)3, används för att vattentäta tyger och för att producera ett antal andra aluminiumföreningar, inklusive salter som kallas aluminater som innehåller AlO−2-gruppen. Med väte bildar aluminium aluminiumhydrid, AlH3, ett polymert fast ämne från vilket tetrohydroaluminaten (viktiga reduktionsmedel) härrör. Litiumaluminiumhydrid (LiAlH4), som bildas genom reaktionen mellan aluminiumklorid och litiumhydrid, används ofta inom organisk kemi – t.ex. för att reducera aldehyder och ketoner till primära respektive sekundära alkoholer.
