Informe De Inorganica Del Aluminio Y Sus Propiedades

ESTUDIO DEL ALUMINIO Y SUS PROPIEDADES.

Wendy Miranda, Jesús Peinado, Wilmer Tom y Kelly Suarez.

Facultad de Química y Farmacia, Programa de Farmacia, Laboratorio de Q. Inorgánica,

Ciudadela Universitaria, Universidad del Atlántico, km 7 Vía Puerto Colombia, Barranquilla, Colombia

Este trabajo es revisado por el docente del área: johanforigua@hotmail.com

INTRODUCCIÓN

Aluminio

Aunque es el metal más abundante y ocupa el tercer lugar entre todos los elementos (el 8% de la corteza terrestre), su importancia es sobrepasada por el hierro y ello se debe en parte a las dificultades que encierra su obtención. Se encuentra en forma de silicatos complejos de aluminio, tal como el feldespato ortosa, KAlSi3O8, del que no es económicamente factible separar el aluminio, además, a menos que el metal quede por completo libre de hierro y silicio, sus propiedades son prácticamente inaprovechables. Por fortuna existen yacimiento de óxido del mineral bauxita, Al2O3.xH2O, del que se puede extraer aluminio puro por reducción electrolítica. Antes de llevar a cabo esta reducción es preciso separar el mineral bruto las impurezas de hierro y silicio.

La purificación de la bauxita se lleva a cabo por el proceso de Bayer, que aprovecha el anfoterismo del aluminio. El óxido bruto se trata con solución de hidróxido sódico, en la que se disuelve el óxido de aluminio para dar el anión aluminato, Al(OH)4-. También se disuelve el óxido de silicio, SiO2, formando aniones silicato, mientras permanece sin disolverse el óxido férrico, Fe2O3, que no es anfótero como el de aluminio. Se filtra la disolución (para separar este oxido férrico) y se enfría. Agitando la disolución con aire, y añadiendo un germen de hidróxido alumínico cristalizado, precipita esta sustancia dejando el silicato en la disolución.

La producción de aluminio metálico a partir de la bauxita purificada se realiza por el proceso Hall-Heroult. Se disuelve la bauxita en una mezcla de fluoruros, como la criolita (Na3AlF6) y los fluoruros cálcico y sódico, y somete a la electrolisis a una temperatura aproximada de 1000°C, utilizando una cuba.

El ánodo consta de barras de grafito (carbono) que se sumergen en el fundido, mientras que el cátodo es una capa de grafito que recubre interiormente la cuba (de hierro). Las reacciones son muy complicadas y solo se conocen imperfectamente.

El aluminio puro es blando y poco resistente, pero se torna muy tenaz aleado con otros metales. Su densidad escasa (2,7g/cm3) y por ello encuentra numerosas aplicaciones como material estructural aunque activo químicamente, resiste a la corrosión por formar una capa auto-protectora de óxido. Es también buen conductor de calor y de la electricidad, por eso es muy utilizado en los utensilios de cocina y equipos eléctricos.

Sin ser tan activo como los metales del grupo I y II, es un buen reductor, como la prueba su potencial de oxidación

Al(s)  Al+3+3e- +1,66 V

Parece sorprendente el valor tan elevado si se tiene en cuenta que también son muy altos sus potenciales de ionización (5,98 eV el primario, 18,82 eV el secundario, y 28,44 eV el terciario). La causa de que la reacción se produzca es por la hidratación del catión. Se ha estimado en más de 1000 Kcal el calor desprendido al deshidratarse una mol de Al+3. Las dos razones principales de esta enorme energía de hidratación son la elevada carga del catión (+3) y su reducido tamaño (radio= 0,52 Å).

El óxido de aluminio debido a su anfoterismo es soluble en ácidos y en bases y, en consecuencia, el aluminio libera hidrogeno cuando se pone en contacto con soluciones de uno u otro carácter.

Degradación del aluminio

El aluminio no puede ser destruido en el ambiente. Solamente puede cambiar de forma o adherirse o separarse de partículas.

Las partículas de aluminio en el aire se depositan en la tierra o son arrastradas al suelo por la lluvia. Sin embargo, las partículas de tamaño muy pequeño pueden permanecer en el aire muchos días.

Las mayoría de los compuestos que contienen aluminio no son muy solubles en agua o menos que el agua sea acida o muy alcalina.

Afecciones que puede provocar el aluminio.

Así como el aluminio es bueno para nosotros los seres humanos, ya que lo podemos utilizar diariamente, en productos cosmetológicos, medicamentos y hasta en alimentos, pero solo en cantidades diminutas, también nos puede provocar serios daños si lo consumimos o lo ingerimos con frecuencia ya que puede afectar nuestro organismo y más cuando se tiene una enfermedad que puede ser afectada por el consumo de aluminio, como es la enfermedad renal, ya que puede causar enfermedades del cerebro y de los huesos por altos niveles de aluminio en el cuerpo.

En la práctica que se realizó se vieron las propiedades que tiene el aluminio. Dos de estas propiedades son:

Un buen clarificador de agua como lo es el sulfato de aluminio sólido y como una solución anfótera como el

Al2(NO3)3 el cual puede reaccionar con bases y con ácidos en presencia de NaOH AL 10% y de HNO3, para lo cual determinamos y comparamos las reacciones con la del libro guía que se encontró.

PROCEDIMIENTOS Y RESULTADOS

Reactividad del aluminio frente a ácidos inorgánicos y álcalis

Se tomaron cuatro tubos de ensayo en los cuales introducimos una pequeña muestra de aluminio en polvo, luego de esto en cada tubo vertimos una sustancia diferente, en este caso fueron NaOH, HNO3, H2SO4 y HCl, se notaron cambios los cuales mostraremos a continuación.

En el primer tubo se agregó aluminio en polvo con NaOH el cual se diluyo totalmente quedado de color transparente, sin que tuviéramos la necesidad de calentarlo para que se disolviera.

Figura 1: aluminio con NaOH

En el segundo tubo de ensayo se agregó aluminio y NHO3, pero en este tubo hubo reacción ya que produjo un efecto de efervescencia al momento de agregarle el NHO3 pero no se diluyo mucho y se mantuvo de un color grisáceo por lo tanto tuvimos que someterlo a calentamiento, en el cual, cuando empezó a calentarse fuertemente empezó a salir un gas amarillo ámbar. El aluminio solo se diluyo un poco y el resto quedo sin diluir.

Figura 2: Al y HNO3 no se diluyo.

Figura 3: Aluminio con el HNO3 cuando le aplicamos calor

En el cuarto tuvo se vertió aluminio y H2SO4, El cual no se diluyo y se tornó de un color transparente sucio, por lo tanto lo sometimos a calor, en ese momento produjo efervescencia y poco a poco fue cambiando de color hasta llegar a un amarillo indio.

Figura

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