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 ALUMINIO  METÁLICO

ALUMINIO  METÁLICO

ES el metal  más abundante en  la corteza terrestre. Sin embargo  fue un metal precioso, hasta que se fueron descubriendo métodos cada vez más económicos para producirlo en forma de metal. Fue Charles Hall en 1888 quién descubrió la forma  más económica de descomponer mediante electricidad el óxido de aluminio. Depositándolo sobre un  cátodo  de hierro, mientras el oxígeno se combinaba en el ánodo de carbón.

ES un metal plateado,  muy dúctil, conduce 2/3 la corriente eléctrica comparado con el cobre, pero como es más liviano que este, en peso resulta mucho mejor conductor.  En el aire húmedo se recubre con una delgada  capa de óxido que lo protege de posteriores oxidaciones. Le atacan los ácidos y las bases pero sobre todo el mercurio.
Basta poner  en contacto con el aluminio un poco de mercurio o bicloruro  para que el aluminio pueda ser atacado por la misma agua  desprendiendo hidrógeno y convirtiéndose en óxido de aluminio blanco.

2 Al + 3H2O → Al2O3 + H2 (g)

Se usa para construir aviones y todo tipo de objetos. Como sus sales  no son venenosas se construyen en el diversos implementos de cocina. Como es tan dúctil se produce con él papel de aluminio que reemplazó al de estaño para envolver alimentos.  En polvo se usa para reducir metales como cromo, manganeso, boro y silicio.

El sesqui óxido de aluminio  Al2O3 llamado alúmina  es un polvo blanco, insoluble en el agua  soluble en ácidos y bases a menos que  haya sido muy calcinada.

 Se obtiene tostando alguno de sus hidróxidos

2Al(OH)3 + calor →  Al2O3 + 3H2O

El aluminio  en granallas o láminas  con ácidos como el clorhídrico o el sulfúrico, libera hidrógeno, formando la sal correspondiente.

2Al + 6HCL  →3H2  + 2AlClEsta reacción  es rápida, muy exotérmica y no requiere energía de activación

Con ácido sulfúrico  diluido
2 Al + 3H2SO4  → 3H2  + Al2( SO4)3    El aluminio se oxida  a  Al+++  y el ácido se reduce liberando H2(g).

El aluminio reacciona con el sulfato de cobre, oxidándose a sulfato de aluminio y reduciendo el catión cobre Cu++  a cobre metálico  Cu 0

Como el  aluminio forma una capa protectora  muy delgada  de óxido de aluminio, con frecuencia esta reacción no se produce y se requiere cloruro sódico NaCl  en polco o en solución para producir el efecto de  “Picado” e iniciarse la reacción.

Vamos a ver las equaciones redox de la reacción. Para ello vemos primero los potenciales de oxidación de los componentes:

Al3+(aq) + 3e- → Al(s) +1.676V
SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → 2H2O(l) + SO2(g) -0.17V
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) – 0.340V

Vemos que los materiales con mayor potencial de entrar en la oxidación-reducción serían el Aluminio (que se oxida) y el Cobre (que se reduce). Por otro lado la reacción se va a dar en una disolución acuosa de sulfato de cobre, que sería suficiente para conducir los electrones que se ven a transferir. Para aumentar la conductividad de la disolución le vamos a añadir cloruro de sodio (sal común), de esta forma nuestra reacción se va a acelerar y vamos a poder ver los efectos de forma más rápida.

La reacción por tanto que se va a producir es:

CuSO4 + Al -> Al2(SO4)3 + Cu

 

El aluminio es un anfótero y reacciona con el  hidróxido de sodio o de potasio para dar el correspondiente aluminato, liberando  hidrógeno en una reacción muy rápida y exotérmica.

2 Al   + 3 NaOH  → 3 H2 + 2 Na2AlO3  Aluminato de Sodio

2 Al   + 3 KOH  → 3 H2 + 2 K2AlO3    Aluminato de potasio

El Bromo Forma bromuros con muchos metales como el aluminio

2Al + 3Br2  →  2AlBr3

El  aluminio  desaloja al estaño de las sales estannosas  dando una esponja gris de estaño (El hierro  no las reduce).

Tiras de  aluminio   sumergidas en nitrato de plomo  desalojan el plomo en  forma de  polvo  o cristales ramificados que se llaman árbol de Saturno.
Pb(NO3)2 + Al  →  Pb + Al(NO3)2

 

 

 

 

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