Eigenschaften
Die Metalle sind eine große Gruppe von Elementen im Periodensystem der Elemente. Mehr als 3/4 aller bekannten Elemente gehören zur Gruppe der Metalle. Sie zeichnen sich durch typische chemische und physikalische Eigenschaften aus:
- gute elektrische Leitfähigkeit
- gute Wärmeleitfähigkeit
- metallischer Glanz
- gute Verformbarkeit
- geringe Sprödigkeit
- schlechte Lichtdurchlässigkeit
- hohe Dichte
- bei Raumtemperatur überwiegend fest
- magnetisch (Eisen, Cobalt, Nickel)
In chemischen Reaktionen geben Metalle auf Grund ihrer geringen Ionisierungsenergien häufig Elektronen ab und bilden positiv geladene Kationen. Die Grenze zwischen Nichtmetallen und Metallen im Periodensystem verläuft grob gesagt auf einer Treppe zwischen den Elementen Bor und Polonium. Um diese "Treppe" angeordnet befinden sich die Halbmetalle. Ihre Eigenschaften sind nicht direkt metallisch, aber auch nicht typisch nichtmetallisch.
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Silizium, Germanium, Antimon und Tellur sind einige Halbmetalle
Halbmetalle sind Bor, Silizium, Germanium, Antimon ,Arsen und Tellur. Die Metalle stehen im Periodensystem links von den Halbmetallen, die Nichtmetalle stehen rechts neben den Halbmetallen.
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Die, auf dem Bild, grau eingezeichneten Elemente zeigen die Halbmetalle; grün und violett die Metalle
Metalle haben gegenüber den Nichtmetallen eine höhere Dichte. Ausnahmen sind lediglich die Metalle der 1. und 2. Hauptgruppe. Grund ist die dichte Anordnung der Atome in der Kristallstruktur der Metalle. Die meisten Metalle haben relativ hohe Schmelzpunkte. Die Werte sind je nach Periode und Hauptgruppe jedoch sehr unterschiedlich. Die Alkalimetalle haben sehr niedrige Schmelztemperaturen, wie auch Quecksilber, Gallium , Zinn oder Blei während die Schmelztemperatur der meisten Metalle zwischen 1000° und 3000° Celsius liegt. Wolfram schmilzt erst bei ca. 3400° Celsius. Besonders gute elektrische Leiter sind Kupfer, Silber, Gold und Alumimium. Vanadium und Bismut leiten elektrischen Strom am schlechtesten.
Die Metallbindung
Die Metallbindung ist eine typische Verbindung zwischen mehreren Metallatomen. Sie ist neben der Elektronenpaarbindung oder Ionenbindung eine eigene Bindungsform in der Chemie. Zur Erläuterung der Metallbindung gibt es verschiedene Modelle mit unterschiedlicher Genauigkeit und Schwierigkeitsgrad. Fangen wir mit dem einfacheren Modell an.
Das Elektronengasmodell
Grob betrachtet haben die meisten Metalle 2 Elektronen auf ihrem äußersten Energieniveau (Schale). Metallatome geben wie oben schon erwähnt in chemischen Reaktionen relativ einfach diese äußersten Elektronen ab. Dies spricht für eine sehr niedrige Ionisierungsenergie, die benötigt wird um die Elektronen abzugeben. Im Verbund sind Metallatome in einer Art Kristallgitter angeordnet. Die Atome geben im Kristallverbund ihre äußersten Elektronen an den Gesamtverbund ab. Sie stehen als Elektronengas (man sagt die Elektronen verhalten sich wie ein Gas) allen Atomen zur Verfügung. Die Atome sind durch die Elektronenabgabe zu mehrfach positiven Ionen geworden. Diese positiven Atomrümpfe werden durch das negative Elektronengas zusammengehalten.
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Rot sind die positiven Atomrümpfe, grau das negative Elektronengas, dass die positive Rumpfladung ausgleicht
Auf Grundlage dieses Modells lassen sich viele Phänomene, wie die Leitfähigkeit Strom, die Wärmeleitfähigkeit oder die Verformbarkeit und geringe Sprödigkeit in Metallen erklären. Die frei schwingenden positiven Atomrümpfe erklären die gute Wärmeleitfähigkeit und das metallübergreifende Elektronengas die gute Leitfähigkeit. Salzkristalle sind auf Grund ihrer unterschiedlichen Ionenladungen spröde und leicht brüchig. Metalle sind dagegen dehnbar, weil das Elektronengas Ladungsverschiebungen im Metallgitter, die durch die Dehnung auftreten ausgleicht. Für eine genauere Betrachtung verwendet man die Bändertheorie.
Die Bändertheorie
In der Bändertheorie wird die Orbitaltheorie und die Molekülorbitaltheorie verwendet, um die kristallübergreifende Bindung (siehe oben) der Metallatome zu beschreiben. Auch das Pauli Prinzip findet seine Verwendung in der Bändertheorie. Die Bindung der Metalle wird als Verbindung von Molekülorbitalen betrachtet. Verbinden sich zwei Metallatome zu einem Molekül so verbinden sich die Atomorbitale der Atome zu Molekülorbitalen. Nach der Molekülorbitaltheorie entstehen aus dieser Verbindung ein energiearmes bindendes und ein energiereiches antibindendes Molekülorbital. Bei drei Molekülen würde ein bindendes, ein nichtbindendes und ein antibindendes Molekülorbital entstehen. Besetzt werden dabei allerdings im Grundzustand immer die energetisch niedrigsten Molekülorbitale. Generell lässt sich sagen, dass das Energieniveau der einzelnen Atome in energetisch unterscheidende Niveaus aufgespalten wird. (Pauli Prinzip) Je mehr Atome sich zu einem Metallverbund zusammenfinden, desto mehr Energieniveaus entstehen und desto dichter liegen diese Energieniveaus beieinander. Selbst in kleinsten Metallkristallen befinden sich eine hohe Anzahl von Atomen. 7 Gramm Lithium (1mol) enthalten ca. 6000000000000000000000000 Atome und demnach ca. 12000000000000000000000000 energetisch dicht beieinander liegende Molekülorbitale! Praktisch sind die Energieunterschiede so verschwindend gering, dass sie als ein Energieband bezeichnet werden können in dem sich die Elektronen frei bewegen können. Die Molekülorbitale und ihre Elektronen sind delokalisiert. Sie gehören also wie im Elektronengasmodell dem Gesamtverbund der Metallatome .
[Bild 7]
Atomorbitale spalten sich in Molekülorbitale auf - bei entsprechender Anzahl bildet sich ein Band energetisch dich beieinander liegender Energieniveaus. Im Band steigt das Energieniveau der Molekülorbitale von unten nach oben.
Beim Lithium bildet sich beim Überlappen der 2s Orbitale je ein antibindendes und ein bindendes Molekülorbital. Jedes Lithiumatom liefert ein Elektron für die Bildung. Zwei Elektronen belegen nach dem Pauli Prinzip ein bindendes Molekülorbital. Erweitert man dies nun auf einen Metallverbund mit vielen Lithiumatomen so sind dort immer nur die bindenden Molekülorbitale besetzt und die Antibindenden unbesetzt. Im Band sind die bindenden Molekülorbitale unten zu finden, weil sie energetisch günstiger sind. Es lässt sich also sagen:
Die unteren Energieniveaus im Band wirken bindend und sind mit Elektronen besetzt. Im oberen Teil des Bandes wirken die Orbitale antibindend, wenn sie mit Elektronen besetzt werden. Dieser Zustand sorgt für den Zusammenhalt im Metallverbund!
Wie oben schon erwähnt überlappen bei der Metallbindung nicht nur ein Orbital sondern alle Orbitale der einzelnen Atome. Dadurch entstehen verschiedene Bänder. Das Band, dass sich aus den Valenzorbitalen der Atome bildet nennt man Valenzband. Beim Lithium würde das eben angesprochene Überlappen der 2s Orbitale das 2s Valenzband bilden. Es würde sich allerdings auch ein 1s Band bilden, da Lithium ja ein voll besetztes 1s Orbital besitzt. Lithium besitzt ein Valenzelektron im äußersten Orbital und kann so einfach ein stabiles Band ausbilden. Doch wie steht es mit Metallen, die zwei Elektronen im äußersten Orbital besitzen? Diese würden bei überlappen nicht nur bindende sondern auch antibindende Molekülorbitale besetzen, was den Verbund destabilisieren würde. Elektrische Leitfähigkeit wäre in solch einem Band nicht möglich. Beryllium ist ein Beispiel dafür dass Metalle mit zwei Elektronen im äußersten Orbital auch elektrische Leitfähigkeit besitzen und einen stabilen Verbund bilden. Neben dem voll besetzten 1s Orbital und 2s Orbital besitzen das Beryllium und ähnliche Atome auch p-Orbitale, die allerdings vollkommen unbesetzt sind. Diese p-Orbitale befinden sich zwar energetisch etwas entfernt vom 2s Orbital, doch durch das Aufspalten der Energieniveaus liegen die höheren Niveaus im Bereich der p-Orbitale. Sie überschneiden sich. Elektronen können durch geringste Anregung in das vollkommen unbesetzte Band aus energiegleichen p-Molekülorbitalen springen. Dadurch sind die bindenden Anteile im 2s Band stärker, als die Antibindenden, was für den Zusammenhalt des Verbundes sorgt. Die freie Bewegung der Elektronen im p-Band sorgt für die Leitfähigkeit. Freie unbesetzte Bänder nennt man daher auch Leitungsbänder.
[Bild 8]
Die Bänder des Berylliums überschneiden sich - das p-Band wird zum Leitungsband
Aus dem Bild ergibt sich, dass das 1s Orbital des Berylliums, dass doppelt besetzte bindende und antibindende Molekülorbitale besitzt nicht an der Bindung beteiligt ist. Auch die Leitfähigkeit wird nicht durch dieses Band verursacht. Eine Überschneidung mit anderen Bändern findet nicht statt. Die Zone zwischen dem 1s und 2s Band nennt man auch "verbotene Zone", weil dorthin kein Elektron springen kann.
Eigenschaften, die sich aus diesem Modell ableiten können:
Die elektrische Leitfähigkeit der Metalle ergibt sich aus freien Beweglichkeit von Elektronen durch die Energieniveaus der Molekülorbitale. Selbst bei tiefsten Temperaturen können Elektronen von einem auf weitere Niveaus springen.
Der metallische Glanz lässt sich ebenfalls auf die fast Energiegleichen Molekülorbitale zurück führen. Elektronen können durch geringste Energiezufuhr von einem auf andere Molekülorbitale gehoben werden. Diese Energiezufuhr erfolgt z.B. durch thermische Energie oder auch durch Lichtquanten. Trifft ein Lichtquant auf das Metall werden Elektronen auf höhere Niveaus gehoben. Fallen angeregte Elektronen wieder zurück auf niedrigere Niveaus geben sie Energie in Form von Licht ab. Diese Energieabgabe erzeugt den typischen metallischen Glanz. Im Extrem zeigt sich das "Leuchten der Metalle" bei der massiven Zufuhr thermischer Energie beim Erhitzen und Schmieden von Metallen.
Die Wärmeleitfähigkeit wird in diesem Modell auch durch die frei beweglichen Elektronen begründet. Die frei beweglichen Elektronen können Wärme aufnehmen und diese durch den gesamten Verbund verteilen.
Mit dem Bändermodell lassen sich neben den schon erwähnten elektrischen Leitern auch Nichtleiter und Halbleiter erklären:
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dunkelblau: besetztes Band/Bandbereich; hellblau: leeres Band/Bandbereich; weiß: verbotene Zone
Leiter haben ein unvollständig besetztes Valenzband oder ein voll besetztes Valenzband, dass sich mit einem unbesetzten Leitungsband überschneidet.
Nichtleiter (Isolatoren) haben ein voll besetztes Valenzband, dass von einem unbesetzten Leitungsband durch eine verbotene Zone getrennt ist. Elektrische Leitfähigkeit kann sich nur durch hohe Zufuhr von Energie entwickeln, bei der Elektronen ins Leitungsband gehoben werden.
Halbleiter haben ein voll besetztes Valenzband, dass von einem unbesetzten Leitungsband durch eine verbotene Zone getrennt ist. Die verbotene Zone ist jedoch sehr klein, weshalb Elektronen durch Energiezufuhr ins Leitungsband gehoben werden können. Das Valenzband leert sich dadurch und wird nun auch elektrisch leitfähig. Thermoelemente, die durch Zufuhr von Wärme leitfähig werden, werden z.B. in Gasherden und Heizanlagen eingesetzt. Silizium und Germanium sind Beispiele für Halbleiter. Der Einbau von bestimmten anderen Atomen in den Verbund kann die Halbleiterfähigkeit erhöhen. Boratome, Aluminiumatome, Galliumatome oder Indiumatome die in einen Siliziumkristall eingebracht werden erhöhen dessen Leitfähigkeit bei Raumtemperatur. Siliziumatome bringen 4 Elektronen in den Metallverbund ein. Wird ein Siliziumatom durch ein Boratom oder ein anderes der dritten Hauptgruppe ersetzt kann dieses nur 3 Elektronen liefern. Eine Elektronenlücke im Band entsteht, die durch Elektronen aus den benachbarten Orbitalen im Band gefüllt werden kann. Die Lücke bewegt sich so durch den Verbund und sorgt für eine Leitung von Elektronen. Man spricht bei solch einem Leiter von einem p-Halbleiter, wobei p für die formal positive Ladung steht, die sich durch das Band bewegt. Mit Elementen der 5. Hauptgruppe lassen sich auf ähnlichem Wege n-Halbleiter herstellen. Spuren von Blei, Arsen Antimon oder Bismut werden auf einen Siliziumkristall gegeben (dotiert). Das überschüssige Elektron ist im Leitungsband frei beweglich, es nimmt einen Platz in einem Molekülorbital ein, wodurch wieder ein Elektron frei wird. Ein wenig so als würde man "die Reise nach Jerusalem" mit einem Stuhl zu wenig spielen und niemand scheidet aus.
Metallgewinnung
Nur wenige Metalle kommen in der Natur gediegen, also als Element vor. Beispiele für diese edlen Metalle sind Gold, Silber, Paladium, Platin, Rhodium oder Iridium. Durch die schon erwähnte Reaktionsfreudigkeit der meisten Metalle kommen diese überwiegend als Kationen in chemischen Verbindungen vor. Im Metallbau spricht man bei diesen typischen, in der Natur vorkommenden Metallverbindungen von Erzen. Die meisten Erze sind Oxide und Sulfide. Man stellt aber auch aus Carbonaten, Silikaten, Phosphaten oder Halogenverbindungen reine Metalle her. Um aus den positiven Metallionen elementare Metalle herzustellen müssen sie in jedem Fall reduziert werden. Verfahrenstechnisch lassen sich dazu verschiedenste Reduktionsmittel verwenden. Die Metallurgie (Hüttenkunde) befasst sich mit Verfahren der Metallgewinnung, wie der Aufbereitung der Erze, Reduktion der Erze und Reinigung und Aufbereitung der entstehenden Metalle (Raffination).
Bei der Aufbereitung der Erze werden die gewünschten Metallerze von ungewünschten Stoffen ("Gangart") befreit. Da Metallerze niemals chemisch rein in der Natur vorkommen müssen diese Nebenprodukte des Abbaus durch verschiedene physikalische und chemische Trennverfahren entfernt werden.
Die Reduktion der Erze findet zumeist bei hohen Temperaturen statt. Das gewünschte Metall tritt dann als flüssiges Produkt auf. Es gibt wie schon erwähnt viele verschiedene Methoden zur Erzreduktion. Einige sollen hier im Folgenden vorgestellt werden.
Röstverfahren
Sulfide werden meistens mit Sauerstoff umgesetzt (geröstet). Hier zwei Beispiele mit Kupferglanz und Bleiglanz.
2 Cu2S + 3O2 -> 2Cu2O + 2SO2
2Cu2O + Cu2S -> 6 Cu + SO2
Cu2S + O2 -> 2Cu + SO2
2 PbS + 3O2 -> 2PbO + 2SO2
PbS + 2PbO -> 3 Pb + SO2
In beiden Beispielen wirkt das Sulfidion als Reduktionsmittel der "gerösteten" Metalloxide.
Hochofenverfahren
Ein besonders wichtiges und altbekanntes Reduktionsmittel bei der Metallgewinnung ist der Kohlenstoff. Schon in der Eisenzeit kannte man die Kohle als Mittel aus Oxiderzen reines Eisen herzustellen. Auch Kobalt, Nickel, Zink, Cadmium, Zinn oder Antimon werden so hergestellt. Erze unedler Metalle lassen sich nicht mit Kohlenstoff reduzieren. Er ist zu edel für sie. Im folgenden Video wird die Reduktion eines edleren Metallerzes (Kupferoxid) mit Kohlenstoff gezeigt.
In der Praxis verläuft die Reduktion der edleren oxidischen Erze in einem Hochofen, in dem verschiedene Reaktionen verlaufen. Man gibt Kohlenstoff und Metallerz in den Hochofen und erhitzt sie auf Temperaturen zwischen 200° und 1500° Celsius. Kohlenstoff selber reduziert das Metallerz nur wenig und langsam. Vielmehr ist es aus dem Kohlenstoff entstehendes Kohlenstoffmonoxid, dass als Gas gut mit der Schmelze im Ofen vermischbar ist, welches das Metalloxid reduziert. Man bläst Sauerstoff in den Hochofen, um aus dem Kohlenstoff (Koks) Kohlenstoffmonoxid entstehen zu lassen. Das Kohlenstoffmonoxid reduziert nun die Metalloxide und wird dabei zu Kohlenstoffdioxid. Das Kohlenstoffdioxid reagiert bei den hohen Temperaturen mit Kohlenstoff und wird wieder zu Kohlenstoffmonoxid reduziert. (Boudouard-Gleichgewicht)
[Bild 10]
Anschaulich werden die Vorgänge im Hochofen am Beispiel der Roheisengewinnung. Moderne Hochöfen sind bis zu 40 Meter hoch und haben einen Durchmesser von ca. 10 Metern. Die Hochofenwände müssen hohen Temperaturen stand halten. Sie bestehen aus einem dicken stahlummantelten Mauerwerk. Entstehende überschüssige Wärme wird durch Kühlleitungen rund um den Hochofen abgenommen. Der tägliche Kühlwasserverbrauch eines modernen Hochofens liegt in etwa bei dem Wasserverbrauch einer Großstadt mit mehren hunderttausend Einwohnern.
[Bild 11]
Der Hochofen wird von oben mit Eisenerz, Koks und Zusätzen befüllt (beschickt). Im unteren Bereich des Hochofens wird unter hohem Druck Heißluft ("Wind" - ca. 900°C) in den Ofen geblasen, deren Sauerstoffanteil mit dem Kohlenstoff überwiegend zu Kohlenstoffmonoxid reagiert. (siehe Boudouard Gleichgewicht)
2 C + O2 -> 2 CO + 221,20 kJ
Die dabei frei werdende Energie erhitzt den Ofen an dieser Stelle weiter auf ca. 1500° - 2000° Celsius. Das aufsteigende Kohlenstoffmonoxid reduziert das Eisenoxid (Fe2O3) stufenweise. In höheren Bereichen des Hochofens ist die Temperatur niedriger. Hier wird Fe3O4 aus der Reaktion von Kohlenstoffmonoxid mit Fe2O3 gebildet.
3 Fe2O3 + CO -> 2 Fe3O4 + CO2 + 47,3 kJ
Das absinkende Fe3O4 wird in den tiefer liegenden heißeren Regionen weiter zu Eisen(II)oxid reduziert. Reaktionspartner ist wieder Kohlenstoffmonoxid, dass zu Kohlenstoffdioxid oxidiert wird.
36,8 kJ + Fe3O4 + CO -> 3 FeO + CO2
In einer noch tiefer liegenden heißeren Zone wird das Eisen(II)oxid zu Eisen reduziert. Partner ist in diesem Fall wieder Kohlenstoffmonoxid.
FeO + CO -> Fe + CO2 + 17,2 kJ
In Höhe der Zuluftleitung wird das entstehende Kohlenstoffdioxid durch Kohlenstoff wieder in Kohlenstoffmonoxid umgewandelt.
172,58 kJ + CO2 + C -> 2 CO
In den kühleren mittleren Zonen entsteht nach dem Boudouard Gleichgewicht teilweise fein verteilter Kohlenstoff, der sich im flüssigen Eisen löst oder mit Eisenoxiden reagiert.
2 CO -> CO2 + C
In den noch kühleren oberen Schichten findet keine relevante chemische Reaktion statt. Sie dienen als Vorwärmzone. Nach oben entweichen im Hochofen die Gichtgase. Sie bestehen aus Kohlenstoffdioxid, Kohlenstoffmonoxid und geringen Anteilen Wasserstoff. Die Gichtgase werden im Hochofenprozess weiter verwendet, um die Zuluft für den Hochofen zu erhitzen. Das flüssige Eisen sammelt sich am Boden des Hochofens. Aus Nebenprodukten des Eisenerzes (Gangart) und Zusätzen lagert sich auch Schlacke über dem Roheisen ab. Die Schlacke schützt das Roheisen vor der Oxidation mit der zugeführten heißen Luft. Beides wird unten ca. alle 4 Stunden abgestochen. Roheisen besteht nur zu ca. 90% aus Eisen. 5% des Roheisens sind Kohlenstoff und weitere 5% Begleitstoffe, wie Mangan, Silicium, Phosphor oder Schwefel. Die Begleitstoffe machen das Roheisen hart und brüchig. Es muss durch weitere Verfahren zu Stahl weiter verarbeitet werden. Stahl ist eine Eisen-Legierung mit weniger als 2,1% Kohlenstoffanteil und geringem Anteil an Begleitstoffen. Üblicherweise wendet man das Sauerstoffaufblas-Verfahren zur Stahlproduktion. Neben der Eisengewinnung im Hochofen wird heute auch das Direkt-Reduktions-Verfahren angewendet, bei dem aus Eisenoxid, Wasserstoff und Kohlenstoffmonoxid, Eisen reduziert wird.
Aluminothermisches Verfahren (Goldschmidt Verfahren)
Anstatt Kohlenstoff lässt sich auch Aluminium als Reduktionsmittel zur Metallherstellung verwenden. Aluminium eignet sich als Reduktionsmittel, weil bei der Bildung von Aluminiumoxid eine große Menge Energie frei wird, die entstehende Metalle schmelzen lässt. Chrom und Mangan werden auf diese Weise hergestellt. Häufigste Verwendung findet das aluminothermische Verfahren als Schweißverfahren im Gleisbau. Stahlschienen werden durch das dabei entstehende flüssige Eisen an Ort und Stelle verschweißt.
Eisen(III)oxid + Aluminium -> Eisen + Aluminiumoxid
Reduktion: 2 Fe3+ 3
Oxidation: 2 Al -> 2 Al3+ + 6e- + 3
Fe2O3 + 2Al -> Al2O3 + 2Fe (851,5 kJ/mol)
Schmelzflusselektrolyse
Unedle Metalle, wie Natrium oder Aluminium lassen sich wie schon erwähnt nicht durch Reduktion mit Kohlenstoff herstellen. Sie werden durch Elektrolyse ihrer Salzschmelzen hergestellt.
Natriumherstellung (Downs-Zelle/ Castner-Zelle)
Die Downs-Elektrolysezelle zur Natriumherstellung besteht aus einem zylindrischen Eisenbehälter, der mit feuerfesten Ziegeln ausgemauert ist. Ein Graphitanode ist in den Zylinderboden eingelassen. Um diese Anode herum liegt die ringförmige Eisen-Kathode. Reines Natriumchlorid schmilzt erst bei 800°C. Durch Zugabe von Bariumchlorid und Calciumchlorid senkt man die Schmelztemperatur auf 600°C. Schließt man den Stromkreis treten folgende Reaktionen ein:
Kathodenreaktion: Reduktion
2 Na+ + 2e- -> 2 Na
Anodenreaktion: Oxidation
2 Cl- -> Cl2 + 2 e-
Gesamtreaktion:
2 Na+ + 2 Cl- -> 2 Na + Cl2
Natriumionen werden an der Kathode zu elementarem Natrium reduziert. An der Anode werden Chloridionen zu molekularem Chlor oxidiert. Über eine Metallglocke über der Anode wird das dort entstehende Chlorgas sofort abgeleitet. Das entstehende Natrium hat eine geringere Dichte, als die Natriumchloridschmelze und sammelt sich über dem Kathodenring.
In der Castner Zelle wird aus Natriumhydroxid Natrium gewonnen. Dabei entstehen Natrium Sauerstoff und Wasser als Produkte. Es muss darauf geachtet werden, dass sich Wasser und Natrium nicht berühren. Sie werden durch ein Eisendrahtnetz voneinander getrennt. Das schon 1890 eingeführte Castner Verfahren ist energieaufwendiger und wird heute nur noch selten verwendet.
Kathodenreaktion: Reduktion
2 Na+ +2e- -> 2 Na
Anodenreaktion: Oxidation
2 OH- -> H2O + 1/2 O2 + 2e-
Gesamtreaktion:
2 NaOH -> 2 Na + H2O + 1/2 O2
Aluminiumherstellung (Hall-Heroult-Prozess)
Aluminium ist das auf der Erdoberfläche häufigst vorkommende Metall. Da es jedoch überwiegend als Verbindung vorkommt muss es ebenfalls durch Elektrolyse in elementares Aluminium umgesetzt werden. Rohstoff dafür ist Bauxit, eine Mischung aus Aluminiumoxidmonohydrat (Al2O3*H2O), Aluminiumoxidhydroxid (AlO(OH)) und Eisen(III)oxid sowie einigen Siliziumverbindungen. Aus dem Bauxitgemisch wird mit Hilfe verschiedener Ausschlussverfahren reines Aluminiumoxid hergestellt (Al2O3). Wie beim Thermitverfahren zu beobachten wird bei der Bildung von Aluminiumoxid sehr viel Energie frei. Die chemische Reduktion von Aluminiumoxid ist demnach sehr energiebedürftig und großtechnisch schwierig umsetzbar. Die Salzschmelze des Aluminiumoxids wird durch Zufuhr von hohem elektrischen Stroms reduziert. Man verwendet Eisenwannen, deren Innenfläche mit Kohle ausgelegt ist. Die Kohle wird als Kathode geschaltet. In die Wanne werden Graphitblöcke getaucht, die als Anode geschaltet werden. Wie bei der Natriumelektrolyse werden dem Aluminiumoxid Zusätze zugegeben, die dessen Schmelztemperatur von 2045°C auf 940°C senken. Diese Zusätze bestehen überwiegend aus Kryolith (Natriumhexafluoroaluminat - Na3AlF6) Calciumoxid und Aluminiumfluorid.
Kathodenreaktion: Reduktion
4 Al3+ + 12e- -> 4 Al
Anodenreaktion: Oxidation
3 C + 6
Gesamtreaktion:
2 Al2O3 + 3C-> 4 Al + 3 CO2
An der Graphitkathode am Boden werden Aluminiumionen zu Aluminium reduziert. An der Anode wird Kohlenstoff oxidiert und verbindet sich mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid. Durch den Verbrauch der Anode muss diese regelmäßig nachgeschoben und ersetzt werden. Entstehendes Kohlenstoffdioxid, Kohlenstoffmonoxid sowie giftige Fluorverbindungen werden abgesaugt und einer Gasreinigungsanlage zugeführt. Entstehendes Aluminium sammelt sich auf Grund seiner höheren Dichte unter der Salzschmelze, wird so vor Oxidation an der Oberfläche geschützt und wird in regelmäßigen Abständen abgeleitet. Nach dem Reinigen und abgießen in Barren erhält man 99,6% reines Aluminium. Durch Legierung mit anderen Metallen lassen sich harte und resistente Aluminiumlegierungen herstellen, die im Flugzeug- oder Autobau eingesetzt werden. Durch den hohen Energiebedarf zur Aluminiumherstellung kann die Aluminiumproduktion speziell von Verbrauchsgütern aus Umweltgesichtspunkten kritisch betrachtet werden.
