Aluminio: historia, propiedades, estructura, obtención, usos
El aluminio es un elemento metálico que pertenece al grupo 13 (III A) de la tabla periódica y que viene representado por el símbolo Al. Se trata de un metal liviano con una densidad y dureza bajas. A raíz de sus propiedades anfotéricas, ha sido clasificado por algunos científicos como un metaloide.
Es un metal dúctil y muy maleable, por lo que se sirve para la fabricación de alambre, láminas de aluminio de poco grosor, además de cualquier tipo de objeto o figura; por ejemplo, las famosas latas con sus aleaciones, o el papel aluminio con que se envuelven los alimentos o postres.
El hombre ha usado desde la antigüedad el alumbre (un sulfato de aluminio y potasio hidratado) en la medicina, el curtido del cuero y como mordiente para la tinción de los tejidos. Así pues, sus minerales se han conocido desde siempre.
No obstante, el aluminio como metal fue aislado muy tardíamente, en 1825, por Øersted, lo que llevó a una actividad científica que permitió el uso industrial del mismo. En ese instante, el aluminio constituyó el metal de mayor producción mundial, después del hierro.
El aluminio se encuentra principalmente en la parte superior de la corteza terrestre, constituyendo el 8% en peso de la misma. Corresponde a su tercer elemento más abundante, siendo superado por el oxígeno y silicio en sus minerales de sílice y silicatos.
La bauxita es una asociación de minerales, entre los cuales se encuentran: la alúmina (óxido de aluminio), y óxidos metálicos de hierro, titanio y silicio. Representa el principal recurso natural para la explotación minera del aluminio.
Índice del artículo
- 1 Historia
- 2 Propiedades físicas y químicas
- 2.1 Apariencia física
- 2.2 Peso atómico
- 2.3 Número atómico (Z)
- 2.4 Punto de fusión
- 2.5 Punto de ebullición
- 2.6 Densidad
- 2.7 Calor de fusión
- 2.8 Calor de vaporización
- 2.9 Capacidad calórica molar
- 2.10 Electronegatividad
- 2.11 Energía de ionización
- 2.12 Expansión térmica
- 2.13 Conductividad térmica
- 2.14 Resistividad eléctrica
- 2.15 Orden magnético
- 2.16 Dureza
- 2.17 Reactividad
- 3 Estructura y configuración electrónica
- 4 Dónde se encuentra y obtención
- 5 Aleaciones
- 6 Riesgos
- 7 Usos
- 8 Referencias
En Mesopotamia, 5000 años a. C., ya fabricaban cerámicas utilizando arcillas que contenían compuestos de aluminio. Mientras, hace 4000, los babilonios y los egipcios usaban el aluminio en algunos compuestos químicos.
El primer documento escrito relacionado con el alumbre fue realizado por Herodoto, historiador griego, en el siglo V a. C. El alumbre [KAl(SO4)2·12H2O] era utilizado como mordiente en la tinción de telas y para proteger la madera, con que se diseñaban las puertas de las fortalezas, de los incendios.
De la misma forma, Plinio “el Viejo” en el siglo I hace referencia al alumen, hoy conocido como alumbre, como una sustancia utilizada en medicina y mordiente.
A partir del siglo XVI se usó el alumbre en el curtido de pieles y como apresto del papel. Este era una sustancia gelatinosa que le daba consistencia al papel y permitía su uso en la escritura.
En 1767, el químico suizo Torbern Bergman logró la síntesis de alumbre. Para ello, calentó la lunita [KAl3(SO4)2(OH)6] con ácido sulfúrico, y agregó luego potasa a la solución.
En 1782, el químico francés Antoine Lavoisier señaló que la alúmina (Al2O3) era un óxido de algún elemento. Esta tiene una afinidad tal por el oxígeno que resultaba difícil su separación. Por lo tanto, Lavoisier predijo para entonces la existencia del aluminio.
Más tarde, en 1807, el químico inglés Sir Humphry Davy sometió la alúmina a electrólisis. Sin embargo, el método que utilizó le generó una aleación de aluminio con potasio y sodio, por lo que no pudo aislar el metal.
Davy comentó que la alúmina tenía una base metálica, la cual designó inicialmente como ‘alumium’, basándose en la palabra latina ‘alumen’, nombre utilizado para el alumbre. Posteriormente, Davy cambió el nombre a “aluminium”, el nombre actual en inglés.
En 1821, el químico alemán Eilhard Mitscherlich logró descubrir la fórmula correcta de la alúmina: Al2O3.
Ese mismo año, el geólogo francés Pierre Berthier descubrió un mineral de aluminio en un depósito rocoso de arcilla rojiza en Francia, en la región de Les Baux. Berthier designó el mineral como bauxita. Este mineral es actualmente la fuente principal de aluminio.
En 1825, el químico danés Hans Christian Øersted produjo una barra de metal de un supuesto aluminio. Él la describió como “un trozo de metal que en color y brillo que se parece un poco al estaño”. Øersted pudo lograrlo mediante la reducción del cloruro de aluminio, AlCl3, con una amalgama de potasio.
Se pensaba, sin embargo, que el investigador no obtuvo aluminio puro, sino una aleación de aluminio y potasio.
En 1827, el químico alemán Friedrich Wöehler logró producir unos 30 gramos de un material de aluminio. Luego, tras 18 años de trabajo investigativo, Wöehler en 1845 logró la producción de unos glóbulos del tamaño de una cabeza de un alfiler, con brillo metálico y de color grisáceo.
Wöehler inclusive describió algunas propiedades del metal, tales como color, gravedad específica, ductilidad y estabilidad.
En 1855, el químico francés Henri Sainte-Claire Deville mejoró el método de Wöehler. Para ello utilizó la reducción del cloruro de aluminio o cloruro de aluminio sódico con sodio metálico, usando la criolita (Na3AlF6) como flujo.
Esto permitió la producción industrial de aluminio en Rouen, Francia, y entre 1855 y 1890 se logró la producción de 200 toneladas de aluminio.
En 1886, el ingeniero francés Paul Héroult y el estudiante estadounidense Charles Hall, crearon de manera independiente, un método para la producción de aluminio. El método consiste en la reducción electrolítica del óxido de aluminio en criolita fundida, usándose una corriente continúa.
El método era eficiente, pero tenía el problema de su alto requerimiento de electricidad, el cual encarecía la producción. Héroult solucionó este problema estableciendo su industria en Neuhausen (Suiza), para aprovechar así las cataratas de Rin como generadoras de electricidad.
Hall se instaló inicialmente en Pittsburg (EE.UU.), pero luego trasladó su industria cerca de las cataratas del Niágara.
Finalmente, en 1889 Karl Joseph Bayer creó un método de producción de alúmina. Este consiste en el calentamiento de la bauxita dentro de un recipiente cerrado con una solución alcalina. Durante el proceso de calentamiento, se recupera la fracción de alúmina en la solución salina.
Sólido de color gris plateado con lustre metálico (imagen superior). Es un metal blando, pero se endurece con pequeñas cantidades de silicio y hierro. Además, se caracteriza por ser muy dúctil y maleable, ya que se pueden hacerse láminas de aluminio de un grosor hasta de 4 micras.
26,981 u
13
660,32 ºC
2.470 ºC
Temperatura ambiente: 2,70 g/mL
Punto de fusión (líquido): 2,375 g/mL
Su densidad es considerablemente baja comparada a la de otros metales. Por esa razón el aluminio es bastante liviano.
10,71 kJ/mol
284 kJ/mol
24,20 J/(mol·K)
1,61 en la escala de Pauling
-Primera: 577,5 kJ/mol
-Segunda: 1.816,7 kJ/mol
-Tercera: 2.744,8 kJ/mol
23,1 µm/(m·K) a 25 ºC
237 W/(m·K)
El aluminio posee una conductancia térmica tres veces mayor que la del acero.
26,5 nΩ·m a 20 ºC
Su conductancia eléctrica es un 2/3 de la que presenta el cobre.
Paramagnético
2,75 en la escala Mohs
El aluminio es resistente a la corrosión debido a que cuando se expone al aire la capa fina de óxido Al2O3 que se forma sobre su superficie impide que la oxidación prosiga en el interior del metal.
En soluciones ácidas reacciona con el agua para formar hidrógeno; mientras que en soluciones alcalinas forma el ion aluminato (AlO2–).
Los ácidos diluidos no pueden disolverlo, pero sí lo hace en presencia del ácido clorhídrico concentrado. Sin embargo, el aluminio es resistente al ácido nítrico concentrado, aunque es atacado por los hidróxidos para producir hidrógeno y el ion aluminato.
El aluminio pulverizado se incinera en presencia de oxígeno y dióxido de carbono, para formar óxido de aluminio y carburo de aluminio. Puede ser corroído por el cloruro presente en una solución de cloruro de sodio. Por esta razón, no es recomendable el uso del aluminio en las tuberías.
El aluminio es oxidado por el agua a temperaturas inferiores a 280 ºC.
2 Al(s) + 6 H2O(g) => 2Al(OH)3(s) + 3H2(g) + calor
El aluminio por ser un elemento metálico (con tintes de metaloide para algunos), sus átomos Al interaccionan unos con otros gracias al enlace metálico. Esta fuerza no direccional se rige por sus electrones de valencia, los cuales se dispersan por el cristal en todas sus dimensiones.
Tales electrones de valencia son los siguientes, de acuerdo a la configuración electrónica del aluminio:
[Ne] 3s2 3p1
Por lo tanto, el aluminio es un metal trivalente, pues tiene tres electrones de valencia; dos en el orbital 3s, y uno en el 3p. Estos orbitales se solapan para originar orbitales moleculares 3s y 3p, tan juntos que terminan formando bandas de conducción.
La banda s está llena, mientras que la banda p tiene mucha vacancia para más electrones. Es por eso que el aluminio es un buen conductor de la electricidad.
El enlace metálico del aluminio, el radio de sus átomos, y sus características electrónicas definen un cristal fcc (face centered cubic, por sus siglas en inglés). Tal cristal fcc es, al parecer, el único alótropo conocido del aluminio, por lo que seguramente resista las altas presiones que operan sobre él.
La configuración electrónica del aluminio señala inmediatamente que es capaz de perder hasta tres electrones; esto es, tiene una alta tendencia a formar el catión Al3+. Cuando se asume la existencia de este catión en un compuesto derivado del aluminio, se dice que este tiene número de oxidación de +3; como bien se sabe, este es el más común para el aluminio.
No obstante, existen otros números de oxidación posibles, aunque raros, para este metal; tales como: -2 (Al2-), -1 (Al–), +1 (Al+) y +2 (Al2+).
En el Al2O3, por ejemplo, el aluminio tiene número de oxidación de +3 (Al23+O32-); mientras que en el AlI y AlO, +1 (Al+F–) y +2 (Al2+O2-), respectivamente. Sin embargo, en condiciones o situaciones normales el Al(III) o +3 es por mucho el número de oxidación más abundante; ya que, el Al3+ es isoelectrónico al gas noble neón.
Es por eso que en los textos escolares se asume siempre, y con razón, que el aluminio tiene el +3 como único número o estado de oxidación.
El aluminio se encuentra concentrado en la franja exterior de la corteza terrestre, siendo su tercer elemento, solamente superado por el oxígeno y el silicio. El aluminio representa el 8% en peso de la corteza terrestre.
Se encuentra en rocas ígneas, principalmente: aluminosilicatos, feldespatos, feldespatoides y micas. También en arcillas rojizas, como tal es el caso de la bauxita.
Las bauxitas son una mezcla de minerales que contiene alúmina hidratada e impurezas; tales como óxidos de hierro y titanio, y sílice, con los porcentajes en peso siguientes:
-Al2O3 35-60%
-Fe2O3 10-30%
-SiO2 4-10%
-TiO2 2-5%
-H2O de constitución 12-30%.
La alúmina se encuentra en la bauxita en forma hidratada con dos variantes:
-monohidratos (Al2O3·H2O), los cuales presentan dos formas cristalográficas, boemita y diásporo
-Trihidratos (Al2O3·3H2O), representados por la gibbsita.
La bauxita es la fuente principal de aluminio y suministra la mayor parte del aluminio obtenido por la explotación minera.
De alteración
Principalmente las bauxitas formadas por 40-50% de Al2O3, 20% de Fe2O3 y 3-10% de SiO2.
Hidrotermales
Alunita.
Magmáticos
Rocas aluminosas que poseen minerales como sienitas, nefelinas y anortitas (20% de Al2O3).
Metamórficos
Silicatos de aluminio (andalucita, sillimanita y cianita).
Detríticos
Depósitos de caolín y diversas arcillas (32% de Al2O3).
La bauxita se explota a cielo abierto. Una vez que son recolectadas las rocas o las arcillas que la contienen, son trituradas y molidas en molinos de bolas y barras, hasta obtener partículas de 2 mm de diámetros. En estos procesos el material tratado se mantiene humedecido.
En la obtención de la alúmina se sigue el proceso creado por Bayer en 1989. La bauxita molida es digerida por la adición de hidróxido de sodio, formándose el aluminato de sodio que se solubiliza; mientras que los contaminantes óxidos de hierro, titanio y silicio permanecen en suspensión.
Los contaminantes se decantan y la alúmina trihidratada es precipitada del aluminato de sodio por enfriamiento y dilución. Posteriormente, la alúmina trihidratada se deseca para originar alúmina anhidra y agua.
Para la obtención del aluminio, la alúmina se somete a electrólisis, siguiéndose usualmente el método creado por Hall- Héroult (1886). El proceso consiste en la reducción de la alúmina fundida en criolita.
El oxígeno se une al ánodo de carbono y se libera como dióxido de carbono. Mientras, el aluminio liberado se deposita en el fondo de la celda electrolítica donde se va acumulando.
Las aleaciones de aluminio se suelen identificar con cuatro números.
El código 1xxx corresponde al aluminio con un 99% de pureza.
El código 2xxx corresponde a la aleación del aluminio con el cobre. Son aleaciones fuertes que se usaban en los vehículos aeroespaciales, pero se agrietaban por la corrosión. Estas aleaciones se conocen como duraluminio.
El código 3xxx cubre aleaciones en que se agrega al aluminio manganeso y una pequeña cantidad de magnesio. Son aleaciones muy resistentes al desgaste, usándose la aleación 3003 en la elaboración de utensilios de cocina, y la 3004 en latas de bebidas.
El código 4xxx representa las aleaciones en que se agrega silicio al aluminio, lo que disminuye el punto de fusión del metal. Esta aleación se emplea en elaboración de alambres de soldadura. La aleación 4043 se usa en la soldadura de automóviles y elementos estructurales.
El código 5xxx cubre a las aleaciones en que se agrega principalmente magnesio al aluminio.
Son aleaciones fuertes y resistentes a la corrosión del agua de mar, usándose para fabricar recipientes de presión y diversas aplicaciones marinas. La aleación 5182 se usa para hacer las tapas de las latas de refresco.
El código 6xxx engloba a las aleaciones en que se agrega silicio y magnesio a la aleación con el aluminio. Estas aleaciones son moldeables, soldables y resistentes a la corrosión. La aleación más común de esta serie se usa en la arquitectura, marcos de bicicletas y en la elaboración del iPhone 6.
El código 7xxx señala a las aleaciones en que se agrega zinc al aluminio. Estas aleaciones, también denominadas Ergal, son resistentes a las roturas y son de gran dureza, usándose las aleaciones 7050 y 7075 en la construcción de aviones.
El contacto con el aluminio en polvo puede causar irritación de la piel y los ojos. Una exposición alta y prolongada al aluminio puede provocar síntomas semejantes a la gripe, dolor de cabeza, fiebre y escalofríos; además puede presentarse dolor y opresión pectoral.
La exposición al polvo fino de aluminio puede causar cicatrices pulmonares (fibrosis pulmonar), con síntomas de tos y acortamiento de la respiración. La OSHA estableció un límite de 5 mg/m3 para la exposición al polvo de aluminio en una jornada de 8 horas diarias.
El valor de tolerancia biológica para la exposición ocupacional al aluminio ha sido establecido en 50 µg/g de creatinina en orina. Un rendimiento decreciente en las pruebas neuropsicológica, se presenta cuando la concentración de aluminio en la orina excede a 100 µg/g de creatinina.
El aluminio se usa como clorhidrato de aluminio en desodorantes antitranspirantes, habiendo sido relacionado con la aparición de cáncer de seno. Sin embargo, esta relación no ha sido claramente establecida, entre otras cosas, porque la absorción cutánea del clorhidrato de aluminio es de apenas el 0,01%.
El aluminio es neurotóxico y en la personas con exposición laboral se le ha relacionado con enfermedades neurológicas, las cuales incluyen a la enfermedad de Alzheimer.
El cerebro de los pacientes de Alzheimer presenta una alta concentración de aluminio; pero se desconoce si es la causa de la enfermedad o una consecuencia de ella.
Se ha determinado la presencia de efectos neurotóxicos en pacientes sometidos a diálisis. En este procedimiento se usaban sales de aluminio como aglutinante de fosfato, lo que produjo concentraciones elevadas de aluminio en la sangre (>100 µg/L de plasma).
Los pacientes afectados presentaban desorientación, problemas de memoria y en etapas avanzadas, demencia. La neurotoxicidad del aluminio se explica porque es de difícil eliminación por el cerebro y afecta su funcionamiento.
El aluminio está presente en numerosos alimentos, especialmente el té, las especias y en general, los vegetales. The European Food Safety Authority (EFSA) estableció un límite de tolerancia para la ingesta de aluminio en los alimentos de 1 mg/kg de peso corporal diario.
En 2008, la EFSA estimó que la ingesta diaria de aluminio en los alimentos oscilaba entre 3 y 10 mg por día, por lo que se concluye que no representa un riesgo para la salud; así como el empleo de utensilios de aluminio para cocinar los alimentos.
Eléctricos
El aluminio es un buen conductor eléctrico, por lo que usa en aleaciones en líneas de transmisión eléctricas, motores, generadores, transformadores y condensadores.
Construcción
El aluminio se utiliza en la elaboración de marcos de puertas y ventanas, tabiques, alambradas, revestimientos, aislantes térmicos, techos, etc.
Medios de transporte
El aluminio se emplea en la fabricación de partes de automóviles, aviones, camiones, bicicletas, motocicletas, embarcaciones, naves espaciales, vagones de ferrocarril, etc.
Recipientes
Con el aluminio se elaboran latas para bebidas, barriles para la cerveza, bandejas, etc.
Hogar
El aluminio sirve para fabricar utensilios para la cocina: ollas, sartenes, pailas y papel de envoltura; además de muebles, lámparas, etc.
Poder reflectante
El aluminio refleja eficientemente la energía radiante; desde la luz ultravioleta hasta la radiación infrarroja. El poder reflectante del aluminio a la luz visible se encuentra alrededor del 80%, lo cual permite su uso como pantalla en las lámparas.
Además, el aluminio conserva su característica reflectante plateada aún bajo la forma de polvo fino, por lo que puede ser usado en la elaboración de pinturas plateadas.
Alúmina
Se usa para fabricar aluminio metálico, aislantes y bujías. Al calentarse la alúmina desarrolla una estructura porosa que absorbe agua, usándose para desecar gases y servir de asiento a la acción de catalizadores de varias reacciones químicas.
Sulfato de aluminio
Se usa en la fabricación de papel y como relleno de superficie. El sulfato de aluminio sirve para formar el alumbre de aluminio y potasio [KAl(SO4)2·12H2O]. Este es el alumbre más utilizado y con numerosas aplicaciones; tales como la fabricación de medicamentos, pinturas y mordiente para la tinción de telas.
Cloruro de aluminio
Es el catalizador más usado en las reacciones Friedel-Crafts. Estas son reacciones orgánicas sintéticas utilizadas en la preparación de cetonas aromáticas y la antraquinona. El cloruro de aluminio hidratado se usa como antitranspirante tópico y desodorante.
Hidróxido de aluminio
Se usa para impermeabilizar los tejidos y la producción de aluminatos.
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