Alúmanam
From Wikipedia, the free encyclopedia
Is dúil cheimiceach é an t-alúmanam. Is í an mhais adamhach atá aige ná 26.9815 g/mol. Is í an uimhir adamhach ná 13 agus is í an tsiombail cheimiceach ná Al. Is í an uimhir ocsaídiúcháin a bhíonn aige sna comhdhúile ceimiceacha ná +3.
Substaint cheimiceach | dúil cheimiceach, miotal agus dúil litifileach |
---|---|
Alúmanam sa tábla peiriadach | |
Siombail cheimiceach | Al |
Uimhir adamhach | 13 |
Mais adamhach | 26.9815384 |
Cumraíocht leictreon | [Ne] 3s² 3p¹ agus 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ |
Peiriad, Grúpa | peiread 3 grúpa 13 |
Airíonna fisiceacha | |
Dlús | 2.7 kg/m⁻³ |
Leáphointe | 1,220 agus 660 |
Fiuchphointe | 4,221 agus 2,327 |
Leictridhiúltacht | 1.61 |
Ga ianach | 0.39, 0.48 agus 0.54 |
Stair | |
Aimsitheoir | Hans Christian Ørsted agus Humphry Davy |
Fionnachtain | 1825 |
Eapainm | Alúm |
Miotal insínte lonrach é an t-alúmanam. Tá sé ar an miotal is coitianta i screamh an Domhain, agus ar an tríú dúil cheimiceach is coitianta ar fad. Nuair a oibríonn ocsaigin an atmaisféir ar an alúmanam, éighníomhaítear é - is é sin, tagann brat ocsaíde ar an alúmanam, agus ós rud é go bhfuil ocsaíd an alúmanaim an-chrua, cosnaíonn sí an miotal istigh ar an gcreimeadh. Mar sin féin, tá an t-alúmanam araiciseach go maith chun imoibriúcháin leis na dúile eile, agus ní bhíonn sé ar fáil sa dúlra i bhfoirm mhiotail, cé go mbíonn mianta éagsúla alúmanaim coitianta go leor.
Is féidir an t-alúmanam a aithint thar na miotail eile go héasca, nó fágann an brat ocsaíde cuma ar leith air - baineann sé an loinnir de, ionas go sílfeá ar dtús nach miotal é ar aon nós ach plaisteach a bhfuil dath an mhiotail ann. Thairis sin, tá sé níos éadroime ná mar a shamhlófá le miotal.
Is í an bháicsít an mhian is tábhachtaí mar fhoinse alúmanaim. Ocsaíd neamhghlan alúmanaim atá ann. Tá a leáphointe an-ard, ach is féidir í a thuaslagadh i gcrióilít leáite agus a leictrealú. Is éard atá sa chrióilít ná heicseafluaralúmanáit sóidiam, Na3AlF6.
Tá an t-alúmanam iontach tábhachtach mar mhiotal, nó tá sé an-éadrom agus an-díonta ar an gcreimeadh. Úsáidtear an t-alúmanam agus a chuid cóimhiotal sna heitleáin, mar shampla. Seoltóir maith teasa agus leictreachais é freisin.
Tá dhá iseatóp nádúrtha ag an alúmanam, mar atá, alúmanam a 27 agus alúmanam a 26. Iseatóp cobhsaí é alúmanam a 27, ach is féidir iarsmaí beaga den iseatóp eile a aimsiú sa dúlra. Iseatóp radaighníomhach é, agus leathré réasúnta fada aige, mar atá, timpeall ar 717 000 bliain. Thairis sin, is féidir iseatóip radaighníomhacha eile a tháirgeadh i luasairí cáithníní.