Какие химические свойства характерны для гидроксида алюминия

Какие химические свойства характерны для гидроксида алюминия thumbnail

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s22s22p63s23p1. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2Al + 3I2 =2AlI3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

с серой

При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

2al-plus-3s-ravno-al2s3сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:

2al-plus-n2-ravno-2aln

с углеродом

При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

4al-plus-3c-ravno-al4c3

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

а) 2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 + 3H2↑

2Аl0 + 6Н+ = 2Аl3+ + 3H20;

б) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2↑

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

8%d0%b0l-plus-15h2so4-ravno-4al2so43-plus-3h2s-plus-12%d0%bd2%d0%be

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно параллельно протекают реакции:Al + HNO3

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:

8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O

8Al + 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

2al-plus-6naoh-tv-ravno-2naalo2-plus-2na2o-plus-3h2

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Источник

Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре. Свойства алюминия позволяют активно применять в составе
металлоконструкций: он легкий, мягкий, поддается штамповке, обладает высокой антикоррозийной устойчивостью.

Для алюминия характерна высокая химическая активность, отличается также высокой электро- и теплопроводностью.

При переходе атома алюминия в возбужденное состояние 2 электрона s-подуровня распариваются, и один электрон переходит на p-подуровень.

Алюминий получают путем электролиза расплава Al2O3 в криолите (Na3AlF6). Галлий, индий и
таллий получают схожим образом – методом электролиза их оксидов и солей.

  • Реакции с неметаллами
  • При комнатной температуре реагирует с галогенами (кроме фтора) и кислородом, покрываясь при этом оксидной пленкой.

    Al + O2 → Al2O3 (снаружи Al покрыт оксидной пленкой – Al2O3)

    Al + Br2 → AlBr3 (бромид алюминия)

    При нагревании алюминий вступает в реакции с фтором, серой, азотом и углеродом.

    Al + F2 → (t) AlF3 (фторид алюминия)

    Al + S → (t) Al2S3 (сульфид алюминия)

    Al + N2 → (t) AlN (нитрид алюминия)

    Al + C → (t) Al4C3 (карбид алюминия)

    Карбид алюминия

  • Реакции с кислотами и щелочами
  • Алюминий проявляет амфотерные свойства (греч. ἀμφότεροι – двойственный), вступает в реакции как с кислотами, так и с основаниями.

    Al + HCl → AlCl3 + H2

    Al + H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + H2↑

    Al + H2SO4(конц.) → (t) Al2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

    Al + HNO3(разб.) → (t) Al(NO3)3 + N 2O + H2O

    Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоалюминат натрия; поскольку алюминий дан в чистом виде – выделяется водород)

    При прокаливании комплексные соли не образуются, так вода испаряется:

    Na[Al(OH)4] → (t) NaAlO2 + H2O

  • Реакция с водой
  • При комнатной температуре не идет из-за образования оксидной пленки – Al2O3 – на воздухе. Если разрушить оксидную пленку
    нагреванием раствора щелочи или амальгамированием (покрытием металла слоем ртути) – реакция идет.

    Al + H2O → (t) Al(OH)3 + H2↑

    Реакция алюминия с водой

  • Алюминотермия
  • Алюминотермия (лат. Aluminium + греч. therme – тепло) – способ получения металлов и неметаллов, заключающийся в восстановлении их оксидов
    алюминием. Температуры при этом процессе могут достигать 2400°C.

    С помощью алюминотермии получают Fe, Cr, Mn, Ca, Ti, V, W.

    Fe2O3 + Al → (t) Al2O3 + Fe

    Cr2O3 + Al → (t) Al2O3 + Cr

    Читайте также:  Лечит ли хна волосы и какие ее свойства

    MnO2 + Al → (t) Al2O3 + Mn

    Алюминотермия

    Оксид алюминия

    Оксид алюминия получают в ходе взаимодействия с кислородом – на воздухе алюминий покрывается оксидной пленкой. При нагревании гидроксид
    алюминия, как нерастворимое основание, легко разлагается на оксид и воду.

    Al + O2 → Al2O3

    Al(OH)3 → (t) Al2O3 + H2O↑

    Проявляет амфотерные свойства: реагирует и с кислотами, и с основаниями.

    Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

    Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

    Al2O3 + NaOH → (t) NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)

    Al2O3 + Na2O → (t) NaAlO2

    Комплексные соли

    Гидроксид алюминия

    Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия
    часто выпадает белый осадок – гидроксид алюминия.

    AlBr3 + LiOH → Al(OH)3↓ + LiBr

    Al(NO3)3 + K2CO3 → KNO3 + Al(OH)3↓ + CO2 (двойной гидролиз:
    Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, K2CO3 – по аниону)

    Al2S3 + H2O → Al(OH)3↓ + H2S↑

    Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.

    Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

    Al(OH)3 + LiOH → Li[Al(OH)4] (при избытке щелочи будет верным написание – Li3[Al(OH)6] –
    гексагидроксоалюминат лития)

    Алюминий

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
    (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
    без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
    обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

    Источник

    Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс “40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии“.

    1.Положение алюминия в периодической системе химических элементов 

    2. Электронное строение алюминия 

    3. Физические свойства
    4. Нахождение в природе
    5. Способы получения
    6. Качественные реакции
    7. Химические свойства
    7.1. Взаимодействие с простыми веществами
    7.1.1. Взаимодействие с галогенами
    7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
    7.1.3. Взаимодействие с водородом
    7.1.4. Взаимодействие с азотом
    7.1.5. Взаимодействие с углеродом
    7.1.6. Горение
    7.2. Взаимодействие со сложными веществами
    7.2.1. Взаимодействие с водой
    7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
    7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
    7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
    7.2.5. Взаимодействие с щелочами
    7.2.6. Взаимодействие с окислителями

    Алюминий

    Положение в периодической системе химических элементов

    Алюминий расположены в главной подгруппе III группы  (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

    Электронное строение алюминия и свойства 

    Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:

    Создать карусель Добавьте описание

    Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:

    Создать карусель Добавьте описание

    Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

    Физические свойства 

    Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

    Создать карусель Пластичность алюминия

    Нахождение в природе

    Алюминий – самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре – около 8%.

    В природе алюминий встречается в виде соединений:

    Бокситы AlO· H(с примесями SiO, FeO, CaCO– гидрат оксида алюминия

    Корунд AlOКрасный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

    Способы получения 

    Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970⁰С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

    AlO→ Al³⁺ + AlO₃³⁻

    На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

    Катод: Al³⁺ +3e → Al

    На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

    Анод: 4AlO³⁻– 12e → 2AlO+ 3O

    Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

    2AlO→ 4Al + 3O

    Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

    AlCl+ 3K → 3Al + 3KCl

    Качественные реакции

    Качественная реакция на ионы алюминия – взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

    Напримерхлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

    AlCl+ 3NaOH → Al(OH)+ 3NaCl

    При дальнейшем добавлении щелочи осадок гидроксида алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината натрия:

    Al(OH)+ NaOH = Na[Al(OH)]

    Обратите внимание, если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

    AlCl+ 4NaOH = Na[Al(OH)] + 3NaCl

    Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

    AlCl+ 3NH· HO = Al(OH)↓ + 3 NHCl

    Al³⁺ + 3NH· HO = Al(OH)↓ + 3NH₄⁺

    Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

    Химические свойства

    • Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.

    1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

    2Al + 3I→ 2AlI

    В редакторе видеозапись не воспроизводится0:09Добавьте описание

    1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

    2Al + 3S → AlS

    1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения – фосфиды:

    Al + P → AlP

    Алюминий не реагирует с водородом.

    1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000⁰С с образованием нитрида:

    2Al + N→ 2AlN

    1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

    4Al + 3C → AlC

    1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

    4Al + 3O→ 2AlO

    Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

    2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

    2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные – у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: “Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?” При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

    Читайте также:  По каким физическим свойствам вещества на земле

    Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки. А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

    2Al + 6HO → 2Al(OH)₃  + 3HО

    Алюминий реагирует с водой

    Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):

    3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

    Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

    2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

    Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:

    2Al + 6HCl = 2AlCl+ 3H

    Алюминий с соляной кислотой

    2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV)сульфат алюминия и вода:

    2Al + 6HSO(конц.) → Al(SO)+ 3SO+ 6HO

    2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

    С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

    10Na + 12HNO(разб) → N+10NaNO+ 6HO

    При взаимодействии алюминия с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

    8Al + 14HNO(оч.разб.) → 8NaNO+ 3NHNO+ 7HO

    2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

    2Al + 2NaOH + 6HO → 2Na[Al(OH)] + 3H

    Создать карусель Алюминий с гидроксидом натрия

    Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

    Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

    2Al + 6NaOH → 2NaAlO₃ + 3H

    Эту же реакцию можно записать в другом виде:

    2Al + 6NaOH → NaAlO+ 3H↑ + NaO

    2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.

    Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

    2Al + 3CuO → 3Cu + AlO₃ 

    Алюминий с оксидом меди

    Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалиныоксида железа (II, III):

    8Al + 3FeO→ 4AlO+ 9Fe

    Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натриянитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатамисоединениями хрома (VI):

    2Al + 3NaO₂ → 2NaAlO₂ + 2NaO

    8Al + 3KNO+ 5KOH + 18HO → 8K[Al(OH)] + 3NH₃ 

    10Al + 6KMnO+ 24HSO→ 5Al(SO)+ 6MnSO₄ + 3KSO+ 24HO

    2Al + NaNO+ NaOH + 5HO → 2Na[Al(OH)] + NH

    Al + 3KMnO+ 4KOH → 3KMnO+ K[Al(OH)

    4Al + KCrO→ 2Cr + 2KAlO₂  + AlO

    Оксид алюминия

    Способы получения

    Оксид алюминия можно получить различными методами:

    • Горением алюминия на воздухе: 

    4Al + 3O₂ → 2AlO

    2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:

    2Al(OH)₃ → AlO+ 3HO

    3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:

    4Al(NO)→ 2AlO+ 12NO₂  + 3O₂ 

    Химические свойства

    Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

    • При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.

    Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:

    NaO + AlO→ 2NaAlO₂ 

    2. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются солиалюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом оксид алюминия проявляет кислотные свойства.

    Например, оксид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием алюмината натрия и воды:

    2NaOH + AlO→ 2NaAlO+ HO

    Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

    AlO+ 2NaOH + 3HO → 2Na[Al(OH)]

    3. Оксид алюминия не взаимодействует с водой.

    4. Оксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами (сильных кислот). При этом образуются соли алюминия. При этом оксид алюминия проявляет основные свойства.

    Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия: 

    AlO+ 3SO→ Al(SO)

    5. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием средних и кислых солей.

    Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

    AlO+ 3HSO₄  → Al(SO)₃ + 3HO

    6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.

    Например, оксид алюминия реагирует с гидридом кальция с образованием алюминияводорода и оксида кальция:

    AlO₃ + 3CaH→ 3CaO + 2Al + 3H

    Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

    2AlO₃ → 4Al + 3O

    7. Оксид алюминия – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

    Например, из карбоната натрия:

    AlO₃ + NaCO₃ → 2NaAlO+ CO₂ 

    Гидроксид алюминия

    Способы получения

    • Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиака на соли алюминия.

    Например, хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида алюминия и хлорида аммония:

    AlCl+ 3NH₃ + 3HO = Al(OH)₃ + 3NHCl

    2. Пропусканием углекислого газасернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

    2Na[Al(OH)] + СО= 2Al(OH)₃ + NaНCO₃ + HO

    Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)] на составные части: NaOH и Al(OH). Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Al(OH)₃  не реагирует с СО, то мы записываем справа Al(OH)₃  без изменения.

    3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.

    Напримерхлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:

    AlCl₃ + 3KOH(недост) = Al(OH)↓+ 3KCl

    4. Также гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

    Например: бромид алюминия реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

    2AlBr₃ + 3NaCO₃ + 3HO = 2Al(OH)↓ + CO↑ + 6NaBr

    Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:

    Читайте также:  Какие свойствами обладает цитоплазматическая

    2AlCl₃  + 3NaS + 6HO = 2Al(OH)₃  + 3HS↑ + 6NaCl

    Химические свойства

    • Гидроксид алюминия реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов и типа соли.

    Например, гидроксид алюминия взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата алюминия:

    Al(OH)₃ + 3HNO→ Al(NO)₃ + 3HO

    Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3HO

    2Al(OH)₃ + 3HSO₄ → Al(SO)₃ + 6HO

    Al(OH)₃ + 3HBr → AlBr₃ + 3HO

    2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

    Например, гидроксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:

    2Al(OH)₃ + 3SO→ Al(SO)₃ + 3HO

    3. Гидроксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются солиалюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом гидроксид алюминия проявляет кислотные свойства.

    Например, гидроксид алюминия взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием алюмината калия и воды:

    2KOH + Al(OH)₃  → 2KAlO₂  + 2HO

    Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

    Al(OH)₃  + KOH → K[Al(OH)]

    4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:

    2Al(OH)₃ → AlO+ 3HO

    Видеоопыт взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и щелочами (амфотерные свойства гидроксида алюминия) можно посмотреть здесь.

    Соли алюминия 

    Нитрат и сульфат алюминия

    Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминияоксид азота (IV) и кислород:

    4Al(NO)₃ → 2AlO₃ + 12NO+ 3O

    Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично – на оксид алюминиясернистый газ и кислород:

    2Al(SO)₃ → 2AlO₃ + 6SO₂ + 3O

    Комплексные соли алюминия

    Для описания свойств комплексных солей алюминия – гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы – гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.

    Например, тетрагидроксоалюминат натрия разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:

    Na[Al(OH)разбиваем на NaOH и Al(OH)

    Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

    Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами.

    Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

    Na[Al(OH)] + CO→ Al(OH)↓ + NaHCO

    Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

    K[Al(OH)] + CO→ Al(OH)₃ + KHCO

    По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

    Na[Al(OH)] + SO₂ → Al(OH)↓ + NaHSO

    K[Al(OH)] + SO₂ → Al(OH)+ KHSO

    А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.

    Например, с соляной кислотой:

    Na[Al(OH)₄ ] + 4HCl(избыток) → NaCl + AlCl₃ + 4HO

    Правда, под действием небольшого количества (недостаткасильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:

    Na[Al(OH)] + НCl(недостаток) → Al(OH)↓ + NaCl + HO

    Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

    Na[Al(OH)] + HNO(недостаток) → Al(OH)↓ + NaNO+ HO

    Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl₂:

    2Na[Al(OH)] + Cl→ 2Al(OH)↓ + NaCl + NaClO

    При этом хлор диспропорционирует.

    Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:

    AlCl+ 3Na[Al(OH)] → 4Al(OH)↓ + 3NaCl

    Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:

    Na[Al(OH)] → NaAlO₂ + 2HO↑

    K[Al(OH)] → KAlO₂ + 2HO

    Гидролиз солей алюминия

    Растворимые соли алюминия и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

    I ступень: Al³⁺+ H₂O = AlOH²⁺ + H⁺ 

    II ступень: AlOH²⁺ + H₂O = Al(OH)²⁺ + H⁺ 

    III ступень: Al(OH)²⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

    Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислые соли гидролизуются необратимополностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

    Al(SO)₃ + 6NaHSO→ 2Al(OH)₃ + 6SO₂ + 3NaSO

    2AlBr₃ + 3NaCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + CO↑ + 6NaBr

    2Al(NO)₃ + 3NaCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + 6NaNO+ 3CO

    2AlCl₃ + 3NaCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + 6NaCl + 3CO

    Al(SO)₃ + 3KCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + 3CO↑ + 3KSO

    2AlCl₃ + 3NaS + 6HO → 2Al(OH)+ 3HS↑ + 6NaCl

    Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

    Алюминаты

    Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) – образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

    AlO+ NaO → 2NaAlO

    Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.

    Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.

    NaAlO₂ разбиваем на NaO и AlO

    Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют с кислотами с образованием солей алюминия:

    KAlO+ 4HCl → KCl + AlCl+ 2HO

    NaAlO+ 4HCl → AlCl+ NaCl + 2HO

    NaAlO+ 4HNO→ Al(NO)+ NaNO+ 2HO

    2NaAlO+ 4HSO→ Al(SO)+ NaSO+ 4HO

    Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

    KAlO+ HO = K[Al(OH)]

    NaAlO+ 2HO = Na[Al(OH)]

    Бинарные соединения

    Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:

    AlS+ 8HNO→ Al(SO)+ 8NO+ 4HO

    либо до серной кислоты (под действием горячей концентрированной кислоты):

    AlS+ 3HNO(конц. гор.) → 2Al(NO)+ 2NO+ 3HSO+ 12HO

    Сульфид алюминия разлагается водой:

    AlS+ 6HO → 2Al(OH)↓ + 3HS↑

    Карбид алюминия также разлагается водой при нагревании на гидроксид алюминия и метан:

    AlC+ 12HO → 4Al(OH)+ 3CH

    Нитрид алюминия разлагается под действием минеральных кислот на соли алюминия и аммония:

    AlN + 4HCl → AlCl+ NHCl

    Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

    AlN + 3HO → Al(OH)↓ + NH

    Источник