Какие свойства проявляет гидроксид алюминия в данной реакции
Гидроксид алюминия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Гидроксид алюминия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Al(OH)3.
Краткая характеристика гидроксида алюминия
Модификации гидроксида алюминия
Физические свойства гидроксида алюминия
Получение гидроксида алюминия
Химические свойства гидроксида алюминия
Химические реакции гидроксида алюминия
Применение и использование гидроксида алюминия
Краткая характеристика гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия – неорганическое вещество белого цвета.
Химическая формула гидроксида алюминия Al(OH)3.
Плохо растворяется в воде.
Обладает способностью адсорбировать различные вещества.
Модификации гидроксида алюминия:
Известны 4 кристаллические модификации гидроксида алюминия: гиббсит, байерит, дойлеит и нордстрандит.
Гиббсит обозначается γ-формой гидроксида алюминия, а байерит – α-формой гидроксида алюминия.
Гиббсит является наиболее химически стабильной формой гидроксида алюминия.
Физические свойства гидроксида алюминия:
Наименование параметра: | Значение: |
Химическая формула | Al(OH)3 |
Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия α-формы | potassium hydroxide (англ.) aluminum hydroxide α-form (англ.) байерит (рус.) |
Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия γ-формы | potassium hydroxide (англ.) aluminium hydroxide (англ.) aluminum hydroxide (англ.) hydrargillite (англ.) гиббсит (рус.) гидраргиллит (рус.) |
Тип вещества | неорганическое |
Внешний вид гидроксида алюминия α-формы | бесцветные моноклинные кристаллы |
Внешний вид гидроксида алюминия γ-формы | белый моноклинные кристаллы |
Цвет | белый, бесцветный |
Вкус | —* |
Запах | — |
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 2420 |
Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 2,42 |
Температура разложения гидроксида алюминия α-формы, °C | 150 |
Температура разложения гидроксида алюминия γ-формы, °C | 180 |
Молярная масса, г/моль | 78,004 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия получают в результате следующих химических реакций:
- 1. в результате взаимодействия хлорида алюминия и гидроксида натрия:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl.
При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.
Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи, избегая их избытка.
- 2. в результате взаимодействия хлорида алюминия, карбоната натрия и воды:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl.
При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.
Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии водорастворимых солей алюминия с карбонатами щелочных металлов.
Химические свойства гидроксида алюминия. Химические реакции гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами, т. е. обладает как основными, так и кислотными свойствами.
Химические свойства гидроксида алюминия аналогичны свойствам гидроксидов других амфотерных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом натрия:
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (t ≈ 1000 °C),
Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6],
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].
В результате реакции образуются в первом случае – алюминат натрия и вода, во втором – гексагидроксоалюминат натрия, в третьем – тетрагидроксоалюминат натрия. В третьем случае в качестве исходного вещества гидроксид натрия используется в виде концентрированного раствора.
2. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом калия:
Al(OH)3 + KOH → KAlO2 + 2H2O (t ≈ 1000 °C),
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4].
В результате реакции образуются в первом случае – алюминат калия и вода, во втором – тетрагидроксоалюминат калия. Во втором случае в качестве исходного вещества гидроксид калия используется в виде концентрированного раствора.
3. реакция гидроксида алюминия с азотной кислотой:
Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O.
В результате реакции образуются нитрат алюминия и вода.
Аналогично проходят реакции гидроксида алюминия и с другими кислотами.
4. реакция гидроксида алюминия с фтороводородом:
Al(OH)3 + 3HF → AlF3 + 3H2O,
6HF + Al(OH)3 → H3[AlF6] + 3H2O.
В результате реакции образуются в первом случае – фторид алюминия и вода, во втором – гексафтороалюминат водорода и вода. При этом фтороводород в первом случае в качестве исходного вещества используется в виде раствора.
5. реакция гидроксида алюминия с бромоводородом:
Al(OH)3 + 3HBr → AlBr3 + 3H2O.
В результате реакции образуются бромид алюминия и вода.
6. реакция гидроксида алюминия с йодоводородом:
Al(OH)3 + 3HI → AlI3 + 3H2O.
В результате реакции образуются йодид алюминия и вода.
7. реакция термического разложения гидроксида алюминия:
Al(OH)3 → AlO(OH) + H2O (t = 200 °C),
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O (t = 575 °C).
В результате реакции образуются в первом случае – метагидроксид алюминия и вода, во втором – оксид алюминия и вода.
8. реакция гидроксида алюминия и карбоната натрия:
2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O.
В результате реакции образуются алюминат натрия, оксид углерода (IV) и вода.
10. реакция гидроксида алюминия и гидроксида кальция:
Ca(OH)2 + 2Al(OH)3 → Ca[Al(OH)4]2.
В результате реакции образуется тетрагидроксоалюмината кальция.
Применение и использование гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия используется при очистке воды (как адсорбирующее вещество), в медицине, в качестве наполнителя в зубной пасте (как абразивное вещество), пластиках и пластмассах (как антипирен).
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
карта сайта
гидроксид алюминия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения реакции масса взаимодействие гидроксида
Коэффициент востребованности
7 401
Источник
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:
— сульфид алюминия
с азотом
При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:
с углеродом
При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.
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:
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:
— 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:
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
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
7.1.3. Взаимодействие с фосфором
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
Оксид алюминия
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с основными оксидами
2.2. Взаимодействие с основаниями
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.5. Взаимодействие с кислотами
2.6. Взаимодействие с восстановителями
2.7. Вытеснение более летучих оксидов из солей
Гидроксид алюминия
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с щелочами
2.4. Разложение при нагревании
Соли алюминия
Бинарные соединения алюминия
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:
+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p
Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:
+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p
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.
Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.
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 Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3) — гидрат оксида алюминия
Корунд Al2O3. Красный 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 960-970оС) Na3AlF6, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:
Al2O3 → Al3+ + AlO33-
На катоде происходит восстановление ионов алюминия:
Катод: Al3+ +3e → Al0
На аноде происходит окисление алюминат-ионов:
Анод: 4AlO33- — 12e → 2Al2O3 + 3O2
Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:
2Al2O3 → 4Al + 3O2
Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:
AlCl3 + 3K → 4Al + 3KCl
Качественные реакции
Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.
Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
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:
AlCl3 + 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 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.
AlCl3 + 3NH3·H2O = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3 ↓ + 3NH4+
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.
Химические свойства
1. Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2Al + 3I2 → 2AlI3
1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:
2Al + 3S → Al2S3
1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:
Al + P → AlP
1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:
2Al +N2 → 2AlN
1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:
4Al + 3C → Al4C3
1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
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))
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:
2Al0 + 6H2+O → 2Al+3(OH)3 + 3H20
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 = 2AlCl3 + 3H2↑
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 + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.
С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:
10Al + 36HNO3 (разб) → 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O
При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:
8Al + 30HNO3(оч.разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑
Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.
Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:
2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2 ↑
Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):
2Al + 6NaOH → NaAlO2 + 3H2↑ + Na2O
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 + Al2O3
Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):
8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe
Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
2Al + 3Na2O2 → 2NaAlO2 + 2Na2O
8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O → 8K[Al(OH)4] + 3NH3
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O → 2Na[Al(OH)4] + NH3
Al + 3KMnO4 + 4KOH → 3K2MnO4 + K[Al(OH)4]
4Al + K2Cr2O7 → 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3
Оксид алюминия
Способы получения
Оксид алюминия можно получить различными методами:
1. Горением алюминия на воздухе:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
Химические свойства
Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.
1. При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.
Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:
Na2O + Al2O3 → 2NaAlO2
2. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—алюминаты, 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 + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
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:
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
5. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием средних и кислых солей.
Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.
Например, оксид алюминия реагирует с гидридом кальция с образованием алюминия, водорода и оксида кальция:
Al2O3 + 3CaH2 → 3CaO + 2Al + 3H2
Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):
2Al2O3 → 4Al + 3O2
7. Оксид алюминия — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.
Например, из карбоната натрия:
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Гидроксид алюминия
Способы получения
1. 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:
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl
2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия:
Na[Al(OH)4] + СО2 = Al(OH)3 + NaНCO3
Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)4] на составные части: NaOH и Al(OH)3. 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 СО2, то мы записываем справа Al(OH)3 без изменения.
3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.
Например, хлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:
AlCl3 + 3KOH(недост) = Al(OH)3↓+ 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 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + CO2↑ + 6NaBr
Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S↑ + 6NaCl
Химические свойства
1. 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 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
Al(OH)3 + 3HBr → AlBr3 + 3H2O
2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.
Например, гидроксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:
2Al(OH)3 + 3SO3 → Al2(SO4)3 + 3H2O
3. Гидроксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—алюминаты, 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 + 2H2O
Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4]
4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
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 алюминия, оксид азота (IV) и кислород:
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2
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)4] разбиваем на NaOH и Al(OH)3
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)4] + CO2 → Al(OH)3↓ + NaHCO3
Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:
K[Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + KHCO3
По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO2:
Na[Al(OH)4] + SO2 → Al(OH)3↓ + NaHSO3
K[Al(OH)4] + SO2 → Al(OH)3 + KHSO3
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 + 4H2O
Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:
Na[Al(OH)4] + НCl(недостаток) → Al(OH)3↓ + NaCl + H2O
Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:
Na[Al(OH)4] + HNO3(недостаток) → Al(OH)3↓ + NaNO3 + H2O
Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl2:
2Na[Al(OH)4] + Cl2 → 2Al(OH)3↓ + NaCl + NaClO
При этом хлор диспропорционирует.
Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:
AlCl3 + 3Na[Al(OH)4] → 4Al(OH)3↓ + 3NaCl
Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O↑
K[Al(OH)4] → KAlO2 + 2H2O
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 необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:<