Какие свойства проявляет оксид алюминия

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 25 сентября 2019; проверки требуют 9 правок.

Окси́д алюми́ния Al2O3 — бинарное соединение алюминия и кислорода. В природе распространён как основная составляющая часть глинозёма[3][нет в источнике], нестехиометрической смеси оксидов алюминия, калия, натрия, магния и т. д. В модификации корунд имеет атомную кристаллическую решётку[источник не указан 392 дня].

Свойства[править | править код]

Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы. Амфотерный оксид. Практически не растворим в кислотах. Растворяется в горячих растворах и расплавах щелочей. Является диэлектриком[4][5][6], но некоторые[7][8] исследователи считают его полупроводником n-типа. Диэлектрическая проницаемость 9,5—10. Электрическая прочность 10 кВ/мм.

Плотность[править | править код]

Модификация	Плотность, г/см3
α-Al2O3	3,99[2]
θ-Al2O3	3,61[3]
γ-Al2O3	3,68[4]
κ-Al2O3	3,77[5]

Основные модификации оксида алюминия[править | править код]

В природе можно встретить только тригональную α-модификацию оксида алюминия в виде минерала корунда и его редких драгоценных разновидностей (рубин, сапфир и т. д.). Она является единственной термодинамически стабильной формой Al2O3. При термообработке гидроксидов алюминия около 400 °С получают кубическую γ-форму. При 1100—1200 °С с γ-модификацией происходит необратимое превращение в α-Al2O3, однако скорость этого процесса невелика, и для завершения фазового перехода необходимо либо наличие минерализаторов, либо повышение температуры обработки до 1400—1450 °С[9].

Известны также следующие кристаллические модификации оксида алюминия: кубическая η-фаза, моноклинная θ-фаза, гексагональная χ-фаза, орторомбическая κ-фаза. Спорным остаётся существование δ-фазы, которая может быть тетрагональной или орторомбической[9][10].

Вещество, иногда описываемое как β-Al2O3, на самом деле представляет собой не чистый оксид алюминия, а ряд алюминатов щелочных и щёлочноземельных металлов со следующими общими формулами: MeO·6Al2O3 и Me2O·11Al2O3, где МеО — это оксиды кальция, бария, стронция и т. д., а Ме2О — оксиды натрия, калия, лития и других щелочных металлов. При 1600—1700 °С β-модификация разлагается на α-Al2O3 и оксид соответствующего металла, который выделяется в виде пара.

Получение[править | править код]

Получают из бокситов, нефелинов, каолина, алунитов алюминатным или хлоридным методом. Сырьё в производстве алюминия, катализатор, адсорбент, огнеупорный и абразивный материал.

Плёнки оксида алюминия на поверхности алюминия получают электрохимическими или химическими методами. Так, например, получают диэлектрический слой в алюминиевых электролитических конденсаторах. В микроэлектронике также применяется эпитаксия оксида алюминия, которая многими учёными считается перспективной, например, в изоляции затворов полевых транзисторов[5][6].

Применение[править | править код]

Оксид алюминия (Al2O3), как минерал, называется корунд. Крупные прозрачные кристаллы корунда используются как драгоценные камни. Из-за примесей корунд бывает окрашен в разные цвета: красный корунд (содержащий примеси хрома) называется рубином, синий, традиционно — сапфиром. Согласно принятым в ювелирном деле правилам, сапфиром называют кристаллический α-оксид алюминия любой окраски, кроме красной. В настоящее время кристаллы ювелирного корунда выращивают искусственно, но природные камни всё равно ценятся выше, хотя по виду не отличаются. Также корунд применяется как огнеупорный материал. Остальные кристаллические формы используются, как правило, в качестве катализаторов, адсорбентов, инертных наполнителей в физических исследованиях и химической промышленности.

Керамика на основе оксида алюминия обладает высокой твёрдостью, огнеупорностью и антифрикционными свойствами, а также является хорошим изолятором. Она используется в горелках газоразрядных ламп, подложек интегральных схем, в запорных элементах керамических трубопроводных кранов, в зубных протезах и т. д.

Так называемый β-оксид алюминия в действительности представляет собой смешанный оксид алюминия и натрия. Он и соединения с его структурой вызывают большой научный интерес в качестве металлопроводящего твёрдого электролита.

γ-Модификации оксида алюминия применяются в качестве носителя катализаторов, сырья для производства смешанных катализаторов, осушителя в различных процессах химических, нефтехимических производств (ГОСТ 8136-85).

Литература[править | править код]

Pillet, S.; Souhassou, M.; Lecomte, C.; Schwarz, K. и др. Acta Crystallograica A (39, 1983-) (2001), 57, 209—303
Husson, E.; Repelin, Y. Europen Journal of Solid State Inogranic Chemistry
Gutierrez, M.; Taga, A.; Johansson, B. Physical Review, Serie 3. B — Condensed Matter (18, 1978-) (2001), 65, 0121011-0121014
Smrcok, L.; Langer, V.; Halvarsson, M. Ruppi, S. Zeitschrift fuer Kristallographie (149, 1979-) (2001), 216, 409—412

См. также[править | править код]

Электрокорунд (Алунд)
Боксит
Корунд

Ссылки[править | править код]

Получение и переработка глинозема
Получение наноразмерного оксида алюминия

Примечания[править | править код]

Источник

Оксид алюминия, свойства, получение, химические реакции.

Оксид алюминия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Al2O3.

Краткая характеристика оксида алюминия

Модификации оксида алюминия

Физические свойства оксида алюминия

Получение оксида алюминия

Химические свойства оксида алюминия

Химические реакции оксида алюминия

Применение и использование оксида алюминия

Краткая характеристика оксида алюминия:

Оксид алюминия – неорганическое вещество, не имеющее цвета.

Оксид алюминия содержит три атома кислорода и два атома алюминия.

Химическая формула оксида алюминия Al2O3.

В природе встречается в виде глинозема и корунда.

В воде не растворяется.

Амфотерный оксид. Проявляет в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства. Свои химические свойства проявляет будучи разогретым до высоких температур- порядка 1000 оС.

Модификации оксида алюминия:

Известны следующие кристаллические модификации оксида алюминия: α-Al2O3, θ-Al2O3, γ-Al2O3, κ-Al2O3, η-Al2O3, χ-Al2O3.

Модификации оксида алюминия имеют различные плотности:

α-Al2O3 – 3,99 г/см3,

θ-Al2O3 – 3,61 г/см3,

γ-Al2O3 – 3,68 г/см3,

κ-Al2O3 – 3,77 г/см3.

α-модификация оксида алюминия является единственной термодинамически стабильной формой Al2O3.

Физические свойства оксида алюминия*:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	Al2O3
Синонимы и названия на иностранном языке	aluminum oxide α-form (англ.) corundum (англ.) алюминия окись α-форма (рус.) корунд (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	бесцветные тригональные кристаллы
Цвет	из-за примесей оксид алюминия, как минерал, может быть окрашен в разные цвета
Вкус	—**
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	3990
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	3,99
Температура кипения, °C	3530
Температура плавления, °C	2050
Молярная масса, г/моль	101,96
Твердость по шкале Мооса	9

Примечание:

* оксида алюминия α-формы.

** — нет данных.

Получение оксида алюминия:

Оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. (металлотермия).

Он получается в результате следующих металлотермических реакций:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr (t = 800 oC);

3CuO + 2Al → Al2O3 + 3Cu (t = 1000-1100 oC) и т.д.

Химические свойства оксида алюминия. Химические реакции оксида алюминия:

Оксид алюминия относится к амфотерным оксидам.

Химические свойства оксида алюминия аналогичны свойствам амфотерных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида алюминия с алюминием:

4Al + Al2O3 ⇄ Al2О (t = 1450 °C).

В результате реакции образуется оксид алюминия.

2. реакция оксида алюминия с углеродом:

2Al2O3 + 9С → 2Al4С3 + 6CО (t = 1800 °C).

В результате реакции образуется соль – карбид алюминия и оксид углерода.

3. реакция оксида алюминия, углерода и азота:

Al2O3 + 3С + N2 → 2AlN + 3CО (t = 1600-1800 °C).

В результате реакции образуется соль – нитрид алюминия и оксид углерода.

4. реакция оксида алюминия с оксидом натрия:

Na2О + Al2O3 → 2NaAlО2 (t = 2000 °C).

В результате реакции образуется соль – алюминат натрия.

5. реакция оксида алюминия с оксидом калия:

K2О + Al2O3 → 2KAlО2 (t = 1000 °C).

В результате реакции образуется соль – алюминат калия.

6. реакция оксида алюминия с оксидом магния:

MgО + Al2O3 → MgAl2О4 (t = 1600 °C).

В результате реакции образуется соль – алюминат магния (шпинель).

7. реакция оксида алюминия с оксидом кальция:

Читайте также: Какие свойства у черешни

CaО + Al2O3 → Ca(AlО2)2 (t = 1200-1300 °C).

В результате реакции образуется соль – алюминат кальция.

8. реакция оксида алюминия с оксидом азота:

Al2O3 + 3N2О5 → 2Al(NO3)3 (t = 35-40 °C).

В результате реакции образуются соль – нитрат алюминия.

9. реакция оксида алюминия с оксидом кремния:

Al2O3 + SiО2 → Al2SiО5.

В результате реакции образуется соль – силикат алюминия. Реакция протекает при спекании реакционной смеси.

10. реакция оксида алюминия с гидроксидом натрия:

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2О (t = 900-1100 oC).

Сплавление оксида алюминия с сухим гидроксидом натрия. В результате реакции образуется соль – алюминат натрия и вода.

11. реакция оксида алюминия с гидроксидом калия:

Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2О (t = 900-1100 oC).

Сплавление оксида алюминия с сухим гидроксидом калия. В результате реакции образуется соль – алюминат калия и вода.

12. реакция оксида алюминия с карбонатом натрия:

Al2O3 + Na2СO3 → 2NaAlO2 + СО2 (t = 1000-1200 oC).

В результате реакции образуется соль – алюминат натрия и оксид углерода.

13. реакция оксида алюминия с плавиковой кислотой:

Al2O3 + 6HF → 2AlF3 + 3H2O (t = 450-600 oC).

В результате химической реакции получается соль – фторид алюминия и вода.

14. реакция оксида алюминия с азотной кислотой:

Al2O3 + 6HNO3 → 2Al(NO3)2 + 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат алюминия и вода.

Аналогично проходят реакции оксида алюминия и с другими кислотами.

15. реакция оксида алюминия с бромистым водородом (бромоводородом):

Al2O3 + 6HBr → 2AlBr3 + 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид алюминия и вода.

16. реакция оксида алюминия с йодоводородом:

Al2O3 + 6HI → 2AlI3 + 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид алюминия и вода.

17. реакция оксида алюминия с аммиаком:

Al2O3 + 2NH3 → 2AlN + 3H2O (t = 1000 oC).

В результате химической реакции получается соль – нитрид алюминия и вода.

18. реакция электролиза оксида алюминия:

2Al2O3 → 4Al + 3О2 (t = 900 oC).

Электролиз проводят в расплаве. В результате химической реакции получается алюминий и кислород.

Применение и использование оксида алюминия:

Оксид алюминия используется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

карта сайта

оксид алюминия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида алюминия
реакции с оксидом алюминия

Коэффициент востребованности
10 134

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 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 960-970⁰С) 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: 4AlO³⁻– 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 → 3Al + 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 осадок гидроксида алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината натрия:

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 ↓ + 3 NH₄Cl

Al³⁺ + 3NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 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 + 3I₂ → 2AlI₃

В редакторе видеозапись не воспроизводится0:09Добавьте описание

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

Алюминий не реагирует с водородом.

1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000⁰С 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:

2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂О

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 = 2AlCl₃+ 3H₂↑

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 + 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:

10Na + 12HNO₃(разб) → N₂+10NaNO₃+ 6H₂O

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

8Al + 14HNO₃(оч.разб.) → 8NaNO₃+ 3NH₄NO₃+ 7H₂O

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↑

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 → 2Na₃AlO₃ + 3H₂↑

Эту же реакцию можно записать в другом 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

Алюминий с оксидом меди

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:

Горением алюминия на воздухе:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O

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.

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

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:

2Na[Al(OH)₄] + СО₂= 2Al(OH)₃ + NaНCO₃ + H₂O

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

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:

Al₂(SO₄)₃ + 6NaHSO₃→ 2Al(OH)₃ + 6SO₂ + 3Na₂SO₄

2AlBr₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6NaNO₃+ 3CO₂↑

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S↑ + 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:

Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂

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 Na₂O и Al₂O₃

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

KAlO₂ + 4HCl → KCl + AlCl₃ + 2H₂O

NaAlO₂ + 4HCl → AlCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaAlO₂ + 4HNO₃ → Al(NO₃)₃ + NaNO₃ + 2H₂O

2NaAlO₂ + 4H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

KAlO₂ + H₂O = K[Al(OH)₄]

NaAlO₂ + 2H₂O = Na[Al(OH)₄]

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al₂S₃ + 8HNO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 8NO₂ + 4H₂O

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

Al₂S₃ + 3HNO₃(конц. гор.) → 2Al(NO₃)₃ + 2NO₂ + 3H₂SO₄ + 12H₂O

Сульфид алюминия разлагается водой:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

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

Al₄C₃ + 12H₂O → 4Al(OH)₃ + 3CH₄

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

AlN + 4HCl → AlCl₃ + NH₄Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

AlN + 3H₂O → Al(OH)₃↓ + NH₃

Источник