Важнейшие соединения алюминия. Алюминия гидроксид Гидроксид алюминия физические и химические свойства

Оксид алюминия Аl 2 O 3 (глинозем) - важнейшее соединение алюминия. В чистом виде - белое очень тугоплавкое вещество, имеет несколько модификаций,из которых наиболее устойчивы кристаллическая - Аl 2 O 3 и аморфная у - Аl 2 O 3 . В природе встречается в виде различных пород и минералов.

Из важных свойств Аl 2 O 3 следует отметить следующие:

1) очень твердое вещество (уступает только алмазу и некоторым соединениям бора);

2) аморфный Аl 2 O 3 обладает высокой поверхностной активностью и водопоглощающим свойством - эффективный адсорбент;

3) обладает высокой каталитической активностью,особенно широко используется в органическом синтезе;

4) используется как носитель катализаторов - никеля, платины и др.

По химическим свойствам Аl 2 O 3 представляет собой типичный амфотерный оксид.

В воде он не растворяется и с ней не взаимодействует.

I. Растворяется в кислотах и в щелочах:

1) Аl 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + ЗН 2 O

Al 2 O 3 + 6Н + = 2Al 3+ + ЗН 2 O

2) Аl 2 O 3 + 2NaOH + ЗН 2 O = 2Na

Аl 2 O 3 + 20Н - + ЗН 2 O = 2[Аl(ОН) 4 ] -

II. Сплавляется с твердыми щелочами и оксидами металлов, образуя безводные метаалюминаты:

А 2 O 3 + 2КОН = 2КAlO 2 + Н 2 O

А 2 O 3 + МgО = Мg(AlO) 2

Способы получения Аl 2 O 3

1. Извлечение из природных бокситов.

2. Сгорание порошка Al в токе кислорода.

3. Термическое разложение Al(OH) 3 .

4. Термическое разложение некоторых солей.

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

5. Алюминотермия, например: Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe

Гидроксид алюминия Al(OH) 3 - твердое бесцветное вещество, нерастворимое в воде. При нагревании разлагается:

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + ЗН 2 O

Полученный этим способом Al 2 O 3 называется алюмогелем.

По химическим свойствам - типичный амфотерный гидроксид, растворяется и в кислотах, и в щелочах:

Al(OH) 3 + 3HCl = АlСl 3 + ЗН 2 Р

Al(OH) 3 + NaOH = Na тетрагидроксоалюмикат натрия

При сплавлении Al(OH) 3 с твердыми щелочами образуются метаалюминаты - соли метагидроксида АlO(ОН), которые можно рассматривать как соли метаалюминиевой кислоты НАlO 2:

Аl(ОН) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2Н 2 O

Соли алюминия

Вследствие амфотерности гидроксида алюминия и возможности существования его в орто- и метаформе существуют различные типы солей. Так как Al(OH) 3 проявляет очень слабые кислотные и очень слабые основные свойства, все типы солей в водных растворах в сильной степени подвержены гидролизу, в результате которого образуется в конечном итоге нерастворимый Al(OH) 3 . Присутствие в водном растворе того или иного типа солей алюминия определяется величиной рН данного раствора.

1. Соли Al 3+ с анионами сильных кислот (AlCl 3 , Al 2 (SO 4) 3 , Al(NO 3) 3 , АlВr 3) существуют в подкисленных растворах. В нейтральной среде метаалюминаты, содержащие алюминий в составе аниона АlO 2 существуют в твердом состоянии. Распространены в природе. При растворении в воде превращаются в гидроксоалюминаты.

2. Гидроксоалюминаты, содержащие алюминий в составе аниона - , существуют в щелочных растворах. В нейтральной среде сильно гидролизуются.

3. Метаалюминаты, содержащие алюминий в составе аниона АlO 2 . Существуют в твердом состоянии. Распространены в природе. При растворении в воде превращаются в гидроксоалюминаты.

Взаимопревращения солей алюминия описываются схемой:

Способы осаждения (получения) Аl(ОН) 3 из растворов его солей

I. Осаждение из растворов, содержащих соли Al 3+ :

Al 3+ + ЗОН - = Аl(ОН) 3 ↓

а) действие сильных щелочей, добавленных без избытка

АlСl 3 + 3NaOH = Аl(ОН) 3 ↓ + ЗН 2 O

б) действие водных растворов аммиака (слабое основание)

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 O = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

в) действие солей очень слабых кислот, растворы которых вследствие гидролиза имеют щелочную среду (избыток ОН -)

2АlСl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3Н 2 O = Аl(ОН) 3 ↓ + ЗСО 2 + 6NaCl

Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 S + 6Н 2 O = 2Аl(ОН) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 S

II. Осаждение из растворов, содержащих гидроксоалюминаты:

[Аl(ОН) 4 ] - + Н + = Аl(ОН) 3 ↓+ Н 2 O

а) действие сильных кислот, добавленных без избытка

Na[Аl(ОН) 4 ] + HCl = Аl(ОН) 3 ↓ + NaCl + Н 2 O

2[Аl(ОН) 4 ] + H 2 SO 4 = 2Аl(ОН) 3 ↓ + Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

б) действие слабых кислот, например, пропускание СО 2

Na[Аl(ОН) 4 ] + СО 2 = Аl(ОН) 3 ↓ + NaHСО 3

III. Осаждение в результате обратимого или необратимого гидролиза солей Al 3+ (усиливается при разбавлении раствора водой и при нагревании)

а) обратимый гидролиз

Al 3+ + Н 2 O = Al(OH) 2+ + H +

Al 3+ + 2Н 2 O = Аl(ОН) 2 + + 2H +

Al 3+ + 3Н 2 O = Аl(ОН) 3 + + 3H +

б) необратимый гидролиз

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Аl(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S

Одним из наиболее широко используемых в промышленности веществ является гидроксид алюминия. В этой статье о нем и пойдет речь.

Что такое гидроксид?

Это химическое соединение, которое образуется при взаимодействии оксида с водой. Существует три их разновидности: кислотные, основные и амфотерные. Первые и вторые разделяются на группы в зависимости от их химической активности, свойств и формулы.

Что такое амфотерные вещества?

Амфотерными могут быть оксиды и гидроксиды. Это такие вещества, для которых характерно проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от условий реакции, используемых реагентов и т. д. К амфотерным оксидам относятся два вида оксида железа, оксид марганца, свинца, бериллия, цинка, а также алюминия. Последний, кстати, чаще всего получают из его гидроксида. К амфотерным же гидроксидам можно отнести гидроксид бериллия, железа, а также гидроксид алюминия, который мы сегодня и рассмотрим в нашей статье.

Физические свойства гидроксида алюминия

Данное химическое соединение представляет собой твердое белое вещество. Оно не растворяется в воде.

Гидроксид алюминия — химические свойства

Как уже было сказано выше, это наиболее яркий представитель группы амфотерных гидроксидов. В зависимости от условий реакции, он может проявлять как основные, так и кислотные свойства. Данное вещество способно растворяться в кислотах, при этом образуется соль и вода.

К примеру, если смешать его с хлорной кислотой в равном количестве, то получим алюминий хлорид с водой также в одинаковых пропорциях. Также еще одно вещество, с которым реагирует гидроксид алюминия, — гидроксид натрия. Это типичный основной гидроксид. Если смешать в равных количествах рассматриваемое вещество и раствор гидроксида натрия, то получим соединение под названием тетрагидроксоалюминат натрия. В его химической структуре содержится атом натрия, атом алюминия, по четыре атома оксигена и гидрогена. Однако при сплавлении этих веществ реакция идет несколько по-другому, и образуется уже не это соединение. В результате данного процесса можно получить метаалюминат натрия (в его формулу входят по одному атому натрия и алюминия и два атома оксигена) с водой в равных пропорциях, при условии, если смешать одинаковое количество сухих гидроксидов натрия и алюминия и подействовать на них высокой температурой. Если же смешать его с гидроксидом натрия в других пропорциях, можно получить гексагидроксоалюминат натрия, который содержит три атома натрия, один атом алюминия и по шесть оксигена и гидрогена. Для того чтобы образовалось данное вещество, нужно смешать рассматриваемое вещество и раствор гидроксида натрия в пропорциях 1:3 соответственно. По описанному выше принципу можно получить соединения под названием тетрагидроксоалюминат калия и гексагидроксоалюминат калия. Также рассматриваемое вещество подвержено разложению при воздействии на него очень высоких температур. Вследствие такого рода химической реакции образуется оксид алюминия, который также обладает амфотерностью, и вода. Если взять 200 г гидроксида и нагреть его, то получим 50 г оксида и 150 г воды. Кроме своеобразных химических свойств, данное вещество проявляет также и обычные для всех гидроксидов свойства. Оно вступает во взаимодействие с солями металлов, которые имеют более низкую химическую активность, нежели алюминий. Для примера можно рассмотреть реакцию между ним и хлоридом меди, для которой нужно взять их в соотношении 2:3. При этом выделится водорастворимый хлорид алюминия и осадок в виде гидроксида купрума в пропорциях 2:3. Также рассматриваемое вещество реагирует и с оксидами подобных металлов, для примера можно взять соединение той же меди. Для проведения реакции потребуется гидроксид алюминия и оксид купрума в соотношении 2:3, в результате чего получим алюминий оксид и гидроксид меди. Свойствами, которые были описаны выше, также обладают и другие амфотерные гидроксиды, такие как гидроксид железа или бериллия.

Что такое гидроксид натрия?

Как видно выше, существует много вариантов химических реакций гидроксида алюминия с гидроксидом натрия. Что же это за вещество? Это типичный основной гидроксид, то есть химически активная, растворимая в воде основа. Он обладает всеми химическими свойствами, которые характерны для основных гидроксидов.

То есть он может растворяться в кислотах, к примеру, при смешивании натрий гидроксида с хлорной кислотой в равных количествах можно получить пищевую соль (хлорид натрия) и воду в пропорции 1:1. Также данный гидроксид вступает в реакции с солями металлов, которые обладают более низкой химической активностью, нежели натрий, и их оксидами. В первом случае происходит стандартная реакция обмена. При добавлении к нему, к примеру, хлорида серебра, образуется хлорид натрия и гидроксид серебра, который выпадает в осадок (реакция обмена осуществима только в случае, если одно из веществ, полученных в ее результате, будет осадком, газом либо водой). При добавлении к натрий гидроксиду, например, оксида цинка, получаем гидроксид последнего и воду. Однако намного более специфическими являются реакции данного гидроксида AlOH, которые были описаны выше.

Получение AlOH

Когда мы уже рассмотрели основные его химические свойства, можно поговорить о том, как же его добывают. Основной способ получения данного вещества — проведение химической реакции между солью алюминия и натрий гидроксидом (может использоваться и калий гидроксид).

При такого рода реакции образуется сам AlOH, выпадающий в белый осадок, а также новая соль. Например, если взять алюминий хлорид и добавить к нему в три раза больше гидроксида калия, то полученными веществами будут рассматриваемое в статье химическое соединение и в три раза больше хлорида калия. Также существует метод получения AlOH, который предусматривает проведение химической реакции между раствором соли алюминия и карбонатом основного металла, для примера возьмем натрий. Для получения гидроксида алюминия, кухонной соли и углекислого газа в пропорциях 2:6:3 необходимо смешать хлорид алюминия, карбонат натрия (соду) и воду в соотношении 2:3:3.

Где используется алюминий гидроксид?

Гидроксид алюминия находит свое применение в медицине.

Благодаря его способности нейтрализовать кислоты, препараты с его содержанием рекомендуются при изжоге. Также его выписывают при язвах, острых и хронических воспалительных процессах кишечника. Кроме того, гидроксид алюминия используют в изготовлении эластомеров. Также он широко применяется в химической промышленности для синтеза оксида алюминия, алюминатов натрия — эти процессы были рассмотрены выше. Кроме того, его часто используют во время очистки воды от загрязнений. Также данное вещество широко применяется в изготовлении косметических средств.

Где применяются вещества, которые можно получить с его помощью?

Оксид алюминия, который может быть получен вследствие термического разложения гидроксида, используется при изготовлении керамики, применяется в качестве катализатора для проведения разнообразных химических реакций. Тетрагидроксоалюминат натрия находит свое использование в технологии окрашивания тканей.

Внешний вид вещества гидроксид алюминия следующий. Как правило, это вещество белого, студневидного вида, хотя встречаются варианты присутствия в кристаллическом или аморфном состоянии. Например, в высушенном виде оно кристаллизуется в белые кристаллы, которые не растворяются ни в кислотах, ни в щелочах.

Гидроокись алюминия может быть представлена и мелкокристаллическим порошком белого цвета. Допустимо присутствие розового и серого оттенков.

Химическая формула соединения - Al(OH)3. Соединение и воды образуют гидроксид которого также определяются во многом элементами, входящими в его состав. Получают это соединение посредством проведения реакции взаимодействия соли алюминия и разбавленной щелочи, при этом следует не допускать их переизбытка. Получаемый в ходе данной реакции осадок гидроксида алюминия затем может взаимодействовать с кислотами.

Гидроокись алюминия взаимодействует с водным раствором гидрооксида рубидия, сплавом этого вещества, гидроокисью цезия, карбонатом цезия. Во всех случаях выделяется вода.

Гидроокись алюминия обладает равной 78,00, практически не растворяется в воде. Плотность вещества составляет 3,97 грамм/см3. Будучи амфотерным веществом, гидроксид алюминия взаимодействует с кислотами, при этом, в результате реакций получаются средние соли и выделяется вода. При вступлении в реакции со щелочами появляются комплексные соли - гидроксоалюминаты, например, К. Метаалюминаты образуются, если гидроксид алюминия сплавлять с безводными щелочами.

Как и все амфотерные вещества, кислотные и основные свойства одновременно гидроокись алюминия показывает при взаимодействии с а также со щелочами. В этих реакциях при растворении гидроксида в кислотах происходит отщепление ионов самого гидроксида, а при взаимодействии со щелочью - отщепляется ион водорода. Чтобы увидеть это, можно, например, провести реакцию, в которой участвуют гидроксид алюминия, Для ее проведения необходимо в пробирку засыпать немного опилок алюминия и залить небольшим количеством гидроксида натрия, не больше 3 миллилитров. Пробирку следует плотно закрыть пробкой, и начать медленный подогрев. После этого, закрепив пробирку на штативе, надо собрать выделенный водород в другую пробирку, предварительно надев ее на капиллярное приспособление. Примерно через минуту пробирку следует снять с капилляра и поднести к пламени. Если в пробирке собран чистый водород - горение будет происходить спокойно, в том же случае, если в нее попал воздух - произойдет хлопок.

Получают гидроксид алюминия в лабораториях несколькими способами:

Путем реакции взаимодействия солей алюминия и щелочных растворов;

Способом разложения нитрида алюминия под воздействием воды;

Путем пропускания углерода через специальный гидрокомплекс, содержащий Al(ОН)4;

Воздействием гидрата аммиака на соли алюминия.

Промышленное получение связано с переработкой бокситов. Используются также технологии воздействия на алюминатные растворы карбонатами.

Применяется гидроокись алюминия в изготовлении минеральных удобрений, криолита, различных медицинских и фармакологических препаратов. В химическом производстве вещество используют для получения фтористого и сернистого алюминия. Незаменимо соединение при производстве бумаги, пластмасс, красок и много другого.

Медицинское применение обусловлено позитивным действием препаратов, содержащих данный элемент в лечении желудочных расстройств, повышенной кислотности организма, язвенных заболеваний.

При обращении с веществом, следует остерегаться вдыхания его паров, так как они вызывают сильное поражение легких. Будучи слабодействующим слабительным, опасно в больших дозах. При коррозии вызывает алюминоз.

Само вещество достаточно безопасно, так как не вступает в реакции с окислителями.

2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 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 660 о С, температура кипения 1450 о С, плотность алюминия 2,7 г/см 3 .

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 Al 2 O 3 · H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3) — гидрат оксида алюминия

Корунд Al 2 O 3 . 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 960-970 о С) Na 3 AlF 6 , а затем подвергуют электролизу с углеродными электродами . При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-

На катоде происходит восстановление ионов алюминия :

К: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов :

А: 4AlO 3 3- — 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

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

AlCl 3 + 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 :

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината :

Al(OH) 3 + NaOH = Na

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 3 + 4NaOH = Na

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 3 + 3 NH 3 · H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl

Al 3+ + 3 NH 3 · H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 +

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть

Химические свойства

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

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов :

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов :

2Al + 3S → Al 2 S 3

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 1000 о С с образованием нитрида :

2Al +N 2 → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия :

4Al + 3C → Al 4 C 3

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида :

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

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

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 0 + 6H 2 + O → 2Al +3 ( OH) 3 + 3H 2 0

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

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть .

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 :

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 + 6H 2 SO 4(конц.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

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

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота :

10Al + 36HNO 3 (разб) → 3N 2 + 10Al(NO 3) 3 + 18H 2 O

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония :

8Al + 30HNO 3(оч.разб.) → 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

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

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть .

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода :

2Al + 6NaOH → 2Na 3 AlO 3 + 3H 2

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):

2Al + 6NaOH → NaAlO 2 + 3H 2 + Na 2 O

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:

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

8Al + 3Fe 3 O 4 → 4Al 2 O 3 + 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 + 3Na 2 O 2 → 2NaAlO 2 + 2Na 2 O

8Al + 3KNO 3 + 5KOH + 18H 2 O → 8K + 3NH 3

10Al + 6KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5Al 2 (SO 4) 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O

2Al + NaNO 2 + NaOH + 5H 2 O → 2Na + NH 3

Al + 3KMnO 4 + 4KOH → 3K 2 MnO 4 + K

4Al + K 2 Cr 2 O 7 → 2Cr + 2KAlO 2 + Al 2 O 3

Алюминий – ценный промышленный металл, который опдвергается вторичной переработке. Узнать подробнее о приеме алюминия на переработку, а также об актуальных ценах на данный вид металла можно .

Оксид алюминия

Способы получения

Оксид алюминия можно получить различными методами :

1. Горением алюминия на воздухе:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании :

3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия :

Химические свойства

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

1. При взаимодествии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты .

Например , оксид алюминиявзаимодействует с оксидом натрия :

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

2. Оксид алюминия взаимодействует При этом в расплаве образуются соли —алюминаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид алюминия проявляет кислотные свойства .

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

2NaOH + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 + H 2 O

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината :

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

3. Оксид алюминия не взаимодействует с водой.

4. Оксид алюминия взаимодействуетс 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:

Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3

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

Например серной кислотой :

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства .

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

Al 2 O 3 + 3CaH 2 → 3CaO + 2Al + 3H 2

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

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

Например , из карбоната натрия :

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

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 :

AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl

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

Na + СО 2 = Al(OH) 3 + NaНCO 3

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na 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 СО 2 , 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 :

AlCl 3 + 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 в водном растворе.

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

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

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

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 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 азотной кислотой с образованием нитрата алюминия :

Al(OH) 3 + 3HNO 3 → Al(NO 3) 3 + 3H 2 O

Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Al(OH) 3 + 3HBr → AlBr 3 + 3H 2 O

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 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

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 алюминиявзаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием алюмината калия и воды :

2KOH + Al(OH) 3 → 2KAlO 2 + 2H 2 O

Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината :

Al(OH) 3 + KOH → K

4. Г идроксид алюминия разлагается при нагревании :

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

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

Соли алюминия

Нитрат и сульфат алюминия

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

4Al(NO 3) 3 → 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия , сернистый газ и кислород :

2Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

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 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 СО 2 реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО 2), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

K + CO 2 → Al(OH) 3 + KHCO 3

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO 2:

Na + SO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHSO 3

K + SO 2 → Al(OH) 3 + KHSO 3

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

Например , с соляной кислотой :

Na + 4HCl (избыток) → NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

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

Na + НCl (недостаток) → Al(OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Na + HNO 3(недостаток) → Al(OH) 3 ↓ + NaNO 3 + H 2 O

Комлекс разрушается при взамодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl 2:

2Na + Cl 2 → 2Al(OH) 3 ↓ + NaCl + NaClO

При этом хлор диспропорционирует .

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

AlCl 3 + 3Na → 4Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

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

Na → NaAlO 2 + 2H 2 O

K → KAlO 2 + 2H 2 O

Гидролиз солей алюминия

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

I ступень: Al 3+ + H 2 O = AlOH 2+ + H +

II ступень: AlOH 2+ + H 2 O = Al(OH) 2 + + H +

III ступень: Al(OH) 2 + + H 2 O = 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 :

Al 2 (SO 4) 3 + 6NaHSO 3 → 2Al(OH) 3 + 6SO 2 + 3Na 2 SO 4

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2

Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Алюминаты

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

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2

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

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

NaAlO 2 разбиваем на Na 2 O и Al 2 O 3

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

KAlO 2 + 4HCl → KCl + AlCl 3 + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HNO 3 → Al(NO 3) 3 + NaNO 3 + 2H 2 O

2NaAlO 2 + 4H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 4H 2 O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплесные соли:

KAlO 2 + H 2 O = K

NaAlO 2 + 2H 2 O = Na

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al 2 S 3 + 8HNO 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 8NO 2 + 4H 2 O

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

Al 2 S 3 + 30HNO 3(конц. гор.) → 2Al(NO 3) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O

Сульфид алюминия разлагается водой :

Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

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

Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al(OH) 3 + 3CH 4

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

AlN + 4HCl → AlCl 3 + NH 4 Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды :

AlN + 3H 2 O → Al(OH) 3 ↓ + NH 3

Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства: оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97 г/см3, температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C.

Химические свойства: оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Кристаллический Аl2О3 химически пассивен, аморфный – более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов:

При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли – метаалюминаты (безводные алюминаты):

Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.

Получение: оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия , открытый Бекетовым :

Применение: оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и аб-разивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Сr2О3 (красный цвет), Тi2О3 и Fe2О3 (голубой цвет).

Гидроксид алюминия – А1(ОН)3 . Физические свойства: гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3.

Химические свойства: типичный амфотерный гидроксид реагирует:

1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;

2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К.

При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.

Получение:

1) из солей алюминия под действием раствора щелочей: AlСl3 + 3NaOH = Al(ОН)3 + 3Н2О;

2) разложением нитрида алюминия водой: AlN + 3Н2О = Аl(ОН)3 + NН3?;

3) пропусканием СО2 через раствор гидроксокомплекса: [Аl(ОН)4]-+ СО2 = Аl(ОН)3 + НСО3-;

4) действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется Аl(ОН)3.

62. Общая характеристика подгруппы хрома

Элементы подгруппы хрома занимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Имеют высокие температуры плавления и кипения, свободные места на электронных орбиталях. Элементы хром и молибден обладают нетипичной электронной структурой – на внешней s-орбитали имеют один электрон (как у Nb из подгруппы VB). У этих элементов на внешних d– и s-орбиталях находится 6 электронов, поэтому все орбитали заполнены наполовину, т. е. на каждой находится по одному электрону. Имея подобную электронную конфигурацию, элемент обладает особенной стабильностью и устойчивостью к окислению. Вольфрам имеет более сильную металлическая связь, нежели молибден . Степень окисления у элементов подгруппы хрома сильно варьирует. В надлежащих условиях все элементы проявляют положительную степень окисления от 2 до 6, максимальная степень окисления соответствует номеру группы. Не все степени окисления у элементов стабильны, у хрома самая стабильная – +3.

Все элементы образуют оксид MVIO3, известны также оксиды с низшими степенями окисления. Все элементы данной подгруппы амфотерны – образуют комплексные соединения и кислоты.

Хром, молибден и вольфрам востребованы в металлургии и электротехнике. Все рассматриваемые металлы покрываются пассивирующей оксидной пленкой при хранении на воздухе или в среде кислоты-окислителя. Удалив пленку химическим или механическим способом, можно повысить химическую активность металлов.

Хром. Элемент получают из хромитной руды Fe(CrO2)2, восстанавливая углем: Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.

Чистый хром получают восстановлением Cr2O3 с помощью алюминия или электролиза раствора, содержащего ионы хрома. Выделяя хром с помощью электролиза, можно получить хромовое покрытие, используемое в качестве декоративных и защитных пленок.

Из хрома получают феррохром, применяемый при производстве стали.

Молибден. Получают из сульфидной руды. Его соединения используют при производстве стали. Сам металл получают при восстановлении его оксида. Прокаливая оксид молибдена с железом, можно получить ферромолибден. Используют для изготовления нитей и трубок для обмотки печей и электроконтактов. Сталь с добавлением молибдена используют в автомобильном производстве.

Вольфрам. Получают из оксида, добываемого из обогащенной руды. В качестве восстановителя используют алюминий или водород. Получившийся вольфрам в идее порошка впоследствии формуют при высоком давлении и термической обработке (порошковая металлургия). В таком виде вольфрам используют для изготовления нитей накаливания, добавляют к стали.