Kjemi av aluminium. De viktigste forbindelsene av aluminium Den kjemiske formelen til aluminiumhydroksid

Uorganisk stoff, aluminium alkali, formel Al(OH) 3 . Forekommer i naturen, er en del av bauxitt.

Eiendommer

Det finnes i fire krystallinske modifikasjoner og i form av en kolloidal løsning, en gel-lignende substans. Reagenset er nesten uløselig i vann. Brenner ikke, eksploderer ikke, er ikke giftig.

I fast form er det et fint krystallinsk løst pulver, hvitt eller gjennomsiktig, noen ganger med et svakt grått eller rosa skjær. Det gellignende hydroksydet er også hvitt.

De kjemiske egenskapene til de faste og gellignende modifikasjonene er forskjellige. Faststoffet er ganske inert, reagerer ikke med syrer, alkalier, andre elementer, men kan danne metalluminater som et resultat av fusjon med faste alkalier eller karbonater.

Det gellignende stoffet viser amfotere egenskaper, det vil si at det reagerer med både syrer og alkalier. I reaksjonen med syrer dannes aluminiumsalter av den tilsvarende syren, med alkalier - salter av en annen type, aluminater. Reagerer ikke med ammoniakkløsning.

Ved oppvarming brytes hydroksydet ned til oksid og vann.

Forebyggende tiltak

Reagenset tilhører den fjerde fareklassen, anses som brannsikker og praktisk talt trygt for mennesker og miljø. Forsiktighet bør kun utvises med aerosolpartikler i luften: støv virker irriterende på luftveiene, huden og slimhinnene.

På arbeidsplasser der det kan dannes store mengder aluminiumhydroksidstøv, må ansatte derfor bruke åndedretts-, øye- og hudvern. Det er nødvendig å etablere kontroll over innholdet av skadelige stoffer i luften i arbeidsområdet i henhold til metodikken godkjent av GOST.

Rommet bør utstyres med til- og avtrekksventilasjon, og om nødvendig med lokalt aspirasjonssug.

Oppbevar fast aluminiumhydroksid i flerlags papirposer eller andre beholdere for bulkprodukter.

applikasjon

I industrien brukes reagensen for å oppnå rent aluminium og aluminiumderivater, for eksempel aluminiumoksid, sulfat og aluminiumfluorid.
- Aluminiumoksid hentet fra hydroksyd brukes til å skaffe kunstige rubiner for behovene til laserteknologi, korund - for lufttørking, rensing av mineraloljer, for produksjon av smergel.
- I medisin brukes det som et omsluttende middel og et langtidsvirkende syrenøytraliserende middel for å normalisere syre-basebalansen i den menneskelige mage-tarmkanalen, for å behandle magesår og duodenalsår, gastroøsofageal refluks og noen andre sykdommer.
– Innen farmakologi er det en del av vaksiner for å forsterke kroppens immunrespons mot effekten av en introdusert infeksjon.
- Ved vannbehandling - som adsorbent som hjelper til med å fjerne ulike forurensninger fra vann. Hydroksyd reagerer aktivt med stoffer som skal fjernes, og danner uløselige forbindelser.
- I den kjemiske industrien brukes det som et miljøvennlig flammehemmer for polymerer, silikoner, gummier, maling og lakk - for å forverre brennbarheten, brennbarheten, undertrykke utslipp av røyk og giftige gasser.
- Ved produksjon av tannkrem, mineralgjødsel, papir, fargestoffer, kryolitt.

Et av de mest brukte stoffene i industrien er aluminiumhydroksid. Denne artikkelen vil snakke om ham.

Hva er hydroksid?

Dette er en kjemisk forbindelse som dannes når et oksid reagerer med vann. Det er tre varianter: sur, basisk og amfoter. Den første og andre er delt inn i grupper avhengig av deres kjemiske aktivitet, egenskaper og formel.

Hva er amfotere stoffer?

Oksider og hydroksyder kan være amfotere. Dette er stoffer som har en tendens til å vise både sure og basiske egenskaper, avhengig av reaksjonsforholdene, reagensene som brukes osv. Amfotere oksider inkluderer to typer jernoksid, oksid av mangan, bly, beryllium, sink og aluminium. Sistnevnte er forresten oftest hentet fra hydroksydet. Amfotere hydroksyder inkluderer berylliumhydroksid, jernhydroksid og aluminiumhydroksid, som vi vil vurdere i dag i vår artikkel.

Fysiske egenskaper til aluminiumhydroksid

Denne kjemiske forbindelsen er et hvitt fast stoff. Det løser seg ikke i vann.

Aluminiumhydroksid - kjemiske egenskaper

Som nevnt ovenfor, er dette den lyseste representanten for gruppen av amfotere hydroksyder. Avhengig av reaksjonsbetingelsene kan den ha både basiske og sure egenskaper. Dette stoffet er i stand til å løse seg opp i syrer, mens det danner salt og vann.

For eksempel, hvis du blander det med perklorsyre i like mengder, får vi aluminiumklorid med vann i samme proporsjoner. Et annet stoff som aluminiumhydroksid reagerer med er natriumhydroksid. Dette er et typisk basisk hydroksid. Hvis vi blander i like mengder det aktuelle stoffet og en løsning av natriumhydroksid, får vi en forbindelse som heter natriumtetrahydroksoaluminat. Dens kjemiske struktur inneholder et natriumatom, et aluminiumatom, fire oksygenatomer og fire hydrogenatomer. Men når disse stoffene er smeltet, går reaksjonen noe annerledes, og denne forbindelsen dannes ikke lenger. Som et resultat av denne prosessen kan natriummetaluminat oppnås (formelen inkluderer ett atom av natrium og aluminium og to atomer oksygen) med vann i like proporsjoner, forutsatt at du blander samme mengde tørre natrium- og aluminiumhydroksider og virker på dem med høy temperatur. Hvis du blander det med natriumhydroksid i andre proporsjoner, kan du få natriumheksahydroksoaluminat, som inneholder tre natriumatomer, ett aluminiumatom og seks oksygen og hydrogen. For å danne dette stoffet, er det nødvendig å blande det aktuelle stoffet og en løsning av natriumhydroksid i proporsjoner på henholdsvis 1: 3. I henhold til prinsippet beskrevet ovenfor kan forbindelser kalt kaliumtetrahydroksoaluminat og kaliumheksahydroksoaluminat oppnås. Dessuten er det aktuelle stoffet utsatt for nedbrytning når det utsettes for svært høye temperaturer. På grunn av denne typen kjemiske reaksjoner dannes aluminiumoksid, som også er amfotert, og vann. Hvis vi tar 200 g hydroksid og varmer det opp, får vi 50 g oksid og 150 g vann. I tillegg til de særegne kjemiske egenskapene, har dette stoffet også de egenskapene som er felles for alle hydroksyder. Det samhandler med metallsalter, som har lavere kjemisk aktivitet enn aluminium. Tenk for eksempel på reaksjonen mellom den og kobberklorid, som du må ta dem i forholdet 2:3 for. I dette tilfellet vil vannløselig aluminiumklorid og et bunnfall i form av kopperhydroksid frigjøres i proporsjoner på 2:3. Stoffet som vurderes reagerer også med oksider av lignende metaller, for eksempel kan vi ta en forbindelse av samme kobber. Reaksjonen krever aluminiumhydroksid og kopperoksid i forholdet 2:3, noe som resulterer i aluminiumoksid og kobberhydroksid. Egenskapene beskrevet ovenfor gjelder også andre amfotere hydroksyder, slik som jern eller berylliumhydroksyd.

Hva er natriumhydroksid?

Som sett ovenfor, er det mange varianter av kjemiske reaksjoner av aluminiumhydroksid med natriumhydroksid. Hva er dette stoffet? Det er et typisk basisk hydroksid, det vil si en reaktiv, vannløselig base. Den har alle de kjemiske egenskapene som er karakteristiske for basiske hydroksyder.

Det vil si at det kan løses opp i syrer, for eksempel ved å blande natriumhydroksid med perklorsyre i like mengder, kan du få spiselig salt (natriumklorid) og vann i forholdet 1:1. Dessuten reagerer dette hydroksydet med metallsalter, som har lavere kjemisk aktivitet enn natrium, og deres oksider. I det første tilfellet oppstår en standard utvekslingsreaksjon. Når for eksempel sølvklorid tilsettes, dannes det natriumklorid og sølvhydroksid, som utfelles (utvekslingsreaksjonen er bare mulig hvis et av stoffene som oppnås som et resultat av det er et bunnfall, gass eller vann). Når det tilsettes natriumhydroksid, for eksempel sinkoksid, får vi hydroksydet av sistnevnte og vann. Mye mer spesifikke er imidlertid reaksjonene til dette AlOH-hydroksidet, som er blitt beskrevet ovenfor.

Får AlOH

Når vi allerede har vurdert dens viktigste kjemiske egenskaper, kan vi snakke om hvordan det utvinnes. Den viktigste måten å oppnå dette stoffet på er å utføre en kjemisk reaksjon mellom et aluminiumsalt og natriumhydroksid (kaliumhydroksid kan også brukes).

I denne typen reaksjoner dannes selve AlOH, som utfelles til et hvitt bunnfall, samt et nytt salt. For eksempel, hvis du tar aluminiumklorid og tilsetter tre ganger mer kaliumhydroksid til det, vil de resulterende stoffene være den kjemiske forbindelsen som vurderes i artikkelen og tre ganger mer kaliumklorid. Det er også en metode for å oppnå AlOH, som innebærer en kjemisk reaksjon mellom en aluminiumsaltløsning og et basismetallkarbonat, la oss ta natrium som et eksempel. For å oppnå aluminiumhydroksid, kjøkkensalt og karbondioksid i proporsjoner på 2:6:3, er det nødvendig å blande aluminiumklorid, natriumkarbonat (brus) og vann i forholdet 2:3:3.

Hvor brukes aluminiumhydroksid?

Aluminiumhydroksid finner sin anvendelse i medisin.

På grunn av dens evne til å nøytralisere syrer, anbefales preparater som inneholder det for halsbrann. Det er også foreskrevet for sår, akutte og kroniske inflammatoriske prosesser i tarmen. I tillegg brukes aluminiumhydroksid til fremstilling av elastomerer. Det er også mye brukt i den kjemiske industrien for syntese av aluminiumoksid, natriumaluminater - disse prosessene ble diskutert ovenfor. I tillegg brukes det ofte under vannrensing fra forurensning. Også dette stoffet er mye brukt i produksjon av kosmetikk.

Hvor er stoffene som kan fås med det brukt?

Aluminiumoksid, som kan oppnås som et resultat av termisk dekomponering av hydroksyd, brukes til fremstilling av keramikk, og brukes som katalysator for ulike kjemiske reaksjoner. Natriumtetrahydroksoaluminat finner sin bruk i tekstilfargingsteknologi.

Utseendet til stoffet aluminiumhydroksid er som følger. Som regel er dette stoffet hvitt, gelatinøst i utseende, selv om det er varianter av tilstedeværelsen i en krystallinsk eller amorf tilstand. For eksempel, når den tørkes, krystalliserer den til hvite krystaller som ikke løses opp i verken syrer eller alkalier.

Aluminiumhydroksid kan også representeres som et finkrystallinsk hvitt pulver. Tilstedeværelsen av rosa og grå nyanser er akseptabelt.

Den kjemiske formelen til forbindelsen er Al(OH)3. Forbindelsen og vannet danner hydroksydet som også i mange henseender bestemmes av elementene som utgjør sammensetningen. Denne forbindelsen oppnås ved å utføre reaksjonen av interaksjonen av et aluminiumsalt og en fortynnet alkali, mens deres overskudd ikke bør tillates. Bunnfallet av aluminiumhydroksid oppnådd under denne reaksjonen kan deretter reagere med syrer.

Aluminiumhydroksid interagerer med en vandig løsning av rubidiumhydroksid, en legering av dette stoffet, cesiumhydroksid, cesiumkarbonat. I alle tilfeller frigjøres vann.

Aluminiumhydroksid har en lik verdi på 78,00 og er praktisk talt uløselig i vann. Tettheten av stoffet er 3,97 gram/cm3. Som et amfotert stoff, interagerer aluminiumhydroksid med syrer, og som et resultat av reaksjonene oppnås medium salter og vann frigjøres. Ved inngåelse av reaksjoner med alkalier oppstår komplekse salter - hydroksoaluminater, for eksempel K. Metaalaluminater dannes hvis aluminiumhydroksid legeres med vannfrie alkalier.

Som alle amfotere stoffer viser aluminiumhydroksid samtidig sure og basiske egenskaper når det interagerer med og også med alkalier. I disse reaksjonene, når hydroksyd er oppløst i syrer, spaltes hydroksydioner av, og når de interagerer med alkali, spaltes et hydrogenion. For å se dette kan du for eksempel utføre en reaksjon som aluminiumhydroksid er involvert i. For å utføre det må du helle litt aluminiumsspon i et reagensrør og helle en liten mengde natriumhydroksid, ikke mer enn 3 milliliter. Reagensrøret skal være tett lukket med en propp, og sakte oppvarming bør startes. Etter det, feste reagensrøret på et stativ, er det nødvendig å samle det frigjorte hydrogenet i et annet reagensrør, etter å ha satt det på en kapillærenhet. Etter omtrent et minutt skal reagensrøret fjernes fra kapillæren og bringes til flammen. Hvis rent hydrogen samles i et reagensrør, vil forbrenningen skje stille, i samme tilfelle, hvis det kommer luft inn i det, vil det oppstå bomull.

Aluminiumhydroksid oppnås i laboratorier på flere måter:

Ved reaksjonen av interaksjonen av aluminiumsalter og alkaliske løsninger;

Metoden for dekomponering av aluminiumnitrid under påvirkning av vann;

Ved å føre karbon gjennom et spesielt hydrokompleks som inneholder Al(OH)4;

Virkningen av ammoniakkhydrat på aluminiumsalter.

Industriell produksjon er assosiert med bearbeiding av bauxitt. Teknologier for innvirkning på aluminatløsninger med karbonater brukes også.

Aluminiumhydroksid brukes til fremstilling av mineralgjødsel, kryolitt, ulike medisinske og farmakologiske preparater. I kjemisk produksjon brukes stoffet til å produsere aluminiumfluorid og sulfid. Koblingen er uunnværlig ved produksjon av papir, plast, maling og mye mer.

Medisinsk bruk skyldes den positive effekten av legemidler som inneholder dette elementet i behandlingen av magesykdommer, høy surhet i kroppen, magesår.

Når man håndterer stoffet, bør man være forsiktig med å inhalere dampene, da de forårsaker alvorlig lungeskade. Å være et svakt avføringsmiddel, er det farlig i store doser. Korrosjon forårsaker aluminose.

Stoffet i seg selv er ganske trygt, da det ikke reagerer med oksidasjonsmidler.

2s 2p 3s 3p

Elektronisk konfigurasjon aluminium i spent tilstand :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Aluminium viser paramagnetiske egenskaper. Aluminium i luft dannes raskt sterke oksidfilmer, beskytter overflaten mot ytterligere interaksjon, derfor korrosjonsbestandig.

Fysiske egenskaper

Aluminium- lettmetall av sølv-hvit farge, lett støpt, støpt, maskinert. Den har høy termisk og elektrisk ledningsevne.

Smeltepunkt 660 o C, kokepunkt 1450 o C, aluminiumtetthet 2,7 g/cm 3 .

Å være i naturen

Aluminium- det vanligste metallet i naturen, og det tredje mest vanlige blant alle grunnstoffer (etter oksygen og silisium). Innholdet i jordskorpen er ca 8 %.

I naturen forekommer aluminium i form av forbindelser:

Bauksitter Al 2 O 3 H 2 O(med urenheter SiO2, Fe 2 O 3 , CaCO 3)- aluminiumoksidhydrat

Korund Al203. Rød korund kalles rubin, blå korund kalles safir.

Hvordan få

Aluminium danner en sterk kjemisk binding med oksygen. Derfor krever tradisjonelle metoder for å oppnå aluminium ved reduksjon fra oksid fortsette store mengder energi. Til industriell aluminium produseres ved hjelp av Hall-Héroult-prosessen. For å senke smeltepunktet til alumina oppløst i smeltet kryolitt(ved en temperatur på 960-970 ca. C) Na 3 AlF 6 og deretter utsatt for elektrolyse med karbonelektroder. Når det er oppløst i en kryolittsmelte, brytes aluminiumoksid ned til ioner:

Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-

På katode fortsette reduksjon av aluminiumioner:

K: Al 3+ + 3e → Al 0

På anode oksidasjon oppstår aluminationer:

A: 4AlO 3 3- - 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2

Den overordnede ligningen for elektrolyse av aluminasmelte:

2Al 2 O 3 → 4 Al + 3 O 2

laboratoriemetodeproduksjonen av aluminium består i reduksjon av aluminium fra vannfritt aluminiumklorid med kaliummetall:

AlCl3 + 3K → 4Al + 3KCl

Kvalitative reaksjoner

Kvalitativ reaksjon på aluminiumioner - interaksjon overskytendealuminiumsalter med alkalier . Dette danner en hvit amorf sediment aluminiumhydroksid.

For eksempel , aluminiumklorid samhandler med natriumhydroksid:

Med ytterligere tilsetning av alkali oppløses amfotert aluminiumhydroksid og dannes tetrahydroksoaluminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Merk , hvis vi legger et aluminiumsalt i overflødig alkaliløsning, da dannes det ikke et hvitt bunnfall av aluminiumhydroksid, pga i et overskudd av alkali går aluminiumforbindelser umiddelbart inn i kompleks:

AlCl3 + 4NaOH = Na

Aluminiumsalter kan påvises ved bruk av en vandig løsning av ammoniakk. I samspillet mellom løselige aluminiumsalter og en vandig løsning av ammoniakk, også i et gjennomskinnelig gelatinøst bunnfall av aluminiumhydroksidutfellinger.

AlCl3 + 3NH3H2O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl

Al 3+ + 3NH3H2O\u003d Al (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 +

videoopplevelse interaksjoner mellom en aluminiumkloridløsning og en ammoniakkløsning kan sees

Kjemiske egenskaper

1. aluminium - sterkt reduksjonsmiddel . Så han reagerer med mange ikke-metaller .

1.1. Aluminium reagerer med halogener med utdanning halogenider:

1.2. aluminium reagerer med svovel med utdanning sulfider:

2Al + 3S → Al 2S 3

1.3. aluminium reagererMed fosfor. I dette tilfellet dannes binære forbindelser - fosfider:

Al + P → AlP

Aluminium reagerer ikke med hydrogen .

1.4. Med nitrogen aluminium reagerer ved oppvarming til 1000 ° C med formasjonen nitrid:

2Al +N2 → 2AlN

1.5. aluminium reagerer med karbon med utdanning aluminiumkarbid:

4Al + 3C → Al4C3

1.6. Aluminium samhandler med oksygen med utdanning oksid:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

videoopplevelse interaksjoner av aluminium med oksygen i luften(forbrenning av aluminium i luft) kan sees.

2. Aluminium samhandler med komplekse stoffer:

2.1. Gjør det aluminium Med vann? Du kan enkelt finne svaret på dette spørsmålet hvis du graver litt i hukommelsen. Sikkert minst en gang i livet ditt har du møtt med aluminiumspanner eller aluminiumsbestikk. Dette er et spørsmål jeg liker å stille studenter på eksamen. Det som er mest overraskende, jeg fikk forskjellige svar - for noen reagerte aluminium med vann. Og veldig, veldig mange ga opp etter spørsmålet: "Kanskje aluminium reagerer med vann når det varmes opp?" Ved oppvarming reagerte aluminium med vann allerede hos halvparten av respondentene))

Det er imidlertid lett å forstå at aluminium er fortsatt med vann under normale forhold (og selv ved oppvarming) samhandler ikke. Og vi har allerede nevnt hvorfor: på grunn av utdanning oksidfilm . Men hvis aluminium renses for en oksidfilm (f.eks. slå sammen), så vil den samhandle med vann veldig aktiv med utdanning aluminiumhydroksid og hydrogen:

2A10 + 6H2 + O → 2Al +3 ( OH) 3 + 3H20

Aluminiumamalgam kan oppnås ved å holde biter av aluminium i en løsning av kvikksølv (II)klorid:

videoopplevelse interaksjoner mellom aluminiumamalgam og vann kan sees.

2.2. Aluminium samhandler med mineralsyrer (med saltsyre, fosforsyre og fortynnet svovelsyre) med en eksplosjon. Dette produserer salt og hydrogen.

For eksempel, aluminium reagerer voldsomt med saltsyre :

2.3. Under normale forhold, aluminium reagerer ikke Med konsentrert svovelsyre på grunn av passivering– dannelse av en tett oksidfilm. Ved oppvarming fortsetter reaksjonen og dannes svovel(IV)oksid, aluminiumsulfat og vann:

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

2.4. Aluminium reagerer ikke med konsentrert salpetersyre også på grunn av passivering.

FRA fortynnet salpetersyre aluminium reagerer og danner et molekyl nitrogen:

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

I samspillet av aluminium i pulverform med svært fortynnet salpetersyre kan dannes ammonium Nitrat:

8Al + 30HNO 3(veldig fortynnet) → 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

2.5. aluminium - amfoterisk metall, så det samhandler med alkalier. Når aluminium samhandler med løsning alkali dannes tetrahydroksoaluminat og hydrogen:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

videoopplevelse interaksjoner av aluminium med alkali og vann kan sees.

Aluminium reagerer med smelte alkali med formasjonen aluminat og hydrogen:

2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2

Den samme reaksjonen kan skrives i en annen form (i eksamen anbefaler jeg å skrive reaksjonen i denne formen):

2Al + 6NaOH → NaAlO2 + 3H2 + Na2O

2.6. aluminium gjenoppretter mindre aktive metaller oksider . Prosessen med å gjenvinne metaller fra oksider kalles aluminotermi .

For eksempel, aluminium fortrenger kobber fra kobber(II)oksid. Reaksjonen er veldig eksoterm:

Mer eksempel: aluminium gjenoppretter jern fra jernoksid, jernoksid (II, III):

8Al + 3Fe 3 O 4 → 4Al 2 O 3 + 9Fe

Restorative egenskaper aluminium manifesterer seg også når det samhandler med sterke oksidasjonsmidler: natriumperoksid, nitrater og nitritter i et alkalisk miljø permanganater, kromforbindelser(VI):

2Al + 3Na 2 O 2 → 2 NaAlO 2 + 2 Na 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 + NaNO2 + NaOH + 5H2O → 2Na + NH3

Al + 3KMnO 4 + 4KOH → 3K 2 MnO 4 + K

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

Aluminium er et verdifullt industrimetall som kan resirkuleres. Du kan lære mer om aksept av aluminium for bearbeiding, samt gjeldende priser for denne typen metall. .

Aluminiumoksid

Hvordan få

Aluminiumoksidkan oppnås ved forskjellige metoder:

1. brennende aluminium i luft:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

2. nedbrytning aluminiumhydroksidved oppvarming:

3. Aluminiumoksid kan fås nedbrytning av aluminiumnitrat :

Kjemiske egenskaper

Aluminiumoksid - Typisk amfotert oksid . Interagerer med sure og basiske oksider, syrer, alkalier.

1. Når aluminiumoksid reagerer med basiske oksider det dannes salter aluminater.

For eksempel, samvirker aluminiumoksid med oksid natrium:

Na20 + Al203 → 2NaAlO 2

2. Aluminiumoksid samhandler Hvori i smelten formet salt—aluminater, og i løsning - komplekse salter . Samtidig viser aluminiumoksid syreegenskaper.

For eksempel, samvirker aluminiumoksid med natriumhydroksid i smelten for å dannes natriumaluminat og vann:

2NaOH + Al 2 O 3 → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Aluminiumoksid løses opp i overkant alkalier med utdanning tetrahydroksoaluminat:

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na

3. Aluminiumoksid interagerer ikke med vann.

4. Aluminiumoksid interagerer sure oksider (sterke syrer). Samtidig dannes de salt aluminium. Samtidig viser aluminiumoksid grunnleggende egenskaper.

For eksempel, samvirker aluminiumoksid med svoveloksid (VI) med utdanning aluminium sulfat:

Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3

5. Aluminiumoksid interagerer med løselige syrer med utdanning medium og sure salter.

For eksempel svovelsyre:

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

6. Aluminiumoksid viser svak oksiderende egenskaper .

For eksempel, aluminiumoksid reagerer med kalsiumhydrid med utdanning aluminium, hydrogen og kalsiumoksid:

Al 2 O 3 + 3CaH 2 → 3CaO + 2Al + 3H 2

Elektrisitet gjenoppretter aluminium fra oksid (aluminiumproduksjon):

2Al 2 O 3 → 4 Al + 3 O 2

7. Aluminiumoksid er et fast stoff, ikke-flyktig. Og derfor han fortrenger mer flyktige oksider (vanligvis karbondioksid) fra salter under fusjon.

For eksempel, fra natriumkarbonat:

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

aluminiumhydroksid

Hvordan få

1. Aluminiumhydroksid kan oppnås ved påvirkning av en løsning ammoniakk på aluminiumssalter.

For eksempel, aluminiumklorid reagerer med vandig ammoniakkløsning med utdanning aluminiumhydroksid og ammoniumklorid:

AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O \u003d Al (OH) 3 + 3NH 4 Cl

2. Ved å bestå karbondioksid, sur gass eller hydrogensulfid gjennom en løsning av natriumtetrahydroksoaluminat:

Na + CO 2 \u003d Al (OH) 3 + NaНCO 3

For å forstå hvordan denne reaksjonen fortsetter, kan du bruke et enkelt triks: mentalt bryte det komplekse stoffet Na i dets bestanddeler: NaOH og Al (OH) 3. Deretter bestemmer vi hvordan karbondioksid reagerer med hvert av disse stoffene og registrerer produktene av deres interaksjon. Fordi Al (OH) 3 reagerer ikke med CO 2, da skriver vi Al (OH) 3 til høyre uten endring.

3. Aluminiumhydroksid kan oppnås ved handlingen mangel på alkali på overflødig aluminiumsalt.

For eksempel, aluminiumklorid reagerer med mangel på kaliumhydroksid med utdanning aluminiumhydroksid og kaliumklorid:

AlCl 3 + 3KOH (mangelfull) \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3KCl

4. Aluminiumhydroksid dannes også ved interaksjon av løselig aluminiumssalter med løselig karbonater, sulfitter og sulfider . Sulfider, karbonater og sulfitter av aluminium i vandig løsning.

For eksempel: aluminiumbromid reagerer med natriumkarbonat. I dette tilfellet utfelles et bunnfall av aluminiumhydroksid, karbondioksid frigjøres og natriumbromid dannes:

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

aluminiumklorid reagerer med natriumsulfid med dannelse av aluminiumhydroksid, hydrogensulfid og natriumklorid:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2S + 6NaCl

Kjemiske egenskaper

1. Aluminiumhydroksid reagerer med løselig syrer. Samtidig dannes de medium eller sure salter, avhengig av forholdet mellom reagenser og salttypen.

For eksempel salpetersyre med utdanning aluminiumnitrat:

Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

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

Al(OH)3 + 3HBr → AlBr3 + 3H2O

2. Aluminiumhydroksid interagerer med sure oksider av sterke syrer .

For eksempel, samvirker aluminiumhydroksid med svoveloksid (VI) med utdanning aluminiumsulfat:

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

3. Aluminiumhydroksid interagerer med løselige baser (alkalier).Hvori i smelten formet salt—aluminater, og i løsning - komplekse salter . Samtidig utviser aluminiumhydroksid syreegenskaper.

For eksempel, aluminiumhydroksid reagerer med kaliumhydroksyd i smelten for å dannes kaliumaluminat og vann:

2KOH + Al(OH)3 → 2KAlO2 + 2H20

aluminiumhydroksid løses opp i overkant alkalier med utdanning tetrahydroksoaluminat:

Al(OH)3 + KOH → K

4. G aluminiumhydroksid nedbrytende ved oppvarming:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

videoopplevelse interaksjoner av aluminiumhydroksid med saltsyre og alkalier(amfoteriske egenskaper av aluminiumhydroksid) kan sees.

aluminiumssalter

Aluminiumnitrat og sulfat

aluminiumnitrat når den varmes opp, brytes den ned til aluminiumoksid, nitrogenoksid (IV) og oksygen:

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

aluminiumsulfat under sterk oppvarming spaltes den på samme måte - til aluminiumoksid, svoveldioksid og oksygen:

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

Komplekse aluminiumsalter

For å beskrive egenskapene til komplekse aluminiumsalter - hydroksoaluminater, er det praktisk å bruke følgende teknikk: mentalt bryte tetrahydroksoaluminat i to separate molekyler - aluminiumhydroksid og alkalimetallhydroksid.

For eksempel, natriumtetrahydroksoaluminat er delt inn i aluminiumhydroksid og natriumhydroksid:

Na dele inn i NaOH og Al(OH) 3

Egenskapene til hele komplekset kan defineres som egenskapene til disse individuelle forbindelsene.

Dermed reagerer aluminiumhydroksokomplekser med sure oksider .

For eksempel, blir hydroksokomplekset ødelagt under påvirkning av overskudd karbondioksid. Samtidig reagerer NaOH med CO 2 for å danne et surt salt (med et overskudd av CO 2), og amfotert aluminiumhydroksid reagerer ikke med karbondioksid, derfor utfelles det ganske enkelt:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3

På samme måte reagerer kaliumtetrahydroksoaluminat med karbondioksid:

K + CO 2 → Al(OH) 3 + KHCO 3

Etter samme prinsipp reagerer tetrahydroksoaluminater med sur gass SO2:

Na + SO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHSO 3

K + SO 2 → Al(OH) 3 + KHSO 3

Men under handlingen for mye sterk syre bunnfallet faller ikke ut, pga amfotert aluminiumhydroksid reagerer med sterke syrer.

For eksempel, Med saltsyre:

Na + 4HCl (overskudd) → NaCl + AlCl3 + 4H2O

Riktignok under påvirkning av en liten mengde ( mangel på ) sterk syre bunnfallet vil fortsatt falle ut, det vil ikke være nok syre til å løse opp aluminiumhydroksid:

Na + HCl (mangel) → Al(OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O

Samme med ulempe salpetersyre aluminiumhydroksid utfelles:

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

Komplekset blir ødelagt ved interaksjon med klorvann (vandig klorløsning) Cl 2:

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

Samtidig klor uforholdsmessig.

Dessuten kan komplekset reagere med overskudd aluminiumklorid. I dette tilfellet utfelles et bunnfall av aluminiumhydroksid:

AlCl 3 + 3Na → 4Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Hvis du fordamper vann fra en løsning av et komplekst salt og oppvarmer det resulterende stoffet, vil det vanlige aluminatsaltet forbli:

Na → NaAlO2 + 2H20

K → KAlO2 + 2H20

Hydrolyse av aluminiumsalter

Løselige salter av aluminium og sterke syrer hydrolyseres av kation. Hydrolysen fortsetter trinnvis og reversibel, dvs. en liten bit:

Trinn I: Al 3+ + H 2 O \u003d AlOH 2+ + H +

Trinn II: AlOH 2+ + H 2 O \u003d Al (OH) 2 + + H +

Trinn III: Al (OH) 2 + + H 2 O \u003d Al (OH) 3 + H +

men sulfider, sulfitter, karbonater aluminium og dem sur salt hydrolysert irreversibelt, fullt, dvs. finnes ikke i vandig løsning, men brytes ned av vann:

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

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

Aluminater

Salter der aluminium er en syrerest (aluminater) dannes av aluminiumoksid på fusjon med alkalier og basiske oksider:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2 NaAlO 2

For å forstå egenskapene til aluminater er det også veldig praktisk å bryte dem ned i to separate stoffer.

For eksempel deler vi natriumaluminat mentalt i to stoffer: aluminiumoksid og natriumoksid.

NaAlO 2 dele inn i Na 2 O og Al 2 O 3

Da vil det bli åpenbart for oss at aluminatene reagerer med syrer for å danne aluminiumsalter :

KAlO2 + 4HCl → KCl + AlCl3 + 2H2O

NaAlO2 + 4HCl → AlCl3 + NaCl + 2H2O

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

Under påvirkning av overflødig vann omdannes aluminater til komplekse salter:

KAlO 2 + H 2 O = K

NaAlO2 + 2H2O \u003d Na

Binære forbindelser

aluminiumsulfid oksidert til sulfat ved virkningen av salpetersyre:

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

eller til svovelsyre (under påvirkning av varm konsentrert syre):

Al 2 S 3 + 30HNO 3 (konsentrert horisont) → 2Al(NO 3) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O

aluminiumsulfid brytes ned vann:

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

aluminiumkarbid brytes også ned med vann ved oppvarming til aluminiumhydroksid og metan:

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

aluminiumnitrid brytes ned under handlingen mineralsyrer på aluminium og ammoniumsalter:

AlN + 4HCl → AlCl3 + NH4Cl

Aluminiumnitrid brytes også ned under påvirkning av vann:

AlN + 3H 2 O → Al(OH) 3 ↓ + NH 3

Aluminiumoksid - Al2O3. Fysiske egenskaper: aluminiumoksid er et hvitt amorft pulver eller veldig harde hvite krystaller. Molekylvekt = 101,96, tetthet - 3,97 g / cm3, smeltepunkt - 2053 ° C, kokepunkt - 3000 ° C.

Kjemiske egenskaper: aluminiumoksid viser amfotere egenskaper - egenskapene til sure oksider og basiske oksider, og reagerer med både syrer og baser. Krystallinsk Al2O3 er kjemisk passiv, amorf er mer aktiv. Interaksjon med sure løsninger gir gjennomsnittlige aluminiumsalter, og med baseløsninger - komplekse salter - metallhydroksoaluminater:

Når aluminiumoksyd smeltes sammen med faste metallalkalier, dannes doble salter - metallluminater(vannfrie aluminater):

Aluminiumoksid interagerer ikke med vann og løses ikke opp i det.

Kvittering: aluminiumoksid oppnås ved metoden for aluminiumreduksjon av metaller fra deres oksider: krom, molybden, wolfram, vanadium, etc. - metallotermi, åpen Beketov:

Applikasjon: aluminiumoksid brukes til produksjon av aluminium, i form av et pulver - for ildfaste, kjemisk motstandsdyktige og slipende materialer, i form av krystaller - for fremstilling av lasere og syntetiske edelstener (rubiner, safirer, etc.), farget med urenheter av andre metalloksider - Cr2O3 (rød), Ti2O3 og Fe2O3 (blå).

Aluminiumhydroksid - A1 (OH) 3. Fysiske egenskaper: aluminiumhydroksid - hvit amorf (gelaktig) eller krystallinsk. Nesten uløselig i vann; molekylvekt - 78,00, tetthet - 3,97 g/cm3.

Kjemiske egenskaper: et typisk amfoterisk hydroksid reagerer:

1) med syrer, danner medium salter: Al(OH)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;

2) med alkaliske løsninger, danner komplekse salter - hydroksoaluminater: Al(OH)3 + KOH + 2H2O = K.

Når Al(OH)3 smeltes sammen med tørre alkalier, dannes metalluminater: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O.

Kvittering:

1) fra aluminiumsalter under påvirkning av en alkaliløsning: AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3H2O;

2) dekomponering av aluminiumnitrid med vann: AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3?;

3) å føre CO2 gjennom en løsning av hydroksokomplekset: [Al(OH)4]-+ CO2 = Al(OH)3 + HCO3-;

4) virkning på Al-salter med ammoniakkhydrat; Al(OH)3 dannes ved romtemperatur.

62. Generelle kjennetegn ved kromundergruppen

Elementer krom undergrupper innta en mellomposisjon i rekken av overgangsmetaller. De har høye smelte- og kokepunkter, ledige plasser i elektroniske orbitaler. Elementer krom og molybden har en atypisk elektronisk struktur - de har ett elektron i den ytre s-orbitalen (som i Nb fra VB-undergruppen). Disse elementene har 6 elektroner i de ytre d- og s-orbitalene, så alle orbitaler er halvfylte, det vil si at hver har ett elektron. Med en slik elektronisk konfigurasjon er elementet spesielt stabilt og motstandsdyktig mot oksidasjon. Wolfram har en sterkere metallisk binding enn molybden. Oksydasjonstilstanden til elementene i kromundergruppen varierer sterkt. Under riktige forhold viser alle elementer en positiv oksidasjonstilstand fra 2 til 6, den maksimale oksidasjonstilstanden tilsvarer gruppetallet. Ikke alle oksidasjonstilstander til grunnstoffene er stabile, krom har den mest stabile - +3.

Alle grunnstoffene danner MVIO3-oksidet; oksider med lavere oksidasjonstilstander er også kjent. Alle elementene i denne undergruppen er amfotere - de danner komplekse forbindelser og syrer.

Krom, molybden og wolfram etterspurt innen metallurgi og elektroteknikk. Alle metaller som vurderes er dekket med en passiverende oksidfilm når de lagres i luft eller i et oksiderende surt medium. Ved å fjerne filmen med kjemiske eller mekaniske midler er det mulig å øke den kjemiske aktiviteten til metaller.

Krom. Grunnstoffet er hentet fra kromittmalm Fe(CrO2)2 ved å redusere med kull: Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.

Rent krom oppnås ved å redusere Cr2O3 med aluminium eller ved elektrolyse av en løsning som inneholder kromioner. Ved å gjenvinne krom ved elektrolyse kan man oppnå krombelegg, som brukes som dekorative og beskyttende filmer.

Krom brukes til å produsere ferrokrom, som brukes til produksjon av stål.

Molybden. Innhentet fra sulfidmalm. Dens forbindelser brukes i produksjon av stål. Selve metallet oppnås ved å redusere oksidet. Ved å kalsinere molybdenoksid med jern kan ferromolybden oppnås. Brukes til fremstilling av gjenger og rør for vikling av ovner og elektriske kontakter. Stål med tilsetning av molybden brukes i bilindustrien.

Wolfram. Mottatt fra oksidet ekstrahert fra den anrikede malmen. Aluminium eller hydrogen brukes som reduksjonsmiddel. Den resulterende wolfram i pulverideen blir deretter støpt under høyt trykk og varmebehandling (pulvermetallurgi). I denne formen brukes wolfram til å lage filamenter, lagt til stål.