Какие свойства проявляет гидроксид алюминия при взаимодействии с кислотами
Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s22s22p63s23p1. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.
Взаимодействие алюминия с простыми веществами
с кислородом
При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:
4Аl + 3О2 = 2Аl2О3
с галогенами
Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:
2Al + 3I2 =2AlI3
С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
с серой
При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:
— сульфид алюминия
с азотом
При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:
с углеродом
При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.
Взаимодействие алюминия со сложными веществами
с водой
Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
с оксидами металлов
После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:
2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3
Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.
с кислотами-неокислителями
Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:
а) 2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 + 3H2↑
2Аl0 + 6Н+ = 2Аl3+ + 3H20;
б) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2↑
с кислотами-окислителями
-концентрированной серной кислотой
Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:
Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.
— концентрированной азотной кислотой
Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:
— разбавленной азотной кислотой
Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:
8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O
8Al + 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
со щелочами
Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
так и с чистыми щелочами при сплавлении:
В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:
Аl2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Алюминий — элемент III группы, главной «А» подгруппы, 3 периода периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.
В возбужденном состоянии на внешнем уровне алюминия находится три неспаренных электрона. Поэтому в соединениях с ковалентной связью алюминий проявляет валентность III. Во всех соединениях алюминий проявляет постоянную степень окисления: +3.
Физические свойства
Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 $^circ C$. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см$^3$) — примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл
Нахождение в природе
По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах):
Бокситы — $Al_2O_3 cdot H_2O$ (с примесями $SiO_2, Fe_2O_3, CaCO_3$)
Нефелины —$ KNa_3[AlSiO_4]_4$
Алуниты — $KAl(SO_4)_2 cdot 2Al(OH)_3$
Глинозёмы (смеси каолинов с песком $SiO_2$, известняком $CaCO_3$, магнезитом $MgCO_3$)
Корунд — $Al_2O_3$
Полевой шпат (ортоклаз) — $K_2Ocdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Каолинит — $Al_2O_3 cdot2SiO_2 cdot 2H_2O$
Алунит —$ (Na,K)_2SO_4cdot Al_2(SO_4)_3 cdot4Al(OH)_3$
Берилл — $3BeO cdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Берилл Корунд Нефелин
Химические свойства
Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка состава $Al_2O_3$ определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.
1. Взаимодействие с неметаллами
С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:
$4Al + 3O_2 = 2Al_2O_3$
реакция сопровождается большим выделением тепла (1676 кДж).
С галогенами (кроме фтора) алюминий реагирует при комнатной температуре, с образованием галогенидов:
$2Al + 3Cl_2 = 2AlCl_3$
С водородом непосредственно не взаимодействует.
С другими неметаллами алюминий реагирует при нагревании, образуя бинарные соединения:
$2Al +3F_2= 2AlF_3$ фторид алюминия ($t=600^circ C$)
$2Al + 3S = Al2S3$ сульфида алюминия ($t=200^circ C$)
$Al + P = AlP$ фосфид алюминия ($t=500^circ C$)
$2Al + N2 = 2AlN$ нитрид алюминия ($t=800^circ C$)
$4Al + 3C = Al4C3$ карбид алюминия ($t=2000^circ C$)
Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и летучих водородных соединений (сероводорода, фосфина, аммиака, метана и т.д.):
$Al2S3 + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2Suparrow$
$Al_4C_3 + 12H2O = 4Al(OH)_3downarrow+ 3CH_4uparrow$
2. С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения – алюминиды, например, CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.
3.Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:
$2Al + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2uparrow$
В результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.
4. С оксидами менее активных металлов:
$Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr$
Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
5. Алюминий легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:
$2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2uparrow$
$2Al + 3H_2SO_{4textrm{разб.}} = Al_2(SO_4)_3 + 3H_2uparrow$
$Al + 4HNO_3 = Al(NO_3)_3 + NOuparrow + 2H_2O$
в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония.
Запомнить! С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре алюминий не взаимодействует (пассивация); при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:
$2Al + 6H_2SO_{4textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Al + 6HNO_{3textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
6. Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами:
в растворе с образованием тетрагидроксоаалюмината натрия:
$2Al + 2NaOH + 6H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2$
при сплавлении с образованием алюминатов:
$2Al + 6KOH = 2KAlO_2 + 2K2O + 3H_2uparrow$
7. С солями менее активных металлов (стоящих в ряду напряжения правее алюминия):
$2Al + 3NiSO_4 = 3Ni + Al_2(SO_4)_3$
Соединения алюминия
Оксид алюминия $Al_2O_3$
твердое вещество белого цвета, тугоплавкое. Не реагирует с водой и не растворяется в ней. Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует и с кислотами и со щелочами.
При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода:
$Al_2O_3 + 6 HCl = 2 AlCl_3 + 3 H_2O $
Со щелочами алюминий реагирует в расплаве и в растворе:
Запомнить!
при сплавлении образуется метаалюминат натрия:
$Al_2O_{3textrm{(тв)}}+ 2 NaOH_{textrm{ (тв) }} xrightarrow[]{t, ^circ C} 2 NaAlO_2 + H_2O$
в растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
$Al_2O_3 + 2 NaOH + 3 H_2O = 2Na[Al(OH)_4]$
Гидроксид алюминия $Al(OH)_3$
белое вещество, нерастворимое в воде, амфотерный гидроксид.
Проявляя типичные амфотерные свойства, гидроксид алюминия взаимодействует с кислотами:
$Al(OH)_3 + 3 HCl = AlCl_3 + 3 H_2O$
и щелочами.
в растворе: $Al(OH)_3 + NaOHtextrm{(избыток)}= Na[Al(OH)_4]$ или $Al(OH)_3 + 3 NaOH = Na_3[Al(OH)_6]$
в расплаве: $Al(OH)_3 + NaOH = NaAlO_2 + 2H_2O$
Получают $Al(OH)_3$ косвенно реакцией обмена между солью алюминия и щелочью:
$AlCl_3 + NaOHtextrm{ (по каплям)}= Al(OH)_3 downarrow+ 3 NaCl $
При дальнейшем добавлении раствора щелочи к соли алюминия осадок будет растворяться вследствие взаимодействия образующегося гидроксида алюминия с избытком щелочи; при это образуется комплексная соль:
$AlCl_3 +4 NaOH_{textrm{ (изб.)}}= Na[Al(OH)_4]+ 3 NaCl $
СОЛИ АЛЮМИНИЯ
Соли алюминия и некоторых слабых кислот, например, сернистой и угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного необратимого гидролиза
$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O = 2Al(OH)_3downarrow +3CO_2uparrow + 6NaCl$
О протекании реакции судят по выделению газа и образованию желеообразного белого осадка (гидроксида алюминия).
Соли алюминия и сильных кислот — растворимы; растворы таких солей имеют кислый характер среду вследствие гидролиза по катиону. Первая ступень гидролиза подобных солей отражается уравнением:
$Al^{3+} + H_2O leftrightarrow AlOH^{2+} + H^+$
Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются:
$NaAlO_2 + 4HNO_3 = NaNO_3 + Al(NO_3)_3 + 2H_2O$
Тетрагидроксокопмлексы алюминия также разрушаются под действием кислоты с образованием осадка гидроксида алюминия и соли:
$Na[Al(OH)4] + HCl = Al(OH)_3downarrow + NaCl +H_2O$
При добавлении к комплексной избытка кислоты образуется смесь солей (образующийся гидроксид алюминия взаимодействует с избыточном количеством кислоты, что приводит к образованию соотвествующей соли алюминия):
$Na[Al(OH)4] + 4HCl_{textrm{изб.}} = AlCl_3 + NaCl +4H_2O$
При действии слабых кислот (растворенного в воде углекислого газа или сероводорода) образуются кислые соли:
$Na[Al(OH)_4] + CO_2 = Al(OH)_3downarrow + NaHCO_3$
Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре. Свойства алюминия позволяют активно применять в составе
металлоконструкций: он легкий, мягкий, поддается штамповке, обладает высокой антикоррозийной устойчивостью.
Для алюминия характерна высокая химическая активность, отличается также высокой электро- и теплопроводностью.
При переходе атома алюминия в возбужденное состояние 2 электрона s-подуровня распариваются, и один электрон переходит на p-подуровень.
Алюминий получают путем электролиза расплава Al2O3 в криолите (Na3AlF6). Галлий, индий и
таллий получают схожим образом — методом электролиза их оксидов и солей.
При комнатной температуре реагирует с галогенами (кроме фтора) и кислородом, покрываясь при этом оксидной пленкой.
Al + O2 → Al2O3 (снаружи Al покрыт оксидной пленкой — Al2O3)
Al + Br2 → AlBr3 (бромид алюминия)
При нагревании алюминий вступает в реакции с фтором, серой, азотом и углеродом.
Al + F2 → (t) AlF3 (фторид алюминия)
Al + S → (t) Al2S3 (сульфид алюминия)
Al + N2 → (t) AlN (нитрид алюминия)
Al + C → (t) Al4C3 (карбид алюминия)
Алюминий проявляет амфотерные свойства (греч. ἀμφότεροι — двойственный), вступает в реакции как с кислотами, так и с основаниями.
Al + HCl → AlCl3 + H2
Al + H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + H2↑
Al + H2SO4(конц.) → (t) Al2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Al + HNO3(разб.) → (t) Al(NO3)3 + N 2O + H2O
Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоалюминат натрия; поскольку алюминий дан в чистом виде — выделяется водород)
При прокаливании комплексные соли не образуются, так вода испаряется:
Na[Al(OH)4] → (t) NaAlO2 + H2O
При комнатной температуре не идет из-за образования оксидной пленки — Al2O3 — на воздухе. Если разрушить оксидную пленку
нагреванием раствора щелочи или амальгамированием (покрытием металла слоем ртути) — реакция идет.
Al + H2O → (t) Al(OH)3 + H2↑
Алюминотермия (лат. Aluminium + греч. therme — тепло) — способ получения металлов и неметаллов, заключающийся в восстановлении их оксидов
алюминием. Температуры при этом процессе могут достигать 2400°C.
С помощью алюминотермии получают Fe, Cr, Mn, Ca, Ti, V, W.
Fe2O3 + Al → (t) Al2O3 + Fe
Cr2O3 + Al → (t) Al2O3 + Cr
MnO2 + Al → (t) Al2O3 + Mn
Оксид алюминия
Оксид алюминия получают в ходе взаимодействия с кислородом — на воздухе алюминий покрывается оксидной пленкой. При нагревании гидроксид
алюминия, как нерастворимое основание, легко разлагается на оксид и воду.
Al + O2 → Al2O3
Al(OH)3 → (t) Al2O3 + H2O↑
Проявляет амфотерные свойства: реагирует и с кислотами, и с основаниями.
Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
Al2O3 + NaOH → (t) NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
Al2O3 + Na2O → (t) NaAlO2
Гидроксид алюминия
Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия
часто выпадает белый осадок — гидроксид алюминия.
AlBr3 + LiOH → Al(OH)3↓ + LiBr
Al(NO3)3 + K2CO3 → KNO3 + Al(OH)3↓ + CO2 (двойной гидролиз:
Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, K2CO3 — по аниону)
Al2S3 + H2O → Al(OH)3↓ + H2S↑
Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.
Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
Al(OH)3 + LiOH → Li[Al(OH)4] (при избытке щелочи будет верным написание — Li3[Al(OH)6] —
гексагидроксоалюминат лития)
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Гидроксид алюминия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Гидроксид алюминия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Al(OH)3.
Краткая характеристика гидроксида алюминия
Модификации гидроксида алюминия
Физические свойства гидроксида алюминия
Получение гидроксида алюминия
Химические свойства гидроксида алюминия
Химические реакции гидроксида алюминия
Применение и использование гидроксида алюминия
Краткая характеристика гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия – неорганическое вещество белого цвета.
Химическая формула гидроксида алюминия Al(OH)3.
Плохо растворяется в воде.
Обладает способностью адсорбировать различные вещества.
Модификации гидроксида алюминия:
Известны 4 кристаллические модификации гидроксида алюминия: гиббсит, байерит, дойлеит и нордстрандит.
Гиббсит обозначается γ-формой гидроксида алюминия, а байерит – α-формой гидроксида алюминия.
Гиббсит является наиболее химически стабильной формой гидроксида алюминия.
Физические свойства гидроксида алюминия:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | Al(OH)3 |
| Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия α-формы | potassium hydroxide (англ.) aluminum hydroxide α-form (англ.) байерит (рус.) |
| Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия γ-формы | potassium hydroxide (англ.) aluminium hydroxide (англ.) aluminum hydroxide (англ.) hydrargillite (англ.) гиббсит (рус.) гидраргиллит (рус.) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид гидроксида алюминия α-формы | бесцветные моноклинные кристаллы |
| Внешний вид гидроксида алюминия γ-формы | белый моноклинные кристаллы |
| Цвет | белый, бесцветный |
| Вкус | —* |
| Запах | — |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
| Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 2420 |
| Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 2,42 |
| Температура разложения гидроксида алюминия α-формы, °C | 150 |
| Температура разложения гидроксида алюминия γ-формы, °C | 180 |
| Молярная масса, г/моль | 78,004 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия получают в результате следующих химических реакций:
- 1. в результате взаимодействия хлорида алюминия и гидроксида натрия:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl.
При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.
Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи, избегая их избытка.
- 2. в результате взаимодействия хлорида алюминия, карбоната натрия и воды:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl.
При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.
Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии водорастворимых солей алюминия с карбонатами щелочных металлов.
Химические свойства гидроксида алюминия. Химические реакции гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами, т. е. обладает как основными, так и кислотными свойствами.
Химические свойства гидроксида алюминия аналогичны свойствам гидроксидов других амфотерных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом натрия:
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (t = 1000 °C),
Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6],
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].
В результате реакции образуются в первом случае – алюминат натрия и вода, во втором – гексагидроксоалюминат натрия, в третьем – тетрагидроксоалюминат натрия. В третьем случае в качестве гидроксида натрия используется концентрированный раствор.
2. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом калия:
Al(OH)3 + KOH → KAlO2 + 2H2O (t = 1000 °C),
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4].
В результате реакции образуются в первом случае – алюминат калия и вода, во втором – тетрагидроксоалюминат калия. Во втором случае в качестве гидроксида калия используется концентрированный раствор.
3. реакция гидроксида алюминия с азотной кислотой:
Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O.
В результате реакции образуются нитрат алюминия и вода.
Аналогично проходят реакции гидроксида алюминия и с другими кислотами.
4. реакция гидроксида алюминия с фтороводородом:
Al(OH)3 + 3HF → AlF3 + 3H2O,
6HF + Al(OH)3 → H3[AlF6] + 3H2O.
В результате реакции образуются в первом случае – фторид алюминия и вода, во втором – гексафтороалюминат водорода и вода. При этом фтороводород в первом случае в качестве исходного вещества используется в виде раствора.
5. реакция гидроксида алюминия с бромоводородом:
Al(OH)3 + 3HBr → AlBr3 + 3H2O.
В результате реакции образуются бромид алюминия и вода.
6. реакция гидроксида алюминия с йодоводородом:
Al(OH)3 + 3HI → AlI3 + 3H2O.
В результате реакции образуются йодид алюминия и вода.
7. реакция термического разложения гидроксида алюминия:
Al(OH)3 → AlO(OH) + H2O (t = 200 °C),
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O (t = 575 °C).
В результате реакции образуются в первом случае – метагидроксид алюминия и вода, во втором – оксид алюминия и вода.
8. реакция гидроксида алюминия и карбоната натрия:
2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O.
В результате реакции образуются алюминат натрия, оксид углерода (IV) и вода.
10. реакция гидроксида алюминия и гидроксида кальция:
Ca(OH)2 + 2Al(OH)3 → Ca[Al(OH)4]2.
В результате реакции образуется тетрагидроксоалюмината кальция.
Применение и использование гидроксида алюминия:
Гидроксид алюминия используется при очистке воды (как адсорбирующее вещество), в медицине, в качестве наполнителя в зубной пасте (как абразивное вещество), пластиках и пластмассах (как антипирен).
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
карта сайта
гидроксид алюминия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения реакции масса взаимодействие гидроксида
Коэффициент востребованности
7 146