Сульфат меди какой продукт реакции с алюминием
Обнаружив ошибку на странице, выделите ее и нажмите Ctrl + Enter
Реакция алюминия со смесью сульфата меди и хлорида натрия
С помощью каких реакций можно получить водород? В любом школьном учебнике написано, что водород выделяется при реакции серной или соляной кислот с активными металлами. Как правило, для этой цели используют цинк или железо. Но как можно получить водород, не имея кислот? Таких возможностей много: например, реакция алюминия с раствором щелочи, электролиз воды, реакция магния с горячей водой. Одним из самых доступных вариантов является реакция алюминия со смесью сульфата меди и хлорида натрия. Алюминий не реагирует с раствором сульфата меди, поскольку его поверхность защищена прочной оксидной пленкой. Хлорид-ионы способствуют разрушению этой оксидной пленки, в результате чего алюминий начинает одновременно взаимодействовать с катионами меди и молекулами воды:
2Al + 6H2O => 2Al(OH)3 + 3H2 3Cu2+ + 2Al => 3Cu + 2Al3+
Проведем эксперимент. Возьмите 15 см3 медного купороса и 30 см3 поваренной соли. Добавьте воды, чтобы общий объем смеси составил примерно 80 см3. Перемешайте вещества до растворения солей. Раствор станет зеленым в результате образования комплексного иона [CuCl4]2-:
CuSO4 + 4NaCl Na2[CuCl4] + Na2SO4
Теперь профильтруйте жидкость через вату или фильтровальную бумагу. Соберите фильтрат в стаканчике и опустите в него алюминиевую пластинку. Через несколько секунд на поверхности алюминия начнут выделяться пузырьки водорода, немного позже появится красная губчатая медь. Со временем реакция ускорится, раствор нагреется. Алюминиевая пластинка будет быстро разрушаться. Мы использовали кусок алюминиевого гофрированного шланга, который растворился за несколько минут, оставив темный мутный раствор и красный осадок меди.
Операция фильтрования не обязательна, но если ее опустить, раствор будет мутным, что будет мешать наблюдению
реакции с алюминием. Все приведенные соотношения веществ ориентировочные – если вы от них отклонитесь, это существенно не повлияет на эксперимент. Чистота реактивов также не имеет большого значения.
Получение водорода
Образующийся в предыдущем опыте водород можно собрать в пробирку, цилиндр или другие сосуды, после чего использовать для экспериментов (например, поджечь). Возьмите высокий стакан на 350 мл, наполните его почти доверху водой и опустите на дно несколько кусочков алюминия. Мы воспользовались ручкой от старой алюминиевой ложки. Накройте алюминий воронкой (на первой фотографии воронка не показана). Наберите воды в мерный цилиндр (объем 50-100 мл), закройте его пальцем так, чтобы внутри не осталось пузырьков воздуха. Переверните цилиндр дном вверх и опустите его нижнюю часть под воду. Откройте отверстие и наденьте цилиндр на воронку. Вылейте из стакана примерно 2/3 воды. Это нужно делать осторожно, чтобы пузырьки воздуха не попали внутрь цилиндра. Насыпьте в стакан медный купорос и хлорид натрия, аккуратно перемешайте.
Через пару минут в стакане начнется реакция, цилиндр заполнится пузырьками водорода. Теперь цилиндр можно вынуть из стакана и осторожно поджечь газ. Водород сгорит желтоватым пламенем. Пламя чистого водорода почти бесцветное, но брызги солей натрия придают ему желтую окраску.
Держите цилиндр подальше от лица. Не забывайте о необходимости использовать защитную маску или очки.
Источник
Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс “40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии“.
1.Положение алюминия в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение алюминия
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с щелочами
7.2.6. Взаимодействие с окислителями
Алюминий
Положение в периодической системе химических элементов
Алюминий расположены в главной подгруппе III группы (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение алюминия и свойства
Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:
Создать карусель Добавьте описание
Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:
Создать карусель Добавьте описание
Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.
Физические свойства
Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
Создать карусель Пластичность алюминия
Нахождение в природе
Алюминий – самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре – около 8%.
В природе алюминий встречается в виде соединений:
Бокситы Al₂O₃ · H₂O (с примесями SiO₂, Fe₂O₃, CaCO₃) – гидрат оксида алюминия
Корунд Al₂O₃. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.
Способы получения
Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970⁰С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:
Al₂O₃ → Al³⁺ + AlO₃³⁻
На катоде происходит восстановление ионов алюминия:
Катод: Al³⁺ +3e → Al⁰
На аноде происходит окисление алюминат-ионов:
Анод: 4AlO³⁻– 12e → 2Al₂O₃ + 3O₂
Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:
2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂
Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:
AlCl₃ + 3K → 3Al + 3KCl
Качественные реакции
Качественная реакция на ионы алюминия – взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.
Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:
AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи осадок гидроксида алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината натрия:
Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]
Обратите внимание, если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:
AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl
Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.
AlCl₃ + 3NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3 NH₄Cl
Al³⁺ + 3NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄⁺
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.
Химические свойства
- Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2Al + 3I₂ → 2AlI₃
В редакторе видеозапись не воспроизводится0:09Добавьте описание
1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:
2Al + 3S → Al₂S₃
1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения – фосфиды:
Al + P → AlP
Алюминий не реагирует с водородом.
1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000⁰С с образованием нитрида:
2Al + N₂ → 2AlN
1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:
4Al + 3C → Al₄C₃
1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.
2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные – у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: “Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?” При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))
Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки. А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:
2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂О
Алюминий реагирует с водой
Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):
3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg
Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.
2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl₃+ 3H₂↑
Алюминий с соляной кислотой
2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:
2Al + 6H₂SO₄(конц.) → Al₂(SO₄)₃+ 3SO₂+ 6H₂O
2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.
С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:
10Na + 12HNO₃(разб) → N₂+10NaNO₃+ 6H₂O
При взаимодействии алюминия с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
8Al + 14HNO₃(оч.разб.) → 8NaNO₃+ 3NH₄NO₃+ 7H₂O
2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑
Создать карусель Алюминий с гидроксидом натрия
Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.
Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:
2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂↑
Эту же реакцию можно записать в другом виде:
2Al + 6NaOH → NaAlO₂+ 3H₂↑ + Na₂O
2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.
Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:
2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃
Алюминий с оксидом меди
Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):
8Al + 3Fe₃O₄→ 4Al₂O₃+ 9Fe
Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
2Al + 3Na₂O₂ → 2NaAlO₂ + 2Na₂O
8Al + 3KNO₃ + 5KOH + 18H₂O → 8K[Al(OH)₄] + 3NH₃
10Al + 6KMnO₄+ 24H₂SO₄→ 5Al₂(SO₄)₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄+ 24H₂O
2Al + NaNO₂ + NaOH + 5H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃
Al + 3KMnO₄+ 4KOH → 3K₂MnO₄+ K[Al(OH)₄]
4Al + K₂Cr₂O₇→ 2Cr + 2KAlO₂ + Al₂O₃
Оксид алюминия
Способы получения
Оксид алюминия можно получить различными методами:
- Горением алюминия на воздухе:
4Al + 3O₂ → 2Al₂O
2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:
2Al(OH)₃ → Al₂O₃+ 3H₂O
3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:
4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂
Химические свойства
Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.
- При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.
Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:
Na₂O + Al₂O₃→ 2NaAlO₂
2. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли–алюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом оксид алюминия проявляет кислотные свойства.
Например, оксид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием алюмината натрия и воды:
2NaOH + Al₂O₃→ 2NaAlO₂+ H₂O
Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]
3. Оксид алюминия не взаимодействует с водой.
4. Оксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами (сильных кислот). При этом образуются соли алюминия. При этом оксид алюминия проявляет основные свойства.
Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:
Al₂O₃+ 3SO₃→ Al₂(SO₄)₃
5. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием средних и кислых солей.
Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.
Например, оксид алюминия реагирует с гидридом кальция с образованием алюминия, водорода и оксида кальция:
Al₂O₃ + 3CaH₂ → 3CaO + 2Al + 3H₂
Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):
2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂
7. Оксид алюминия – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.
Например, из карбоната натрия:
Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂
Гидроксид алюминия
Способы получения
- Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиака на соли алюминия.
Например, хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида алюминия и хлорида аммония:
AlCl₃+ 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl
2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия:
2Na[Al(OH)₄] + СО₂= 2Al(OH)₃ + NaНCO₃ + H₂O
Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)₄] на составные части: NaOH и Al(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Al(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Al(OH)₃ без изменения.
3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.
Например, хлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:
AlCl₃ + 3KOH(недост) = Al(OH)₃↓+ 3KCl
4. Также гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: бромид алюминия реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:
2AlBr₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr
Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:
2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑ + 6NaCl
Химические свойства
- Гидроксид алюминия реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов и типа соли.
Например, гидроксид алюминия взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата алюминия:
Al(OH)₃ + 3HNO₃→ Al(NO₃)₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O
Al(OH)₃ + 3HBr → AlBr₃ + 3H₂O
2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.
Например, гидроксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:
2Al(OH)₃ + 3SO₃→ Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
3. Гидроксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли–алюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом гидроксид алюминия проявляет кислотные свойства.
Например, гидроксид алюминия взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием алюмината калия и воды:
2KOH + Al(OH)₃ → 2KAlO₂ + 2H₂O
Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄]
4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:
2Al(OH)₃ → Al₂O₃+ 3H₂O
Видеоопыт взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и щелочами (амфотерные свойства гидроксида алюминия) можно посмотреть здесь.
Соли алюминия
Нитрат и сульфат алюминия
Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV) и кислород:
4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂+ 3O₂
Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично – на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:
2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂
Комплексные соли алюминия
Для описания свойств комплексных солей алюминия – гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы – гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.
Например, тетрагидроксоалюминат натрия разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:
Na[Al(OH)₄] разбиваем на NaOH и Al(OH)₃
Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.
Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами.
Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:
Na[Al(OH)₄] + CO₂→ Al(OH)₃↓ + NaHCO₃
Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:
K[Al(OH)₄] + CO₂→ Al(OH)₃ + KHCO₃
По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:
Na[Al(OH)₄] + SO₂ → Al(OH)₃↓ + NaHSO₃
K[Al(OH)₄] + SO₂ → Al(OH)₃ + KHSO₃
А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.
Например, с соляной кислотой:
Na[Al(OH)₄ ] + 4HCl(избыток) → NaCl + AlCl₃ + 4H₂O
Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:
Na[Al(OH)₄] + НCl(недостаток) → Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂O
Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:
Na[Al(OH)₄] + HNO₃(недостаток) → Al(OH)₃↓ + NaNO₃+ H₂O
Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl₂:
2Na[Al(OH)₄] + Cl₂ → 2Al(OH)₃↓ + NaCl + NaClO
При этом хлор диспропорционирует.
Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:
AlCl₃+ 3Na[Al(OH)₄] → 4Al(OH)₃↓ + 3NaCl
Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:
Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O↑
K[Al(OH)₄] → KAlO₂ + 2H₂O
Гидролиз солей алюминия
Растворимые соли алюминия и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:
I ступень: Al³⁺+ H₂O = AlOH²⁺ + H⁺
II ступень: AlOH²⁺ + H₂O = Al(OH)²⁺ + H⁺
III ступень: Al(OH)²⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺
Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:
Al₂(SO₄)₃ + 6NaHSO₃→ 2Al(OH)₃ + 6SO₂ + 3Na₂SO₄
2AlBr₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr
2Al(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6NaNO₃+ 3CO₂↑
2AlCl₃ + 3Na₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑
Al₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃+ 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄
2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S↑ + 6NaCl
Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.
Алюминаты
Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) – образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:
Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂
Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.
Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.
NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃
Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют с кислотами с образованием солей алюминия:
KAlO₂ + 4HCl → KCl + AlCl₃ + 2H₂O
NaAlO₂ + 4HCl → AlCl₃ + NaCl + 2H₂O
NaAlO₂ + 4HNO₃ → Al(NO₃)₃ + NaNO₃ + 2H₂O
2NaAlO₂ + 4H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O
Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:
KAlO₂ + H₂O = K[Al(OH)₄]
NaAlO₂ + 2H₂O = Na[Al(OH)₄]
Бинарные соединения
Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:
Al₂S₃ + 8HNO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 8NO₂ + 4H₂O
либо до серной кислоты (под действием горячей концентрированной кислоты):
Al₂S₃ + 3HNO₃(конц. гор.) → 2Al(NO₃)₃ + 2NO₂ + 3H₂SO₄ + 12H₂O
Сульфид алюминия разлагается водой:
Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑
Карбид алюминия также разлагается водой при нагревании на гидроксид алюминия и метан:
Al₄C₃ + 12H₂O → 4Al(OH)₃ + 3CH₄
Нитрид алюминия разлагается под действием минеральных кислот на соли алюминия и аммония:
AlN + 4HCl → AlCl₃ + NH₄Cl
Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:
AlN + 3H₂O → Al(OH)₃↓ + NH₃
Источник