Формула алюминиевой кислоты: Как образуется алюминиевая кислота? Химическая формула?

Содержание

Метаалюминиевая кислота — Справочник химика 21

Образовавшееся в результате этой реакции вещество является солью натрия и метаалюминиевой кислоты — метаалюминат натрия, в котором алюминий уже не является металлом. [c.313]

Напишите формулы орто- и метаалюминиевой кислот. [c.262]

А р + 2NaOH + ЗН О -> 2Na[Al(0H)J (За). Теперь становится понятным, почему алюминий не растворяется в воде, но растворяется в щелочи. Роль щелочи сводится к удалению защитной оксидной пленки с поверхности металла по реакциям (3), после чего становится возможным растворение алюминия в воде по реакции (2). Образующийся при этом амфотерный гидроксид алюминия реагирует далее с избытком щелочи с образованием той же самой соли метаалюминиевой кислоты [c.312]

Метаалюминиевая кислота 42 Метакриловая кислота 586 Металличность 87 Металлы 260, 272 сл. [c.705]

Оксид алюминия амфотерен. При сплавлении его с твердыми щелочами получают соли метаалюминиевой кислоты НАЮг, например метаалюминат калия

[c.314]

Гидроксид алюминия — типичный амфотерный гидроксид. С кислотами он образует соли, содержаш ие катион алюминия, со щелочами — алюминаты. При взаимодействии гидроксида алюминия с водными растворами щелочей или при растворении металлического алюминия в растворах щелочей образуются, как уже говорилось выше, гидроксоалюминаты, например, На[А1(0Н)4]. При сплавлении же оксида алюминия с соответствующими оксидами или гидроксидами получаются метаалюминаты — производные метаалюминиевой кислоты НАЮз, например [c.402]

В первом случае образовалась соль ортоалюминиевой кислоты h4AIO3, во втором — соль метаалюминиевой кислоты HAIO2. [c.15]

Окись алюминия (метаалюминиевая кислота) в этих условиях не реагирует с соляной кислотой. [c.93]

Сущность метода заключается в титровании алюминатного раствора соляной кислотой в присутствии индикатора ВАМИ (смесь спиртовых растворов диметилового желтого и метиленового голубого в соотношении 1 1). При этих условиях оттитровывается не только вся щелочь (каустическая и карбонатная), по и окись алюминия (или метаалюминиевая кислота), которая переходит в хлорид алюминия

[c.94]

А1 + 2ЫаОН + 10Н2О = 2Ыа[А1(ОН)4] -гНгО + ЗНг Сопоставление формул алюминатов, полученных разными способами, показывает, что все их можно рассматривать как соли метаалюминиевой кислоты с различным содержанием воды, приходящимся на моль алюмината [c.145]

Получающийся алюминат натрия NaAlOg представляет собой соль метаалюминиевой кислоты HAlOj. Последнюю рассматривают как продукт отщепления молекулы воды от орто-алюминиевой кислоты [c.265]

Алюминаты кальция предст ляют собой соли ортоалю-миниевой кислоты и метаалюминиевой кислоты, последняя содержит на одну молекулу воды меньше, чем молекула первой из этих кислот. Напишите ( юрмулы указанных кислот.

[c.124]

Соли алюминия, в которых он входит в состав аниона, называются алюминатами. Алюминаты, получаемые сплавлением окислов, например, АЬОз + ЫагО- 2NaA102 можно рассматривать как производные метаалюминиевой кислоты НА О2. [c.254]

Последнему соответствует метаалюминиевая кислота НАЮа- Известны соли этой кислоты (м е т а а л ю м и н а т ы), например NaAlO.2 — метаалюминат натрия. Магниевая соль метаалюминиевой кислоты Mg(A102)2 встречается в природе в виде минерала шпинели. [c.425]

При этой реакции, помимо водорода, образуется хорошо растворимый в воде алюминат натрия ЫаАЮг — соль слабой метаалюминиевой кислоты, существующей только в раст- [c.305]

Традиционно амфотерные гидроксиды называют и как кислоты, и как основания. Так, Sn(0H)2 называют дигидроксидом олова (гидроксидом олова (И)) или оловя-нистой кислотой, АЮОН — гидроксидом оксоалюминия или метаалюминиевой кислотой, Н3АЮ3 — тригидрокси-дом алюминия или ортоалюминиевой кислотой.
[c.19]

Вещества расположены по алфавиту символов элементов, определяющих формулу устаревшей номенклатуры, т. е. вначале указаны соединения серебра (Ag), затем алюминия (А1), мышьяка (Аз), золота (Ли) и т. д. Наприлюр, устаревшие формулу и название НАЮг — метаалюминиевая кислота следует искать среди соединений алюминия, АиС1з-НС1 — хлорид золота — среди соединений золота. Прочерк в графе современная номенклатура означает, что такое вещество не получено (не существует). [c.296]

Томас [148] и Тамеле [156] отдают предпочтение той точке зрения, согласно которой в прокаленном катализаторе присутствует кислотный комплекс типа НОАЮз, обладающий способностью диссоциировать с образованием протонов. Однако, согласно данным работы Облада, вещества, получающиеся после высокотемпературной обработки синтетических цеолитов, по характеру аналогичны смеси частиц у-окиси алюминия и двуокиси кремния с ионами кислорода, принадлежащими в точках соприкосновения этих частиц одновременно и окиси алюминия и двуокиси кремния. Эта структура отвечает ангидриду метаалюминиевой кислоты НАЮг, она не способна диссоциировать, давая протоны, а потому ее следует считать кислотой Льюиса, а не кислотой Бренстеда. Таким образом, активность катализатора объясняется существованием ионов алюминия в деформированной решетке, характеризующейся недостатком электронов (кислота Льюиса). Поэтому доноры элек-

[c.370]

Оксид алюминия амфотерен. При сплавлении его с едкими щелочами получаются соли метаалюминиевой кислоты HAlOj, например метаалюмннат калия [c.292]

Однако в большинстве случаев алюминаты являются солями не ортоалюминиевой кислоты Н3АЮ3, а метаалюминиевой кислоты HAlOg, образовавшейся путем отщепления молекулы воды от гидроокиси алюминия

[c.282]

Для простоты изложения будем принимать, что в щелочной среде образуется анион метаалюминиевой кислоты АЮ . Метаалюминат натрия как соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием, подвергается гидролизу АЮГ +2Н20ч= А1(0Н)з+0Н . На этом свойстве и основано использование его в качестве коагулянта. Минимальная растворимость гидроксида алюминия наблюдается в интервале значений pH 6,5—7,5. [c.126]

Реагируя со щелочью, АЬОз ведет себя как кислотный оксид— получается соль метаалюминиевой кислоты НАЮг и вода [c.88]

Растворимый в воде алюминат натрия ЫаАЮг является солью метаалюминиевой кислоты НАЮг, которая образуется в процессе реакции путем отщепления одной молекулы воды от ортоалюминиевой кислоты Н3АЮ3 [c.236]

Ортоалюминиевая кислота — Справочник химика 21

Но при сплавлении со щелочами гидроксид алюминия образует соли метаалюминиевой или ортоалюминиевой кислот, например метаалюминат натрия

[c.315]

Комплексные ионы, теряя воду, превращаются в анионы мета- и ортоалюминиевой кислот [c.245]

Учитывая, что элементы Ве и А1 образуют амфотерные гидроксиды, напишите хи.мические формулы следующих соединений а) нитрата бериллия, бериллиевой кислоты, бериллата калия б) гидроксида алюминия, нитрата алюминия, мета- и ортоалюминиевых кислот, метаалюмината натрия, ортоалюмината калия. [c.31]

Следовательно, комплексные ионы, образуемые гидроокисью алюминия с избытком ОН»-ионов, представляют собой гидратированные анионы мета- и ортоалюминиевой кислоты [c.245]

Другими словами, А1(0Н)з, превращаясь при действии едких щелочей в анионы мета- и ортоалюминиевой кислоты, приобретает свойства кислоты

[c.245]

В зависимости от условий амфотерные электролиты могут проявлять свойства как оснований, так и-кислот. Поэтому формулы таких соединений можно записывать по типу оснований или кислот. Например, А1(0Н)з — основание алюминия, а h4AIO3 — ортоалюминиевая, или просто алюминиевая кислота. При отщеплении молекулы воды от молекулы ортоалюминиевой кислоты образуется метаалюми-ниевая кислота [c.161]

Гидрат окиси алюминия А1(0Н)з имеет амфотерный характер (см. гл. IX, 1). Н3АЮ3—ортоалюминиевая кислота ее соли— ортоалюминаты (например, NaзA10g). При нагревании А1(0Н)з постепенно теряет воду, переходя в гидрат,, более бедный водой

[c.361]

Амфотерные гидроокиси. Амфотерные гидроокиси одновременно проявляют свойства оснований и кислот. Поэтому их формулы можно написать двояко 2п( ОН)2 — гидроокись цинка и Н22п02 — цинковая кислота А1(ОН)з— гидроокись алюминия и Н3АЮ3 — ортоалюминиевая кислота и т. д. В водных растворах они образуют одновременно ионы водорода и ионы гидроксила [c.21]

Классный урок на «Радио России – Тамбов», эфир 15 мая 2020 года

Автор ГТРК «ТАМБОВ» На чтение 11 мин. Просмотров 310 Опубликовано

15.05.2020

В уроке химии для девятиклассников кандидат технических наук, учитель химии из 29-го тамбовского лицея Елена Эдуардовна Дегтерева рассказывает о способах получения, физических и химических свойствах алюминия.

Алюминий. Получение алюминия. Физические и химические свойства. Применение. Сегодня я хочу рассказать о самом распространённом металле в земной коре, о алюминии. Алюминий по распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Элемент алюминий расположен в III группе, главной подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер 13, относительная атомная масса Ar(Al) → 27. Название элемента образовано от латинского алюмен, так в древности называли квасцы, которые использовали для крашения тканей. Данный элемент носил несколько названий. Так, английский химик и физик Гемфри Дэви, предполагая присутствие его в глиноземе, называл алюминумом. В русской химической литературе 19 века встречаются следующие названия алюминия: глинозем, алумий, алюминий и глиний. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера, т. е. он является переходным элементом и его соединения являются амфотерными. Давайте вспомним, что такое амфотерность. Амфотерность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двойственный; обоюдный») — способность химических соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства. Аl является р-элементом на внешнем уровне его электронной оболочки три электрона. В основном состоянии 2 эл. на 3s-подуровне и 1 эл. на 3р. В возбужденном состоянии на внешнем уровне алюминия находится три неспаренных электрона. Поэтому в соединениях с ковалентной связью алюминий проявляет валентность равную III. Нахождение в природе В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений. Процент содержания алюминия в земной коре составляет 8,13% массы земной коры. Совместно с кремнием он образует такие известные вам породы и минералы, как алюмосиликаты, слюду, глину. Особое место среди минералов занимает криолит Na₃[AlF₆] (гексафторалюминат натрия), без которого алюминий вряд ли был вторым после железа по значению металлом. Почему? Об этом мы узнаем чуть позже. Целая группа природных веществ в качестве основного компонента содержит оксид алюминия: это бокситы – основное сырьё для производства алюминия; корунд – одно из самых твёрдых природных веществ. Его мелкокристаллические непрозрачные разновидности серовато-чёрного цвета называют наждаком и применяют в качестве абразивного материала. Эту же формулу имеет и другое природное соединение — глинозём. Наиболее драгоценными корундами являются рубины и сапфиры. Их окраска обусловлена различными примесями. Так, ион Сr³⁺ придаёт камню красный цвет (рубин), а ионы Тi ⁴⁺, Fe²⁺, Fe³⁺ придают синий цвет (сапфир). Эти разновидности благородного корунда наряду с алмазом и изумрудом занимают высшее место в классификации драгоценных камней и применяют для изготовления ювелирных изделий. В настоящее время рубины и сапфиры получают искусственно и используют для технических целей, например, для изготовления деталей часов и других точных приборов. Кристаллы рубинов применяют в лазерах. Получение алюминия Каждый из нас держал в руках изделия из алюминия, так как сейчас из этого металла делают множество приборов, корпуса телефонов, посуду и многое другое. Такую распространённость в наше время алюминий получил благодаря своей лёгкости, прочности и высокой устойчивости к коррозии (к окислению на воздухе). Однако так было не всегда. С начала открытия алюминия датским физиком Хансом Эрстедом в 1825 году и до конца 19 века ещё не было известно о простом получении его из руды и поэтому алюминий получали восстановлением из его хлорида щелочными металлами калием или натрием. Такой способ был очень дорог, а полученный металл стоял дороже золота. В 18-19 веках алюминий был главным ювелирным металлом. Так в 1889 г. британцы, желая почтить богатым подарком великого русского химика Д.И. Менделеева, подарили ему весы из золота и алюминия. С конца 19 века и по сей день Al получают методом электрометаллургии из оксида алюминия, содержащегося в глинозёме и бокситах. Кристаллическая решётка оксида алюминия состоит из сильно поляризованных атомов алюминия и кислорода, силы притяжения между которыми весьма велики. Это обуславливает высокую температуру плавления оксида алюминия – около 2050 ^оС. Сложность достижения такой высокой температуры и энергоемкость процесса долгое время относили алюминий к числу труднодоступных металлов. В конце XIX века американский студент –химик Чарльз Мартин Холл обнаружил, что глинозём можно растворить при 950 ^оС в расплавленном минерале криолите (вот почему он важен для получения алюминия) и электролизом выделить из полученного раствора алюминий. Независимо от Мартина Холла в том же году это открытие сделал французский металлург Поль Луи Туссен Эру. Для того, чтобы иметь более точное представление об электролизе Al₂O₃ в криолите Na₃AlF₆, необходимо уточнить схему электролитической диссоциации Al₂O₃. Как же он диссоциирует ? Мы знаем, что гидроксид алюминия Al(ОН)₃ обладает амфотерными свойствами и его кислотную форму можно представить в виде ортоалюминиемой кислоты Н₃AlO_3.Этой кислоте соответствует алюминат анион AlO₃^3-. Формулу алюминиемой соли этой кислоты можно записать AlAlO₃. Так ведь это и есть оксид алюминия. Таким образом, в расплаве криолита он диссоциирует, на катион металла и анион кислотного остатка. Поэтому на катоде (отрицательно заряженном электроде) идёт восстановление катиона Al³⁺ до свободного металла. Катод (-): Al³⁺+3е = Al На графитовом аноде (положительно заряженном электроде) окисляется алюминат анион AlO₃^3-. При этом происходит следующий электродный процесс: Анод(+): 4AlO₃^3--12 е = 2Al₂O₃+ 3O₂ При суммировании левых и правых частей электродных процессов получается молекулярное уравнение электролиза: Процесс проводят в специальных электролитических ваннах, которые одновременно являются катодом. Анодом служат угольные брикеты. Температуру плавления криолита в электролизёре поддерживают благодаря очень большой силе тока, которая достигает 250 кА при напряжении около 4 В. Очевидно, что получение алюминия – очень энергоемкий процесс. Кислород, выделяющийся на аноде, реагирует с углеродом, превращаясь в СО₂. При этом угольный анод постепенно «сгорает». Физические свойства алюминия Алюминий как простое вещество представляет собой серебристо-белый металл, достаточно лёгкий (плотность 2,7 г/см³) и относительно легкоплавкий (на бытовой газовой плите с температурой пламени 850^оС алюминиевый чайник расплавится, так как температура плавления его 660 ^оС). На воздухе поверхность металла покрыта тонкой, но очень прочной оксидной плёнкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления. Алюминий очень пластичен, его можно прокатывать в фольгу толщиной 0,001 мм. По электро- и теплопроводности он уступает лишь серебру и меди. По сравнению с перечисленными металлами алюминий дешевле. Казалось бы, вот замечательный материал для изготовления высоковольтных линий электропередач! Но мягкость и пластичность алюминия привели бы к тому, что через год под собственной тяжестью провода провисли бы до земли. Поэтому в технике, где требуется и прочность конструкции, наряду с лёгкостью и высокой электропроводностью, используют не чистый алюминий, а его сплавы (например с магнием, марганцем, медью и никелем — дюралюминий или с кремнием – силумин). Рассмотрим химические свойства алюминия. В электрохимическом ряду напряжений металлов алюминий близок к щелочным и щелочноземельным металлам и проявляет себя как химически активный металл. В некоторых случаях от протекания возможных при нормальных условиях реакций (например с водой) его спасает оксидная плёнка. В химических реакциях он проявляет восстановительные свойства. Для алюминия во всех соединениях характерна единственно возможная степень окисления +3. Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с простыми веществами (неметаллами).

С галогенами (с такими как Cl₂ и Вr₂). Реакция протекает бурно при комнатной температуре:

2Al + 3Сl₂ → 2AlСl₃ хлорид алюминия 2Al + 3 Вr₂ → 2AlВr₂бромид алюминия Очень интересно протекает реакция алюминия с йодом. Если смешать порошок алюминия и йода то реакция не начнётся, для инициации реакции в смесь добавляют каплю воды, от которой происходит смачивание компонентов и смесь загорается сама собой с выделением фиолетового дыма из паров йода, таким образом вода в этой реакции является катализатором.

Для начала реакции с другими неметаллами (с S, C, N_2,Р), требуется нагревание, зато дальнейшее взаимодействие, сопровождается выделением большого количества теплоты.

При этом образуются бинарные соединения 2Al + 3S → Al₂S₃ сульфид алюминия 4Al + 3C → Al₄C₃ карбид алюминия 2Al +N₂→ 2AlN нитрид алюминия Al + P → AlP фосфид алюминия

С водородом Al непосредственно не реагирует.

При нагревании на воздухе алюминий окисляется с поверхности, не загораясь, и образуется оксид алюминия Al₂O₃. 4Аl + 3O₂= 2Al₂O₃+Q Алюминий соединяется с кислородом воздуха и при обычной температуре, на его поверхности тотчас образуется тончайшая, плотная плёнка, она трудно проницаема для кислорода и предохраняет металл от дальнейшего окисления. Если же сильно нагреть фольгу алюминия или порошок алюминия, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем. Способность порошка алюминия гореть ослепительным пламенем используется в пиротехнике – производстве бенгальских огней, салютов, фейерверков. Алюминий реагирует со сложными веществами: 1.Так очищенный от оксидной плёнки алюминий способен реагировать с водой. От защитной плёнки можно избавиться механически (очистив поверхность наждачной бумагой) и химически, погрузив алюминий на несколько минут в раствор кислоты, щёлочи или в жидкую ртуть. В результате реакции с водой образуется гидроксид алюминия и водород. 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

Одно из важнейших химических свойств алюминия – способность вытеснять металлы из их оксидов – используют в металлургии. Этим способом получают хром, железо, марганец, ванадий, титан, цирконий. Этот метод получения простых веществ металлов называется алюмотермией:

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr Для получения высоких температур, используют реакцию, сгорания термитной смеси — смеси оксида железа (II и III) и порошка алюминия: 8Al + 3Fe₃O₄ =4 Al₂O₃ + 9Fe Выделяющейся в этой реакции теплоты достаточно для расплавления получающегося железа, потому этот процесс используют для сварки и резки стальных изделий. 3. Как активный металл алюминий реагирует с растворами кислот с выделением водорода. 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ 2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂А вот концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют алюминий при обычной температуре, образуя на поверхности металла, прочную оксидную плёнку, которая препятствует дальнейшему протеканию реакции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюминиевых цистернах. С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием оксида азота (II): Al + 4HNO₃(разб.) = Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O При нагревании Al растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия: 2Al + 6H₂SO₄(конц) = 4Al₂(SO₄)₃ + 3SО₂↑ + 6H₂O Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

Алюминий – амфотерныйметалл, поэтому он взаимодействует со щелочами.

При нагревании с конц. растворами щелочей алюминий образует комплексные соли (тетрагидроксоалюминаты), при этом выделяется водород. 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ Применение Большую часть производимого алюминия (его производство в мире стоит на 2-м месте после выплавки чугуна и стали) используют для производства сплавов. Они легки, относительно прочны, электропроводны, коррозионноустойчивы, поэтому находят широкое применение в различных областях техники и быту. Сплавы алюминия используют в самолёто- и ракетостроении. Недаром алюминий называют крылатым металлом. Алюминий используют для получения металлов, методом алюмотермии. В строительстве: гофрированными листами алюминиевых сплавов покрывают крыши, а также строят из них различные складские помещения. Высокая электрическая проводимость чистого алюминия используется в электротехнике. Из сплавов алюминия изготовляют электропровода. Порошок алюминия сохраняет металлический блеск и используется как краска «серебрянка». Она не только придает красивый внешний вид изделиям и сооружениям, но и защищает их от химического разрушения. Для защиты от солнечных лучей алюминиевой краской покрывают цистерны, предназначенные для перевозки нефтепродуктов и других горючих веществ. Исследуя влияние алюминия на различные пищевые продукты, ученые установили, что при контакте пищи с алюминием не разрушаются витамины. Это открытие послужило причиной широкого применения алюминия в пищевой промышленности, в виде посуды из алюминия, а также в косметике и бытовой химии. Из алюминия изготавливают разнообразную аппаратуру, предназначенную для переработки пищевых продуктов в сахарной, кондитерской, маслобойной и других отраслях промышленности. Сегодня на уроке мы узнали об алюминии: положение этого элемента в Периодической системе, строение его атома, нахождение в природе, физические и химические свойства металла алюминия, получение и применение алюминия.

Аl(NО3)3 — свойства и применение

Соли металлов очень часто используются для изготовления различных элементов, которые играют важное значение в других отраслях промышленности. Поэтому их довольно часто синтезируют из разнообразных соединений, чтобы затем использовать в своих целях. Нитрат алюминия относится к наиболее востребованным веществам, так как обладает прекрасными свойствами и может быть применен в широких масштабах.

Благодаря высокой химической активности солеобразующих металлов, свойства будут весьма ярко проявляться, так что именно поэтому стараются выбирать активные соединения. С ними проще работать, но могут потребоваться специальные условия хранения, так как в некоторых случаях реакция происходит прямо на открытом воздухе, что недопустимо, так как не будет контроля.

Химическая формула и свойства соединения

Условными обозначениями формула нитрата алюминия выглядит следующим образом:Аl(NО₃)₃. Это соединение обладает следующими параметрами:

• пребывает в твердом агрегатном состоянии при нормальных условиях;
• молярная масса составляет 212,996 грамм на моль;
• плотность равняется 1,89 грамм на кубический сантиметр;
• плавится вещество всего при 66 градусах по Цельсию;
• массовая доля азота в нитрате алюминия составляет 19,7%;
• в химических реакциях проявляет высокую активность, которая увеличивается при нагревании до определенного уровня, так как дальше начинается разложение.

Нитрат алюминия 3 можно получить несколькими способами, которые дают одинаково хороший результат, а отличаются лишь необходимостью наличия разных компонентов:

1. Самым простым способом будет растворение или так называемое травление чистого металла в разведенной азотной кислоте: 8Аl+30НNО₃=8Аl(NО₃)₃+3N₂О+15Н₂О.

2. Также можно осуществлять воздействие азотной кислотой на основание алюминия: Аl(ОН)₃+3НNО₃=Аl(NО₃)₃+3Н₂О.

3. Можно проводить реакцию замещения, для чего используются менее активные металлы, которые вытесняются алюминием: Аl₂(SО₄)₃+3BА(NО₃)₂=2Аl(NО₃)₃+3BАSО₄.

4. Чтобы сразу получить безводный раствор, нужно провести реакцию кристаллогидрата, которая может иметь два вида взаимодействий:

• Аl(ОН)₃·9Н₂0+9N₂О₅=Аl(NО₃)₃+18НNО₃;
• АlCl₃+3ClNО₃=Аl(NО₃)₃+3Cl₂.

5. В промышленности твердое вещество также получают двумя основными методами:

• Аl₂О₃+3N₂О₅=2Аl(NО₃)₃;
• Аl(ОН)₃+3N₂О₅=Аl(NО₃)₃+3НNО₃.

6. Можно применять в качестве исходного сырья бромид алюминия, тогда реакция будет протекать постепенно в две стадии:

• вначале идет поляризация: 2АlBr₃+8N₂О₅=2[NО₂]^—[Аl(NО₃)₄]⁺+3Br₂+6NО₂.
• а затем реакция завершается: 2[NО₂]^—[Аl(NО₃)₄]⁺=2Аl(NО₃)₃+4N₂О+О₂.

Как видно, раствор нитрата алюминия и твердое вещество можно получить большим количеством способов, причем для этого даже не потребуются специальные условия.

Реакции, в которых может принимать участие вещество

Алюминий относится к категории амфотерных элементов, так что при определенных условиях он может проявлять разные свойства. Это широко используется в промышленности, чтобы можно было управлять химическими реакциями в зависимости от необходимости. Нитрат алюминия взаимодействует с большим количеством соединений различного рода, так что может использоваться в широком спектре работ:

• Цепочка алюминий→нитрат алюминия→гидроксид алюминия может быть пройдена ровно за два простых этапа в следующей последовательности:

4Аl+4НNО₃=4Аl(NО₃)₃+2Н₂;

3Аl(NО₃)₃+3KОН=3Аl(ОН)₃+3KNО₃.

• Нитрат алюминия→хлорид алюминия можно получить при помощи воздействия на вещество соляной кислотой: Аl(NО₃)₃+3НCl=АlCl₃+3НNО₃.
• Оксид алюминия→нитрат алюминия получают по простой схеме: Аl₂О₃+3N₂О₅=2Аl(NО₃)₃.
• Нитрат алюминия и гидроксид натрия во взаимодействии дают следующий результат Аl(NО₃)₃+3NАОН=Аl(ОН)₃↓+3NАNО₃.
• Нитрат цинка и алюминий при взаимодействии проведут реакцию вытеснения менее активного металла: 3Zn(NО₃)₂+2Аl=2Аl(NО₃)₃+3Zn.
• Нитрат калия с алюминием не реагирует, так как калий является более активным металлом, поэтому алюминий не может вытеснять его из соединений.
• А вот такому виду замещения, как алюминий→нитрат железа ничего не мешает: 3Fe(NО₃)₂+2Аl=2Аl(NО₃)₃+3Fe.
• Разложение нитрата алюминия происходит при нагревании среды до 150-200 градусов по Цельсию: 4Аl(NО₃)₃=2Аl₂О₃+12NО₂+3О₂.

Это только небольшой перечень реакций, в которые вступает вещество.

Использование алюминиевой соли азотной кислоты

Вещество используется на текстильных фабриках для протравки тканей перед покраской, играет важную роль при дублении кожи, служит для изготовления нитей накаливания. Каталитические свойства применяется для очистки нефти от различных вредных примесей, а также может убирать коррозию с металлов и некоторых сплавов. Входит в состав некоторых антиперспирантов.

Опасность вещества для человека находится на низком уровне или отсутствует вовсе. Твердые элементы можно брать в руки без защитных перчаток, а нюхать материал без какого-либо опасения получить ожог дыхательный путей. Случаи попадания алюминиевого нитрата в пищеварительную систему человека не фиксировались, так что сказать об опасности сложно.

При проведении испытаний на крысах после внутреннего употребления погибла половина испытуемой группы. Так что наверняка опасность присутствует, но в любом случае, ни одно химическое вещество нельзя употреблять в пищу, пока его свойства не будут исследованы и не доказана польза для организма.

Характеристики плавиковой кислоты и применение в промышленности

Плавиковая кислота (фтороводородная, фтористоводородная) является неорганическим веществом, односоставной кислотой, которую получают путем растворения фтороводорода в воде. Название реактива напрямую связано с процессом получения плавиковой кислоты. Получение фтористоводородной кислоты происходит из фтороводорода, который синтезируют из плавикового шпата – минерала флюорита, способного светится под ультрафиолетом или действием высокой температуры.

Свойства плавиковой кислоты

Фтороводородная кислота является жидкостью без цвета, но с резким запахом. Физические свойства плавиковой кислоты характеризуют вещество как не горючий, но очень токсичный реагент. Неорганическая кислота представляет опасность как для человека, так и для природы.

Химические свойства фтороводородной кислоты определяют реагент как кислоту средней силы, взаимодействующую с металлами и образующую фториды. Если реакция происходила с щелочным металлом, то полученная соль будет растворяться в воде, если с щелочно-земельными – растворение в воде будет происходить плохо, либо отсутствовать вообще.

Не вступает в реакции с пластмассой и каучуковыми материалами. Не растворяет некоторые металлы. Также среди особенностей плавиковой кислоты – хорошее взаимодействие с оксидом кремния, который является основой всех силикатов. Поэтом исключено хранение реагента в стеклянных емкостях.

Меры безопасности (класс опасности)

Опасность плавиковой кислоты для человека заключается и в самом растворе, и в его ядовитых парах. Разбавленная фтористоводородная кислота при попадании на кожу не вызывает никакого-раздражения или боли. Капли впитываются и проникают в кровоток, что приводит к появлению симптоматики токсического отравления, отека легких, нарушений ЖКТ и сердечно-сосудистой системы. Пары воздействуют на органы зрения и обоняния, приносят легкий наркотический эффект.

Поэтому присвоен 2 класс опасности фтороводородной кислоте, что обязует при работе с реагентом использовать респираторы, очки, защитные перчатки и одежду. Любые действия с веществом, включая получение фтороводородной кислоты, происходят в вытяжном шкафу.

Хранение и перевозка

Вне зависимости от того, для чего используется плавиковая кислота на конкретном производстве, ее хранение осуществляется только в пластиковых тарах при температуре не более +30 °С. Для больших емкостей используют усиление конструкции – металлическую обрешетку. Для транспортировки реагента, особенно высокой концентрации, используют ЖД и автомобили, в которые помещается ядовитое вещества в железных или стальных тарах.

Область применения плавиковой кислоты

Основные области применения фтористоводородной кислоты:

Нефтехимия и горнодобывающая промышленность, в которых вещество используется для увеличения объемов нефтедобычи или разрушения горных пород, в составе которых имеется кремний.
Применение плавиковой кислоты также распространяется на область выделения ряда металлов.
Химическая индустрия, где вещество выступает в роли катализатора для получения фтористых соединений или синтетических смазок.
Стекольная промышленность, в которой реактив используется для прозрачного травления стекла из кремния.
Аналитическая химия, в которой вещество используется в реакциях, где необходимо растворить силикаты.
Алюминиевая промышленность, где реактив применяют как на этапе получения легкого металла, так и при работе с ним.
Плавиковую кислоту используют и при изготовлении полупроводников, где реагент применяется на стадии очистки и травления кремния.
Также фтористоводородная кислота используется как одна из составляющих жидкостей, которые применяются для травления, полировки или электрохимического воздействия на сплавы и нержавеющую сталь.

Чтобы заказать фтороводородную кислоту, свяжитесь с нами по телефону или заполните соответствующую форму на сайте.

Как соляная кислота реагирует с алюминием

Алюминий — ковкий, легкий серебристо-белый металл, хороший проводник электричества. Соединение алюминия с кислотой приводит к типичной реакции с образованием соли алюминия и газообразного водорода.

Алюминий реагирует с разбавленной соляной кислотой при комнатной температуре, образуя хлорид алюминия и бесцветный газообразный водород. Эта реакция необратима, поскольку конечные продукты не вступают в реакцию друг с другом. Алюминий действует как восстановитель и высвобождает электроны:

Al⁰ — 3e = Al³⁺

Катионы соляной кислоты принимают эти электроны и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H⁺ + 2e = H₂ ↑

Полное уравнение ионной реакции:

2Al⁰ + 6H⁺ + 6Cl⁻ = 2Al³⁺ + 6Cl⁻ + 3H₂ ↑

Чистая форма иона:

2Al⁰ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂ ↑

В молекулярном виде реакция выглядит так:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ ↑

Металлический алюминий — не единственное вещество, которое может реагировать с соляной кислотой — этим свойством обладают многие соединения металлов. С солями происходит обменная реакция, когда ионы или реактивные группы обоих реагентов «меняют свое положение». Чтобы реакция с алюминием или его соединениями была необратимой, реагенты должны образовывать газ, осадок или труднорастворимое вещество. Требуемые количества реагентов должны быть точно рассчитаны.

Реакции гидроксидов и оксидов алюминия с соляной кислотой

Al (OH)₃ представляет собой амфотерное основание, белый гелеобразный осадок, который плохо растворяется в воде.

Гидроксид алюминия вступает в реакцию нейтрализации соляной кислотой:

Al (OH) ₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Вы можете наблюдать растворение белого осадка гидроксида алюминия (хлорид алюминия AlCl₃ хорошо растворяется в воде). С оксидом алюминия реакция приводит к образованию соли и воды в соответствии со следующим уравнением:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Реакции солей, гидридов и комплексов алюминия с соляной кислотой

Соляная кислота также реагирует со многими другими соединениями алюминия.

С карбидом алюминия

Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄ ↑

С ацетатом алюминия

(CH₃COO) ₃Al + 3HCl = AlCl₃ + 3CH₃COOH

С нитридом алюминия

AlN + 4HCl = AlCl₃ + NH₄Cl (используется концентрированная кислота, реакция идет медленно)

С сульфидом алюминия

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S ↑

С фосфидом алюминия

AlP + 3HCl = AlCl₃ + PH₃ ↑ (используется концентрированная кислота)

С фосфатом алюминия

AlPO₄ + 3HCl = AlCl₃ + H₃PO₄

С алюминатом натрия

NaAlO₂ + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + 2H₂O

Сульфаты и нитраты алюминия не вступают в реакцию с соляной кислотой, так как все соединения в смеси растворимы — не образуются осадки, не образуются трудно растворяемые вещества, не выделяется газ.

Как смеси металлов реагируют с соляной кислотой

Когда смесь нескольких металлов обрабатывают соляной кислотой, каждый металл вступает в реакцию отдельно. Например, если вы добавляете HCl в смесь алюминиевой и железной стружки, реакция пойдет следующим образом:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ↑

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ ↑

Поскольку разбавленная соляная кислота является слабым окислителем, железо восстанавливается только до степени окисления +2.

Продукты реакции алюминия с соляной кислотой и их применение

Почти все реакции соляной кислоты и алюминия (или его соединений) приводят к образованию хлорида алюминия (AlCl₃). Соль хорошо растворяется в органических растворителях (нитробензол, дихлорэтан, ацетон) и воде. Гидролиз AlCl₃ можно наблюдать в водных растворах, поскольку эта соль образуется из сильной кислоты HCl и слабого основания Al (OH).

AlCl₃ используется в качестве катализатора в органическом синтезе. Его используют, например, при изомеризации парафинов, инициировании реакций алкилирования, ацилировании и разложении масла по фракциям. Гексагидрат хлорида алюминия AlCl₃・6H₂O используется для обработки древесных материалов, очистки сточных вод и производства антиперспирантов.

Реакцию алюминия с раствором соляной кислоты можно использовать в качестве лабораторного процесса для получения водорода (но для этих целей чаще используется металлический цинк).

таблица кислот

Названия некоторых кислот и их солей.

кислота		соли
Название	Формула	Кислотный остаток	Название аниона
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли
Азотная	HNO₃	NO₃^—	Нитрат
Азотистая	HNO₂	NO₂^—	Нитрит
Алюминиевая (орто)	H₃AlO₃	AlO₃^3-	Орто-алюминат
Алюминиевая (мета)	HAlO₂	AlO₂^—	Мета-алюминат
Бериллиевая	H₂BeO₂	BeO₂^2-	Бериллат
Борная (орто)	H₃BO₃	BO₃^3-	Орто-борат
Борная (мета)	HBO₂	BO₂^—	Мета-борат
Борная (тетра)	H₂B₄O₇	B₄O₇^2-	Тетраборат
Висмутовая	HBiO₃	BiO₃^—	Висмутат
Вольфрамовая	H₂WO₄	WO₄^2-	Вольфрамат
Железная	H₂FeO₄	FeO₄^2-	Феррат
Железистая (мета)	HFeO₂	FeO₂^—	Феррит
Кремниевая (орто)	H₄SiO₄	SiO₄^4-	Орто-силикат
Кремниевая (мета)	H₂SiO₃	SiO₃^2-	Мета-силикат
Марганцовая	HMnO₄	MnO₄^—	Перманганат
Марганцовистая	H₂MnO₄	MnO₄^2-	Манганат
Марганцоватистая	H₂MnO₃	MnO₃^2-	Манганит
Молибденовая	H₂MoO₄	MoO₄^2-	Молибдат
Мышьковая (орто)	H₃AsO₄	AsO₄^3-	Орто-арсенат
Мышьяковая (мета)	HAsO₃	AsO₃^—	Мета-арсенат
Димышьяковая	H₄As₂O₇	As₂O₇^4-	Диарсенат
Оловянная (орто)	H₄SnO₄	SnO₄^4-	Орто-станнат
Оловянная (мета)	H₂SnO₃	SnO₃^2-	Мета-станнат
Оловянистая	H₂SnO₂	SnO₂^2-	Станнит
Селеновая	H₂SeO₄	SeO₄^2-	Селенат
Селенистая	H₂SeO₃	SeO₃^2-	Селенит
Свинцовая (орто)	H₄PbO₄	PbO₄^4-	Орто-плюмбат
Свинцовая (мета)	H₂PbO₃	PbO₃^2-	Мета-плюмбат
Свинцовистая	H₂PbO₂	PbO₂^2-	Плюмбит
Серная	H₂SO₄	SO₄^2-	Сульфат
Дисерная	H₂S₂O₇	S₂O₇^2-	Дисульфат
Надсерная	H₂S₂O₈	S₂O₈^2-	Пероксодисульфат
Тиосерная	H₂S₂O₃	S₂O₃^2-	Тио-сульфат
Дитионовая	H₂S₂O₆	S₂O₆^2-	Дитионат
Тетратионовая	H₂S₄O₆	S₄O₆^2-	Тетратионат
Сернистая	H₂SO₃	SO₃^2-	Сульфит
Сурьмяная (орто)	H₃SbO₄	SbO₄^3-	Орто-антимонат
Сурьмяная (мета)	HSbO₃	SbO₃^—	Мета-антимонат
Теллуровая	H₂TeO₄	TeO₄^2-	Теллурат
Угольная	H₂CO₃	CO₃^2-	Карбонат
Муравьиная	HCOOH	HCOO^—	Формиат
Уксусная	CH₃COOH	CH₃COO^—	Ацетат
Фосфорная (орто)	H₃PO₄	PO₄^3-	Орто-фосфат
Фосфорная (мета)	HPO₃	PO₃^—	Мета-фосфат
Дифосфорная	H₄P₂O₇	P₂O₇^4-	Дифосфат
Фосфористая (орто)	H₃PO₃	Н₂PO₃^—и HPO₃^2-	Ди- и ГИДРО-фосфиты
Фосфористая (мета)	HPO₂	PO₂^—	Мета-фосфит
Фосфорноватистая	H₃PO₂	H₂PO₂^—	Дигидро-гипо-фосфит
Хромовая	H₂CrO₄	CrO₄^2-	Хромат
Дихромовая	H₂Cr₂O₇	Cr₂O₇^2-	Дихромат
Хромистая (орто)	H₃CrO₃	CrO₃^3-	Орто-хромит
Хромистая (мета)	HCrO₂	CrO₂^—	Мета-хромит
ОКСО-кислоты и -соли элементов Cl, Br, I – ПОДОБНЫ.
Хлорная	HClO₄	ClO₄^—	Пер-хлорат
Хлорноватая	HClO₃	ClO₃^—	Хлорат
Хлористая	HClO₂	ClO₂^—	Хлорит
Хлорноватистая	HClO	ClO^—	Гипо-хлорит
Бромная	HBrO₄	BrO₄^—	Пер-бромат
Бромноватая	HBrO₃	BrO₃^—	Бромат
Бромристая	HBrO₂	BrO₂^—	Бромит
Бромноватистая	HBrO	BrO^—	Гипо-бромит
Иодная	HIO₄	IO₄^—	Пер-иодат
Иодноватая	HIO₃	IO₃^—	Иодат
Иодистая	HIO₂	IO₂^—	Иодит
Иодноватистая	HIO	IO^—	Гипо-иодит
БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли
Фтороводородная	HF	F^—	Фторид
Хлороводородная	HCl	Cl^—	Хлорид
Бромоводородная	HBr	Br^—	Бромид
Иодоводородная	HI	I^—	Иодид
Циановодородная	HCN	CN^—	Цианид
Тиоциановодородная	HSCN	SCN^—	Тио-цианид
Селеноводородная	H₂Se	Se^2-	Селенид
Сероводородная	H₂S	S^2-	Сульфид
Теллуроводородная	H₂Te	Te^2-	Теллурид

Как соляная кислота реагирует с алюминием. Формулы и описание процесса

Алюминий — ковкий, легкий металл серебристо-белого цвета. Это хороший электрический проводник. Он может реагировать как с кислотами, так и с основаниями. Сочетание алюминия с кислотой приводит к типичной реакции замещения с образованием соли алюминия и газообразного водорода. Это видно на простом примере — как соляная кислота реагирует с алюминием.

Со щелочами реакция протекает иначе: помимо выделения водорода в результате реакции образуются алюминат MeAlO₂ (где Me — катион металла из щелочи) и комплексное соединение с формулой Me[Al(OH)₄] в решение.

Реакция алюминия с соляной кислотой

Алюминий реагирует с разбавленной соляной кислотой при комнатной температуре. Металл растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида алюминия и бесцветного газообразного водорода. Эта реакция необратима, так как конечные продукты не будут реагировать друг с другом. Реакция между металлическим алюминием и соляной кислотой известна как окислительно-восстановительная реакция. Алюминий действует как восстановитель, отдавая электроны:

Al⁰ — 3e = Al³⁺

Катионы соляной кислоты принимают эти электроны и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H⁺ + 2e = H₂

Полное уравнение ионной реакции выглядит следующим образом:

2Al⁰ + 6H⁺ + 6Cl⁻ = 2Al³⁺ + 6Cl⁻ + 3H₂↑

Чисто-ионная форма:

2Al⁰ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑

В молекулярной форме реакция выглядит следующим образом:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H₂↑

Металлический алюминий — не единственное вещество, способное реагировать с соляной кислотой — этим свойством обладают многие соединения металлов.С солями происходит реакция обмена, когда ионы или реакционноспособные группы обоих реагентов «меняются местами». Чтобы реакция с алюминием или его соединениями была необратимой, реагенты должны образовывать газ, осадок или малорастворимое вещество. Необходимое количество реагентов должно быть точно рассчитано.

Реакции гидроксидов и оксидов алюминия с соляной кислотой

Al(OH)₃ — амфотерное основание, представляющее собой белый желеобразный осадок, плохо растворимый в воде.

Гидроксид алюминия вступает в реакцию нейтрализации соляной кислотой (для надежного протекания реакции гидроксид должен быть свежеосажденным):

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl3 + 3H₂O

Наблюдается растворение белого осадка гидроксида алюминия (хлористый алюминий AlCl₃ хорошо растворяется в воде). С оксидом алюминия реакция дает соль и воду в соответствии со следующим уравнением:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl3 + 3H₂O

Реакции солей, гидридов и комплексов алюминия с соляной кислотой

Соляная кислота также реагирует со многими другими соединениями алюминия.

С карбидом алюминия

Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄↑

(карбид алюминия растворяется при обработке избытком соляной кислоты)

С ацетатом алюминия

(CH3COO)₃Al + 3HCl = AlCl3 + 3CH3COOH

С нитридом алюминия

AlN + 4HCl = AlCl3 + NH4Cl

(используется горячая концентрированная кислота; реакция протекает медленно)

С сульфидом алюминия

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl3 + 3H₂S↑

С фосфидом алюминия

AlP + 3HCl = AlCl3 + PH3↑

(Реакция предполагает обработку фосфида горячей концентрированной кислотой)

С фосфатом алюминия

AlPO₄ + 3HCl = AlCl3 + H3PO₄

С аланатом лития (тетрагидроалюминатом)

Li[AlH₄] + 4HCl = AlCl3 + LiCl + 4H₂↑

(Реакция проводится при низкой температуре)

С алюминатом натрия

NaAlO₂ + 4HCl = NaCl + AlCl3 + 2H₂O

С тетрагидроксоалюминатом натрия

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = AlCl3 + NaCl + 4H₂O

Сульфаты и нитраты алюминия не реагируют с соляной кислотой, так как все соединения в смеси растворимы – не образуется осадка, не образуются малорастворимые вещества, не выделяется газ.

Щелкните здесь, чтобы узнать больше об алюминии и его свойствах.

Как смеси металлов реагируют с соляной кислотой

Если взять смесь нескольких металлов и обработать их соляной кислотой, каждый металл будет реагировать отдельно. Например, если к смеси алюминиевой и железной стружки добавить HCl, реакция будет протекать следующим образом:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H₂↑

Продукты реакции между алюминием и соляной кислотой и их применение

Практически все реакции соляной кислоты с алюминием (или его соединениями) приводят к образованию хлорида алюминия (AlCl₃). Соль хорошо растворяется в органических растворителях (нитробензол, дихлорэтан, ацетон) и воде. В водных растворах можно наблюдать гидролиз AlCl₃, так как эта соль образована сильной кислотой HCl и слабым основанием Al(OH)₃.

AlCl₃ используется в качестве катализатора в органическом синтезе. Например, его используют при изомеризации парафинов, инициировании реакций алкилирования, ацилировании и разложении нефти на фракции. Гексагидрат хлорида алюминия AlCl₃・6H₂O используется для обработки древесных материалов, очистки сточных вод и производства антиперспирантов.

Реакцию алюминия с раствором соляной кислоты можно использовать как лабораторный метод получения водорода (но чаще для этих целей используется металлический цинк).

Видео с вопросом

: объяснение того, почему образуется газ при добавлении алюминиевой фольги в соляную кислоту

Стенограмма видео

На следующем рисунке показано, что происходит, когда в стакан с соляной кислотой помещают немного алюминиевой фольги. Почему много пузырьков газа образуется в ходе этой химической реакции? (A) Пар производится как алюминий замещает водород в соляной кислоте. (B) Газообразный кислород производится как алюминий замещает водород в соляной кислоте.(C) Газообразный водород производится как алюминий замещает водород в соляной кислоте. (D) Газообразный азот производится как алюминий замещает водород в соляной кислоте. (E) Вырабатывается углекислый газ так как алюминий заменяет водород в соляной кислоте.

Когда идет химическая реакция место, можно сделать ряд замечаний. Например, мы можем увидеть цвет изменение или запах испускаемых паров.Мы также можем видеть пузырьки газа, производится, что мы называем вскипанием в химии. Глядя на схему, мы можем отчетливо видно, что между алюминиевой фольгой и соляной кислоты, потому что образуется много пузырьков газа. Освободим место для обсуждения химическая реакция, которая происходит.

Когда металл реагирует с кислотой, образуется солевой раствор и газообразный водород.В этой задаче полученная соль будет хлорид алюминия или AlCl3. Алюминий поступает из алюминиевой фольги, а ионы хлорида поступают из соляной кислоты, имеющей химическая формула HCl.

Напишем словесное уравнение к представлять химическую реакцию. Начнем с написания алюминия плюс соляная кислота, которые являются названиями реагентов. После стрелки реакции мы можем напишите хлорид алюминия плюс газообразный водород, которые являются названиями продуктов.Это помогло бы нам также написать уравнение реакции с использованием химических символов. Эта реакция является примером реакция замещения. В реакции замещения более активный элемент заменяет менее активный элемент в соединении.

Ряд химической активности может помогают определить, какие элементы более активны, чем другие. Элементы, расположенные выше на ряды более активны, чем те, что ниже по низу.Алюминий выше в серии чем водород, поэтому он более активен, чем водород. Это означает, что алюминий может заменить водород в соляной кислоте.

Теперь давайте применим то, что мы узнали для выбора правильного варианта ответа. Вариант ответа, который лучше всего объясняет изменения, происходящие в ходе химической реакции, является выбором ответа (С). Газообразный водород образуется как алюминий замещает водород в соляной кислоте.

Соль алюминия – обзор

2.1 Реактивы

Реагенты, используемые в водоочистных сооружениях, могут содержать небольшие фракции примесей, не играющих никакой роли в процессе корректировки. Однако эти вещества могут изменять параметры качества воды в такой степени, которая зависит от состава и дозировки реагентов, а также от эффективности последующих процессов очистки. Последствия реакций между химическими реагентами и соединениями воды могут быть гораздо более опасными, так как в некоторых случаях наблюдается образование канцерогенных соединений.

В частности, хлор, используемый для обеззараживания воды, обусловливает образование галогенсодержащих соединений, среди которых тригалометаны (хлороформ, бромоформ, бромдихлорметан, дибромхлорметан), которые, как известно, обладают канцерогенными свойствами.

Первые исследования (Symons et al., 1975) показали, что хлороформ является побочным продуктом реакции хлора и органических веществ, присутствующих в воде в естественных условиях. Позже другие тригалометаны были идентифицированы как побочные продукты реакции соединений брома с хлором и органическими веществами.В любом случае показано, что предшественниками тригалометанов являются органические вещества, в основном фульвокислоты и гуминовые кислоты. Недавние исследования (Reckhow and Singer, 1984) показали, что добавление хлора к воде приводит к образованию многих других галогенсодержащих веществ, таких как галоуксусные кислоты, галокетоны, галоацетонитрилы и т. д.), которые, хотя и встречаются обычно в очень низких концентрациях, даже опаснее хлороформа. Поскольку идентифицированные к настоящему времени галогенированные соединения представляют собой небольшую долю галогенированных органических веществ (ТОХ), обычно встречающихся в природной воде (Singer, 1994), необходимы дополнительные исследования, чтобы установить, образуются ли другие галогенированные соединения.

Факторов, влияющих на образование галогенсодержащих соединений в питьевой воде, много (Singer, 1994) и они включают: pH, температуру, время контакта с дезинфекцией, концентрацию хлора и брома, природу и концентрацию органических веществ. Что касается pH, то при увеличении pH выше нейтрального наблюдалось снижение концентрации галогенированных соединений, поскольку многие из них гидролизуются при pH выше примерно 8. При более высоких концентрациях галогенированных соединений обычно наблюдается повышение температуры, поскольку все химические реакции ускоряются. и, таким образом, может перейти к завершению.Исключение составляют некоторые соединения (галогенкетоны и галоидацетонитрилы), которые после образования могут подвергаться дальнейшему превращению или гидролизу; поскольку этот распад происходит в течение относительно длительного времени, он обычно наблюдается в трубопроводах и резервуарах распределительной системы.

Для подавления образования галогенсодержащих соединений в питьевой воде, обработанной хлором, могут применяться три различных подхода (Singer, 1994): (i) контроль состава воды в подающем водоеме; (ii) использование соответствующих процессов очистки воды; (iii) использование дезинфицирующих средств, альтернативных хлору.

Целью контроля состава воды является, главным образом, ограничение роста водорослей, которые могут представлять собой наиболее важную фракцию органических веществ, ответственных за образование галогенированных соединений. Рост водорослей может быть ограничен за счет удержания питательных веществ в водоеме.

Обработка воды может проводиться до или после добавления хлора; в первом случае органические вещества удаляются с помощью химико-физических процессов, таких как коагуляция, адсорбция на гранулированном активированном угле и мембранная фильтрация; во втором случае галогенные соединения удаляют с помощью активированного угля или воздушной отгонки.Последний метод позволяет удалять только летучие соединения (например, тригалометаны) без удаления нелетучих соединений.

Альтернативными хлору методами дезинфекции являются хлорамины, диоксид хлора (ClO ₂ ), озон (O ₃ ) и УФ-излучение. Следует отметить, что имеющиеся в настоящее время результаты по образованию галогенированных соединений при использовании дезинфицирующих средств на основе хлора, отличных от хлора, не являются окончательными, и поэтому они нуждаются в дальнейшей проверке.В любом случае хлорамины, по-видимому, определяют низкую концентрацию галогенсодержащих соединений. Однако их дезинфицирующая эффективность невелика, что делает их непригодными в качестве основного дезинфицирующего средства; с другой стороны, из-за их сильной стойкости и, как будет показано ниже, их высокой молекулярной диффузии, они все больше и больше используются в качестве вторичного дезинфицирующего средства, чтобы гарантировать достаточный уровень остаточного хлора в системах водоснабжения. Точно так же диоксид хлора дает низкие концентрации галогенированных соединений, но в щелочных растворах он может определять образование хлоритов и хлорат-ионов, которые токсичны при относительно высоких концентрациях.Кроме того, диоксид хлора окисляет высокомолекулярные органические соединения, которые, таким образом, превращаются в легко биоразлагаемые органические соединения (например, альдегиды), которые, как подробно описано ниже, способствуют повторному росту микроорганизмов в водопроводных трубах. Последнее явление наблюдалось даже при использовании озона, который, по-видимому, приводит к образованию тригалометанов, когда в воде содержится бром. Наконец, УФ-излучение определяет, по сравнению с альтернативными методами дезинфекции, самую низкую концентрацию вредных соединений.Однако он дает небольшую эффективность дезинфекции для некоторых видов микроорганизмов, особенно простейших.

Также очень распространено использование солей алюминия для обработки питьевой воды, чтобы дестабилизировать коллоидную и квазиколлоидную дисперсию и облегчить отделение твердой фазы. Способность солей алюминия и железа дестабилизировать коллоидную и квазиколлоидную дисперсию возникает в результате одного из следующих процессов, в зависимости от значений рН и буферной способности:

а): адсорбируется на поверхности частиц, несущих большой отрицательный электрический заряд.Это изменяет электрический заряд твердых тел и снижает их дзета-потенциал до нуля;
б): вследствие частичного гидролиза ионов Al или Fe образуются водорастворимые комплексы Al или Fe, которые содержат небольшое количество атомов Al или Fe и несут положительный заряд. Эти комплексы вступают в прочные связи с отрицательно заряженными частицами, изменяя при этом свой изначально высокий поверхностный заряд. После этого частицы объединяются;
c): Гидролиз ионов Al или Fe дает в течение короткого периода времени гидроксидные соли Al или Fe, которые содержат значительное количество воды и несут положительный заряд.Эти соли состоят из частиц, начальный размер которых меньше размера удаляемых коллоидных частиц. Таким образом, соли адсорбируются на твердых частицах, присутствующих в поверхностных водах, изменяя высокий отрицательный электрический заряд последних. Образовавшийся комплекс твердых частиц гидроксида металла имеет очень небольшой электрический заряд и, таким образом, подходит для эффективной и быстрой агрегации;
d): продукты гидролиза ионов Al или Fe с высокой скоростью агрегируют в большие хлопья гидроксида Al или Fe, которые благодаря своему большому размеру сметают коллоидные частицы, подлежащие удалению.

Процесс коагуляции приводит к остаточному алюминию в воде, состоящему из растворенных и твердых частиц. Эти соединения могут быть вредными для человека, так как нормативный уровень содержания остатков Al также пересекается с уровнями, связанными с определенным воздействием на здоровье, как в клинических, так и в экспериментальных отчетах. Однако остается неясным, в какой степени последствия для здоровья могут модулироваться воздействием различных видов алюминия (в зависимости, например, от pH) и/или в зависимости от уровней силикатов или фторидов (и, следовательно, состояния комплексообразования).

Необходимы дополнительные исследования для оценки токсичности соединений алюминия (Golub and Domingo, 1996) и оптимальных условий для приготовления коагулянтных солей алюминия. Наконец, будут установлены условия, ограничивающие алюминиевые остатки.

WebElements Periodic Table » Алюминий » реакции элементов

Реакция алюминия с воздухом

Алюминий — серебристо-белый металл. Поверхность металлического алюминия покрыта тонким слоем оксида, который помогает защитить металл от воздействия воздуха.Таким образом, обычно металлический алюминий не реагирует с воздухом. Если оксидный слой поврежден, металлический алюминий подвергается агрессивному воздействию. Алюминий будет гореть в кислороде ярким белым пламенем с образованием трехокисного оксида алюминия (III), Al ₂ O ₃ .

4Al(s) + 3O ₂ (l) → 2Al ₂ O ₃ (s)

Реакция алюминия с водой

Реакция алюминия с галогенами

Металлический алюминий энергично реагирует со всеми галогенами с образованием галогенидов алюминия. Так, он реагирует с хлором Cl ₂ , бромом I ₂ и йодом I ₂ с образованием соответственно хлорида алюминия (III) AlCl ₃ , бромида алюминия (III) AlBr ₃ и йодид алюминия (III), AlI ₃ .

2Al(т) + 3Cl ₂ (л) → 2AlCl ₃ (т)

2Al(s) + 3Br ₂ (l) → Al ₂ Br ₆ (s)

2Al(s) + 3I ₂ (l) → Al ₂ I ₆ (s)

Реакция алюминия с кислотами

Металлический алюминий легко растворяется в разбавленной серной кислоте с образованием растворов, содержащих водный ион Al(III) вместе с газообразным водородом, H ₂ . Соответствующие реакции с разбавленной соляной кислотой также дают водный ион Al(III).Концентрированная азотная кислота пассивирует металлический алюминий.

2Al(т) + 3H ₂ SO ₄ (водн.) → 2Al ³⁺ (водн.) + 2SO ₄ ^2- (водн.) + 3H _{2 909060}

2Al(т) + 6HCl(водн.) → 2Al ³⁺ (водн.) + 6Cl ^— (водн.) + 3H ₂ (г)

Реакция алюминия с основаниями

Алюминий растворяется в гидроксиде натрия с выделением газообразного водорода H ₂ и образованием алюминатов типа [Al(OH) ₄ ] ^— .

2Al(т) + 2NaOH(водн.) + 6H ₂ O → 2Na ⁺ (водн.) + 2[Al(OH) ₄ ] ^— + 3H ₂ (г)

Какое сбалансированное уравнение для гидроксида алюминия и соляной кислоты? — Первый законкомик

Какое сбалансированное уравнение для гидроксида алюминия и соляной кислоты?

Сбалансированное уравнение показывает реакцию между гидроксидом алюминия и соляной кислотой с образованием хлорида алюминия и воды. Al(OH)3+ 3HCl⇒AlCl3+3h3O..

Какое из следующих уравнений является химическим уравнением баланса?

По закону сохранения массы при протекании химической реакции масса продуктов должна быть равна массе реагентов. Сбалансированное химическое уравнение возникает, когда количество атомов, участвующих в реакции, равно количеству атомов в стороне продуктов.

Каково химическое уравнение гидроксида алюминия?

Al(OH)3
Гидроксид алюминия/формула

Какой тип реакции Al HCl → h3 AlCl3?

Аяко_Шо · Стефан В.Одиночная замена.

Какова реакция Al HCl?

Алюминий реагирует с разбавленной соляной кислотой при комнатной температуре. Металлический алюминий растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида алюминия и бесцветного газообразного водорода. Реакция, происходящая между алюминием и соляной кислотой, необратима. И конечные продукты не будут реагировать друг с другом.

Что такое сбалансированное химическое уравнение Почему химическое уравнение должно быть сбалансированным?

Химическое уравнение всегда должно быть сбалансировано, потому что закон сохранения массы гласит, что материя не может быть ни создана, ни уничтожена, поэтому в химическом уравнении общая масса реагентов должна быть равна массе образовавшихся продуктов, т.е.е. общее число атомов каждого элемента должно быть равно на обоих …

Какова химическая формула гидроксида алюминия?

Гидроксид алюминия/формула
Гидроксид алюминия, Al(OH)3, встречается в природе в виде минерального гиббсита (также известного как гидраргиллит) и его трех гораздо более редких полиморфных модификаций: байерита, дойлеита и нордстрандита.

Как сбалансировать Al(OH)3 + HCl = AlCl3+ h3O?

Чтобы сбалансировать Al(OH)3 + HCl = AlCl3 + h3O, вам нужно обязательно сосчитать все атомы с каждой стороны химического уравнения.Как только вы узнаете, сколько атомов каждого типа, вы можете только изменить коэффициенты (числа перед атомами или соединениями), чтобы сбалансировать уравнение для гидроксида алюминия + соляной кислоты.

Какая реакция между алюминием и соляной кислотой?

Металлический алюминий будет реагировать с разбавленной соляной кислотой с образованием водного раствора хлорида алюминия, AlCl3, и газообразного водорода, h3. Сбалансированное химическое уравнение, описывающее эту единственную реакцию замещения, выглядит следующим образом. Имейте в виду, что эта реакция не произойдет, как только вы добавите кусок алюминия в раствор соляной кислоты.(-)))#.

Какова степень окисления алюминия в водороде?

Алюминий окисляется как Al → Al3+, а водород восстанавливается как 2H+ → H0 2. Надеюсь, это было полезно. Если воспроизведение не начнется в ближайшее время, попробуйте перезагрузить устройство.

Какое словесное уравнение для алюминия и соляной кислоты? – М.В.Организинг

Какое словесное уравнение для алюминия и соляной кислоты?

Алюминий реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида алюминия и газообразного водорода.Какая масса соляной кислоты вступит в реакцию при растворении 87,7 г алюминия? Уравнение: 2Al+6HCl→2AlCl3+3h3 2 A l + 6 H C l → 2 A l C l 3 + 3 H 2 .

Почему алюминий реагирует с соляной кислотой?

Реакция между алюминием и соляной кислотой Это происходит потому, что каждый атом хлора в соляной кислоте приобретает электрон от алюминия и теряет атом водорода. Как только кислота удалит оксидный слой с алюминия, реакция значительно ускорится и образуется много пузырьков водорода.

Что плавиковая кислота делает с алюминием?

Реагирует с алюминием в основном за счет образования чрезвычайно стабильных комплексов, стабильных анионов фторалюмината, а не ионов алюминия, что делает реакцию легко протекающей. Он даже может образовывать комплекс с гексафторалюминиевой кислотой.

Почему плавиковую кислоту хранят в пластиковых бутылях?

Из-за высокой реакционной способности по отношению к стеклу и умеренной по отношению ко многим металлам плавиковую кислоту обычно хранят в пластиковых контейнерах (хотя ПТФЭ слабо проницаем для нее).

Разъедает ли азотная кислота пластик?

Материал, который может реагировать с содержащимся в нем химическим веществом, например, металлический контейнер, или легко разбиваться при падении, например, стеклянный контейнер, не подходит для таких веществ, как, например, азотная кислота. Например, пластиковый полипропилен можно использовать для хранения агрессивных химикатов.

Разъедает ли кислота пластик?

Полипропилен и полиэтилен устойчивы к обычным кислотам, но могут растворяться суперкислотами.Основная причина, по которой пластмассы устойчивы к кислотам, заключается в том, что они являются неполярными материалами, такими как масло. Это означает, что требуется суперкислота для ионизации атомов, чтобы перевести ее в раствор в воде.

Разъедает ли соляная кислота пластик?

Хранение соляной кислоты Металлические контейнеры не подходят для хранения соляной кислоты из-за ее коррозионной природы. Пластиковые контейнеры, например, из ПВХ, обычно можно использовать для хранения соляной кислоты.

Белый уксус растворяет пластик?

Уксус представляет собой раствор обычно от 3% до 5% уксусной кислоты в воде, поэтому он состоит в основном из воды.Обычные пластмассы (такие как ПЭ, ПВХ и ПС) представляют собой нерастворимые в воде термопластичные полимеры, поэтому уксус не растворяет их в условиях окружающей среды.

Какой пластик растворяет ацетон?

Многие виды пластика не растворяются в ацетоне. Полипропилен и нейлон не подвержены влиянию, неудивительно, что ПТФЭ также отлично справляется с этим. В ацетоне растворяются два вида пластика: ПВХ и полистирол.

Введение

Алюминий едва ли можно назвать драгоценным металлом, наравне с золото, серебро или платина.На самом деле, это так распространено сегодня, что мы используйте его для нашей дешевой алюминиевой фольги и банок из-под газировки. В 19 веке однако это была роскошь. Из алюминия делали дорогие браслеты наряду с золотом, а Наполеону III был подарен комплект алюминиевых вилки и ложки и ценная центральная часть из алюминия, золото и бронза. Этот резкий контраст в доступности проистекает из процесс Холла-Эру, разработанный в 1886 году, позволяющий экономически жизнеспособное, коммерческое производство алюминия.Общество было в восторге с этим практичным новым металлом, и многие предметы домашнего обихода были сделанные из него — от чайников до игральных карт. Меньше сотни лет после разработки этого процесса Соединенные Штаты испытали обилие алюминия, в то время люди даже коврики изготавливали этого!

У вас будет возможность поработать с этим уникальным металл сегодня.Из алюминиевой фольги вы сделаете полезный компаунд обычно называемые квасцами (в частности, сульфат алюминия-калия, KAl(SO ₄ ) ₂ ). Есть много практических применений квасцов, продукт, который вы будете выделять сегодня. Он используется в промышленности в производстве красителей и крашении тканей. Квасцы также используются для изготовления бумага, цемент и взрывчатые вещества. Интересно, что это химическое вещество, при всем своем многообразии применений, используется и для засолки огурцов!

Преобразование алюминиевой фольги в квасцы включает несколько химических стадий.Процедуры для каждого шага сегодняшнего эксперимент более сложный по сравнению с типом лаборатории работа, которую вы сделали до сих пор. Это хорошая идея, чтобы увидеть, что происходит качественно, прежде чем начать.

На первом химическом этапе эксперимента вы добавит сильное основание, гидроксид калия (KOH), к вашему алюминию. фольга. Вы будете нагревать эту смесь на горячей плите.Алюминий и гидроксид будет объединяться с образованием Al(OH) ₄ ^— и Н _2(г) . Химическое уравнение этой реакции показано ниже:

2Al _(т) + 2KOH _(водн.) + 6H ₂ 0 _(л) 2K ⁺ _(водн.) +2Al(OH) ₄ ^— _(водн.) + 3H _2(г)

Следующим шагом в процедуре является добавление серная кислота (H ₂ SO ₄ ), к вашему образцу.Добавление кислота вызывает две химические реакции. Во-первых, Al(OH) ₄ ^— _{(водный)} виды превращаются в Al(OH) _{3 (s)} , который представляет собой белый осадок. Химическое уравнение для этого преобразования:

2Al(OH) ₄ ^— _{(водный)} + H ₂ SO _4(водн.) 2Al(OH) _3(т) + 2H ₂ O(ж) + SO ₄ ^2- (водн.)

Этот белый осадок исчезнет, когда кислота однако перемешивают с раствором в виде Al ³⁺ (водн.) и вода образуется при добавлении кислоты к Al(OH) _{3 (s)} .Второе химическое изменение, вызванное добавлением кислоты:

2Al(OH) ₄ ^— _{(водный)} + 3H ₂ SO _{4(водный)} 2Al ³⁺ _(водн.) + 3SO ₄ ^2- _(водн.) + 6H ₂ O _(л)

Наконец, мы видим образование гидратированных кристаллов квасцов (KAl(SO ₄ ) ₂ · 12H ₂ O _(s) ) по мере охлаждения раствора.

K ⁺ _(водн.) + Al ³⁺ _(водн.) + 2SO ₄ ^{2- ^2- _(AQ) + 12H ₂ O _(L) o _(L) Kal (SO ₄) ₂ · 12H ₂ o _(ы)}

Обратите внимание, что образовавшиеся квасцы представляют собой Al(SO ₄ ) ₂ ·12H ₂ O _(s) ·12H ₂ O означает, что 12 молекул воды связанный с каждой молекулой сульфата калия-алюминия.