Svarīgākie alumīnija savienojumi. Alumīnija hidroksīda alumīnija ķīmijas antibakteriālās īpašības
Viena no visplašāk izmantotajām vielām nozarē ir alumīnija hidroksīds. Šis raksts par viņu būs runas.
Kas ir hidroksīds?
Tas ir ķīmiskais savienojums, kas veidojas, kad oksīda mijiedarbība ar ūdeni. Ir trīs veidu šķirnes: skābes, pamata un amfoteriskā. Pirmais un otrais ir sadalīts grupās atkarībā no to ķīmiskās darbības, īpašībām un formulām.
Kas ir amfoteriskie vielas?
Amfoterā var būt oksīdi un hidroksīdi. Tās ir tādas vielas, kurām ir raksturīgas skābās un pamatīpašības, atkarībā no reakcijas apstākļiem, ko izmanto reaģenti, utt. Amfoteriskajos oksīdos ir divu veidu dzelzs oksīds, mangāna oksīds, svins, berilijs, cinks un alumīnijs. Pēdējais, starp citu, visbiežāk iegūst no hidroksīda. Amfoteriskie hidroksīdi ietver hidroksīda beriliju, dzelzi, kā arī alumīnija hidroksīdu, ko mēs šodien un apsveram mūsu rakstu.
Alumīnija hidroksīda fizikālās īpašības
Šis ķīmiskais savienojums ir cieta balta viela. Tas neizšķīst ūdenī.
Alumīnija hidroksīds - ķīmiskās īpašības
Kā minēts iepriekš, tas ir spilgtākais amfoterisko hidroksīdu grupas pārstāvis. Atkarībā no reakcijas apstākļiem, tas var izstādīt gan galvenās un skābās īpašības. Šī viela spēj izšķīdināt skābēs, bet sāls un ūdens veidojas.
Piemēram, ja sajauc ar hlora skābi ir vienāds, tad mēs iegūstam alumīnija hlorīdu ar ūdeni arī tādās pašās proporcijās. Arī cita viela, ar kuru alumīnija hidroksīda reaģē ir nātrija hidroksīds. Tas ir tipisks galvenais hidroksīds. Ja jūs sajaucat vienādās summas, vielu, kas tiek izskatīta un nātrija hidroksīda šķīdumu, mēs iegūsim savienojumu, ko sauc par nātrija tetrahidrokoksalulumu. Tās ķīmiskā struktūra satur nātrija atomu, alumīnija atomu, četrus skābekļa atomus un ūdeņradi. Tomēr, veidojot šīs vielas, reakcija ir nedaudz atšķirīga, un tas nav izveidots šo savienojumu. Tā rezultātā šo procesu, ir iespējams iegūt nātrija metalulum (tās formulā, tā ir daļa no viena atoma nātrija un alumīnija un diviem skābekļa atomiem) ar ūdeni vienādās proporcijās, ar nosacījumu, ka tas ir sajaukts ar tādu pašu summu sauso nātrija hidroksīdu un alumīnija un rīkoties ar tiem ar augstām temperatūrām. Ja tas ir sajaukts ar nātrija hidroksīdu citās proporcijās, ir iespējams iegūt heksagidoksaluluminēt nātriju, kas satur trīs nātrija atomus, vienu alumīnija atomu un sešu skābekli un ūdeņradi. Lai izveidotu šo vielu, ir nepieciešams sajaukt vielu un nātrija hidroksīda šķīdumu proporcijās 1: 3, attiecīgi. Saskaņā ar iepriekš aprakstīto principu ir iespējams iegūt savienojumus, ko sauc par tetrahidroksialuminēt kāliju un heksagidroksiciālo kāliju. Arī attiecīgā viela ir pakļauta sadalīšanās, ja tie ir pakļauti ļoti augstām temperatūrām. Šāda veida ķīmiskās reakcijas dēļ veidojas alumīnija oksīds, kas ir arī amfoteritāte un ūdens. Ja jūs lietojat 200 g hidroksīda un uzsildiet to, tad mēs iegūstam 50 g oksīda un 150 g ūdens. Papildus īpatnējiem ķīmiskajām īpašībām, šī viela piemīt arī parastās īpašības visiem hidroksīdiem. Tas nonāk mijiedarbībā ar metālu sāļiem, kuriem ir zemāka ķīmiskā darbība nekā alumīnija. Piemēram, jūs varat apsvērt reakciju starp IT un vara hlorīdu, par kuru jums ir nepieciešams ņemt tos 2: 3 attiecība. Tajā pašā laikā, ūdenī šķīstošs alumīnija hlorīds un nogulsnes formā hidroksīds lejupslīdes proporcijās 2: 3. Arī attiecīgā viela reaģē ar šādu metālu oksīdiem, piemēram, jūs varat ievietot to pašu vara savienojumu. Reakcijas gadījumā alumīnija hidroksīds un oksīds var būt nepieciešams 2: 3 attiecība, kā rezultātā iegūt alumīnija oksīda un vara hidroksīda. Iepriekš aprakstītās īpašības piemīt arī citi amfoteriskie hidroksīdi, piemēram, dzelzs vai berilija hidroksīds.
Kas ir nātrija hidroksīds?
Kā redzams iepriekš, ir daudzi alumīnija hidroksīda ķīmisko reakciju varianti ar nātrija hidroksīdu. Kāda ir šī viela? Tas ir tipisks galvenais hidroksīds, tas ir ķīmiski aktīvais pamats, šķīst ūdens bāzē. Tai ir visas ķīmiskās īpašības, kas raksturīgas galvenajiem hidroksīdiem.
Tas ir, to var izšķīdināt skābēs, piemēram, sajaucot nātrija hidroksīdu ar hlora skābi vienādās daļās, ir iespējams iegūt pārtikas sāli (nātrija hlorīdu) un ūdeni proporcionāli 1: 1. Arī šis hidroksīds reaģē ar metālu sāļiem, kuriem ir zemāka ķīmiskā darbība nekā nātrija, un to oksīdi. Pirmajā gadījumā notiek standarta apmaiņas reakcija. Pievienojot to, piemēram, sudraba hlorīds, nātrija hlorīda un sudraba hidroksīds, kas nokrīt nogulsnē (apmaiņas reakcija ir iespējama tikai tad, ja viena no tās rezultātā iegūtajām vielām būs nogulsnes, gāze vai ūdens). Kad hidroksīds tiek pievienots nātrija, piemēram, cinka oksīda, mēs iegūstam pēdējo un ūdens hidroksīdu. Tomēr daudz specifiskāka ir šīs alo hidroksīda reakcijas, kas aprakstītas iepriekš.
Iegūt aloh.
Kad mēs jau esam uzskatījuši galvenās ķīmiskās īpašības, jūs varat runāt par to, kā tas tiek iegūts. Galvenā šīs vielas iegūšanas metode ir veikt ķīmisku reakciju starp alumīnija un nātrija hidroksīda sāli (var izmantot arī kālija hidroksīdu).
Ar šāda veida reakciju, aloh pati veidojas, nokrīt baltā nogulsnē, kā arī jaunu sāli. Piemēram, ja jūs lietojat alumīnija hlorīdu un pievienojat trīs reizes vairāk kālija hidroksīda uz to, tad ķīmiskie savienojumi tiek uzskatīti rakstā un trīs reizes vairāk kālija hlorīda. Ir arī metode, lai ražotu Aloh, kas nodrošina ķīmisku reakciju starp alumīnija sāls šķīdumu un bāzes metāla karbonātu, piemēru, ņem nātriju. Lai iegūtu alumīnija hidroksīdu, virtuves sāli un oglekļa dioksīdu proporcijās 2: 6: 3, ir nepieciešams sajaukt alumīnija hlorīdu, nātrija karbonātu (soda) un ūdeni 2: 3 attiecība.
Kur ir alumīnija hidroksīds?
Alumīnija hidroksīds atrod tās lietošanu medicīnā.
Sakarā ar tās spēju neitralizēt skābes, preparāti ar tās saturu ieteicams, kad grēmas. Tas ir arī novadīts čūlas, akūtās un hroniskas iekaisuma zarnu procesos. Turklāt elastomēru ražošanā tiek izmantots alumīnija hidroksīds. To plaši izmanto arī ķīmijas rūpniecībā alumīnija oksīda, nātrija alumīnes sintēzes - šie procesi tika izskatīti iepriekš. Turklāt to bieži izmanto ūdens attīrīšanas laikā no piesārņojuma. Arī šī viela tiek plaši izmantota kosmētikas ražošanā.
Kur ir vielas, kuras var iegūt ar to?
Keramikas ražošanā tiek izmantots alumīnija oksīds, ko var iegūt hidroksīda termiskās sadalīšanās dēļ, tiek izmantots kā katalizators dažādām ķīmiskām reakcijām. Nātrija tetrahidroksalummāts uzskata, ka tā izmanto audu krāsošanas tehnoloģiju.
Alumīnija hidroksīds, īpašības, īpašības un uzņemšana, ķīmiskās reakcijas.
Alumīnija hidroksīds ir neorganiska viela, ir ķīmiska formula al (OH) 3.
Alumīnija hidroksīda īss raksturojums:
Alumīnija hidroksīds - neorganiskā viela balta.
Alumīnija hidroksīda ķīmiskā formula Al (OH) 3.
Slikti izšķīdina ūdenī.
Tai ir spēja adsorbēt dažādas vielas.
Alumīnija hidroksīda modifikācijas:
Ir zināmi četri alumīnija hidroksīda kristāliskie modifikācijas: Gibbsit, Bayerit, Doyleit un Nordstranitis.
Gibbsite ir norādīts ar alumīnija hidroksīda γ-formu un alumīnija hidroksīda α-formu.
Gibbsit ir ķīmiski stabila alumīnija hidroksīda forma.
Alumīnija hidroksīda fizikālās īpašības:
| Parametru nosaukums: | Vērtība: |
| Ķīmiskā formula | Al (oh) 3 |
| Sinonīmi un svešvalodu nosaukumi alumīnija hidroksīda α-formai | kālija hidroksīds (angļu valodā) alumīnija hidroksīds α-forma (ENG.) bayerit (rus.) |
| Sinonīmi un svešvalodu nosaukumi alumīnija hidroksīda γ formai | kālija hidroksīds (angļu valodā) alumīnija hidroksīds (angļu valodā) alumīnija hidroksīds (angļu valodā) hydrargilite (angļu valodā) gibbsit (RUS). hydrargilite (RUS.) |
| Vielas veids | neorganisks |
| Alumīnija hidroksīda α-formas izskats | bezkrāsaini monokliniskie kristāli |
| Alumīnija hidroksīda γ formas izskats | baltie monoklīniskie kristāli |
| Krāsa | balts, bezkrāsains |
| Garša | —* |
| Smarža | — |
| Kopējā valsts (pie 20 ° C un atmosfēras spiediena 1 ATM). | ciets |
| Alumīnija hidroksīda γ formas blīvums (vielas stāvoklis ir ciets, 20 ° C temperatūrā), kg / m 3 | 2420 |
| Alumīnija hidroksīda γ-formas blīvums (vielas stāvoklis - ciets, 20 ° C temperatūrā), g / cm 3 | 2,42 |
| Alumīnija hidroksīda α-formas sadalīšanās temperatūra, ° C | 150 |
| Alumīnija hidroksīda γ-formas sadalīšanās temperatūra, ° C | 180 |
| Molārā masa, g / mol | 78,004 |
* Piezīme:
- Nav datu.
Alumīnija hidroksīda iegūšana:
Alumīnija hidroksīdu iegūst šādu ķīmisko reakciju rezultātā:
- 1. alumīnija hlorīda un mijiedarbības rezultātā un nātrija hidroksīds :
ALCL 3 + 3NAOH → AL (OH) 3 + 3NACL.
Alumīnija hidroksīdu iegūst arī ar alumīnija sāļu mijiedarbību ar ūdens sinomy risinājumiem, izvairoties no to pārpalikuma.
- 2. tā kā alumīnija hlorīda, nātrija un ūdens karbonāta mijiedarbība:
2alcl 3 + 3NA 2 CO 3 + 3H 2 O → 2AL (OH) 3 + 3CO 2 + 6NACL.
Tajā pašā laikā alumīnija hidroksīds ietilpst baltā hīnijas sedimentu veidā.
Alumīnija hidroksīdu iegūst arī ūdens šķīstošo sāļu mijiedarbībā alumīnijs ar sārmu metāla karbonātiem.
Ķīmiskās īpašības alumīnija hidroksīda. Alumīnija hidroksīda ķīmiskās reakcijas:
Alumīnija hidroksīdam ir amfoteriskie īpašības, t.i., piemīt gan galvenās un skābās īpašības.
Alumīnija hidroksīda ķīmiskās īpašības ir līdzīgas citu amfoterisko metālu hidroksīdu īpašībām. Tāpēc ir raksturīgas šādas ķīmiskas reakcijas:
1. Alumīnija hidroksīda reakcija ar nātrija hidroksīdu:
Al (oh) 3 + naoh → naalo 2 + 2h 2 o (t \u003d 1000 ° C),
Al (OH) 3 + 3NAOH → NA 3,
Al (oh) 3 + naoh → na.
Rezultātā reakcija tiek veidota pirmajā gadījumā - nātrija un ūdensceļu aluminate nātrija otrajā - heksagidoksaluluminatē nātrija trešajā - tetrahidroksālinātā nātrijā. Trešajā gadījumā kā nātrija hidroksīds
2. alumīnija hidroksīda reakcija ar kālija hidroksīdu:
Al (oh) 3 + koh → Kalo 2 + 2h 2 o (t \u003d 1000 ° C),
Al (OH) 3 + Koh → K.
Rezultātā reakcija veidojas pirmajā gadījumā - kālija un ūdens aluminate, otrajā tetrahidroksālos kālija. Otrajā gadījumā kā kālija hidroksīds Tiek izmantots koncentrēts šķīdums.
3. alumīnija hidroksīda reakcija ar slāpekļskābi:
Al (oh) 3 + 3hno 3 → al (no 3) 3 + 3h 2 O.
Reakcijas rezultātā tiek veidoti alumīnija nitrāti un ūdens.
Tāpat tiek veikta alumīnija hidroksīda un ar citu skābju reakcijas.
4. alumīnija hidroksīda reakcija ar fluorīda ūdeņradi:
Al (OH) 3 + 3HF → Alf 3 + 3h 2 O,
6HF + al (OH) 3 → H 3 + 3H 2 O.
Rezultātā reakcija tiek veidota pirmajā gadījumā - alumīnija un ūdens fluorīdu otrajā ūdeņraža heksafluoroalumīnumīnumā un ūdenī. Šādā gadījumā fluora ūdeņradis pirmajā gadījumā kā izejmateriāls tiek izmantots kā risinājums.
5. alumīnija hidroksīda reakcija ar bromomisko:
Al (OH) 3 + 3Hbr → Albr 3 + 3h 2 O.
Reakcijas dēļ veidojas alumīnija un ūdens bromīds.
6. alumīnija hidroksīda reakcija ar joda ūdeņradi:
Al (OH) 3 + 3Hi → Ali 3 + 3h 2 O.
Reakcijas dēļ veidojas alumīnija un ūdens jodīds.
7. alumīnija hidroksīda termiskā sadalīšanās reakcija:
Al (OH) 3 → ALO (OH) + H 2 O (T \u003d 200 ° C),
2al (OH) 3 → AL 2 O 3 + 3H 2 O (T \u003d 575 ° C).
Rezultātā reakcija veidojas pirmajā gadījumā - alumīnija un ūdens metagidroksīds, otrajā alumīnija un ūdens oksīdā.
8. alumīnija hidroksīda reakcija un nātrija karbonāts:
2AL (OH) 3 + NA 2 CO 3 → 2NAALO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
Reakcijas rezultātā tiek veidoti nātrija alumīna, oglekļa monoksīda (IV) un ūdens.
10. alumīnija un kalcija hidroksīda hidroksīda reakcija:
CA (OH) 2 + 2AL (OH) 3 → CA 2.
Reakcijas rezultātā veidojas kalcija tetrahidroksālums.
Alumīnija hidroksīda lietošana un lietošana:
Alumīnija hidroksīds tiek izmantots ūdens attīrīšanā (kā adsorbējošā viela), medicīnā, kā pildviela zobu pastā (kā abrazīvā viela), plastmasas un plastmasas (kā antipirēnu).
Piezīme: © Foto //www.pexels.com, //pixabay.com
2S 2P 3S 3P
Elektroniskā konfigurācija alumīnijsiebildums satraukti valsts :
+ 13Al * 1s 2
2S 2 2P 6 3S 1 3P 2 1S 2S 2P 3S 3P 
Alumīnijs Parāda paramagnētiskās īpašības. Alumīnija gaisā ātri veidojas izturīgas oksīda plēvesTāpēc virsmas aizsardzība pret turpmāku mijiedarbību izturīgs pret koroziju.
Fiziskās īpašības
Alumīnijs - Gaismas metāla sudraba balta krāsa, viegli veidot formēšanu, liešanu, apstrādi. Tam ir augsta siltuma un elektrības vadītspēja.
Kušanas punkts 660 ° C, vārīšanās punkts 1450 ° C, alumīnija blīvums 2,7 g / cm 3.
Atrašana dabā
Alumīnijs - visizplatītākais metāls dabā un trešo izplatību starp visiem elementiem (pēc skābekļa un silīcija). Saturs Zemes garozā ir aptuveni 8%.
Dabā alumīnijs ir atrodams savienojumu veidā:
Al 2 o 3 · h 2 o boxites(ar piemaisījumiem Sio. 2, FE 2 O 3, CACO 3)- alumīnija oksīda hidrāts
Korunds al 2 o 3.Sarkano korundu sauc par Ruby, Blue Corundum sauc Sapphire.
Metodes
Alumīnijs Veido cieto ķīmisko saiti ar skābekli. Tāpēc tradicionālajām alumīnija samazināšanas metodēm no oksīda ieņēmumiem ir nepieciešamas augstas enerģijas izmaksas. Priekš rūpniecisks alumīnija ražošanu izmanto Hall-Era process. Lai samazinātu alumīnija oksīda kušanas temperatūru izšķīdināts izkausētā kriolītā (960-970 ° C temperatūrā) na 3 Alf 6, un pēc tam pakļauti elektrolīze ar oglekļa elektrodiem. Izšķīdinot kriolīta kausēšanas, alumīnija oksīda sadalīšanās uz joniem:
Al 2 o 3 → al 3+ + alo 3 3-
Uz katods notiek alumīnija jonu atjaunošana:
Uz: al 3+ + 3e → al 0
Uz anoda Notiek oksidācija aluminē joni:
A: 4ALO 3 3- - 12E → 2AL 2 O 3 + 3O 2
Kopējais alumīnija oksīds izkausēšanas elektrolīzes vienādojums:
2AL 2 O 3 → 4AL + 3O 2
Laboratorijas metodealumīnija ražošana ir samazināt alumīniju no bezūdens alumīnija hlorīda ar metāla kāliju:
ALCL 3 + 3K → 4AL + 3KCL
Kvalitatīvas reakcijas
Augstas kvalitātes reakcija uz alumīnija joniem - mijiedarbība pārpalikumsalum alumīnija sāļi . Tas veido baltu amorfu nogulsnes alumīnija hidroksīds.
piemēram , alumīnija hlorīds S. Mijiedarbojas nātrija hidroksīds:
Papildinot sārmu, amfotērisko alumīnija hidroksīdu izšķīst ar veidošanos tetrahidroksalulumita:
Al (oh) 3 + naoh \u003d na
Piezīme Ja mēs ievietojam sāls alumīniju sārmu pārpalikums, tad alumīnija hidroksīda baltās nogulsnes nav veidotas, jo Pārmērīgi alkali, alumīnija savienojums nekavējoties nonāk komplekss:
ALCL 3 + 4NAOH \u003d NA
Alumīnija sāļus var konstatēt, izmantojot amonjaka ūdens šķīdumu. Mijiedarbojoties ar alumīnija šķīstošajiem sāļu ar amonjaka ūdens šķīdumu ir caurspīdīga alumīnija hidroksīda nogulsnējošā studija.
Alcl 3 + 3NH 3 · H 2 O \u003d AL (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
Al 3+ + 3NH 3 · H 2 O \u003d AL (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 +
Videopija Var apskatīt alumīnija hlorīda šķīduma mijiedarbību ar amonjaka šķīdumu
Ķīmiskās īpašības
1. Alumīnijs - spēcīgs samazināšanas līdzeklis . Tāpēc viņš reaģē ar daudziem nemetallas .
1.1. Alumīnijs reaģē S. halogēnaar izglītību halogenīds:
1.2. Alumīnijs reaģē ar pelēku ar izglītību sulfīdi.:
2al + 3s → al 2 s 3
1.3. Alumīnija reaģētno fosfors . Tajā pašā laikā veidojas binārie savienojumi - fosfida:
Al + P → Alp
Alumīnijs nereaģē ar ūdeņradi .
1.4. Ar slāpekli alumīnijsreaģē, kad tiek uzsildīts līdz 1000 ° C ar veidošanos nitrida:
2al + n 2 → 2aln
1.5. Alumīnijs reaģē ar oglekli ar izglītību alumīnija karbīds:
4al + 3c → al 4 c 3
1.6. Alumīnijs mijiedarbojas S. skābeklis ar izglītību oksīds:
4AL + 3O 2 → 2AL 2 O 3
Videopija Alumīnija mijiedarbība ar isoor gaisu (Alumīnija dedzināšana gaisā var apskatīt.
2. Alumīnijs mijiedarbojas ar S. sarežģītas vielas:
2.1. Reaģē meli alumīnijs no Ūdens? Atbilde uz šo jautājumu jūs varat viegli atrast, ja jūs mazliet izrakt atmiņā. Protams, vismaz reizi manā dzīvē jūs tikaties ar alumīnija kāpostiem vai alumīnija galdiem. Es mīlēju šādu jautājumu uzdot studentus par eksāmeniem. Kas ir visvairāk apbrīnojamo atbildi, es saņēmu dažādas atbildes - kāds alumīnijs reaģēja ar ūdeni. Un ļoti, ļoti daudzi nodoti pēc jautājuma: "Varbūt alumīnijs reaģē ar ūdeni, kad tiek sildīts?" Kad apsildāms alumīnijs reaģēja ar ūdeni jau uz pusi respondentu))
Neskatoties uz to, ir viegli saprast, ka alumīnijs joprojām ir ar ūdeni normālos apstākļos (un kad tas tiek sildīts) nelietojiet mijiedarboties. Un mēs jau esam minējuši, kāpēc: izglītības dēļ oksīda plēve . Bet, ja alumīnijs tiek attīrīts no oksīda plēves (piemēram, amalgamāts), tad viņš mijiedarbojas ar Ūdens Ļoti aktīvs ar izglītību alumīnija hidroksīds un ūdeņradis:
2al 0 + 6h 2 + O → 2al +3 ( Oh) 3 + 3h 2 0
Alumīnija amalgamu var iegūt, izturot alumīnija gabalus dzīvsudraba hlorīda šķīdumā (II):
Videopija Var apskatīt amalgamas alumīnija mijiedarbību ar ūdeni.
2.2. Alumīnijs INTERACT S. minerālskābes (ar sāli, fosforisko un atšķaidīto sērskābi) ar sprādzienu. Tajā pašā laikā veidojas sāls un ūdeņradis.
piemēramalumīnija reaģē vardarbīgi ar sālsskābe :
2.3. Normālos apstākļos alumīnija nereaģē no koncentrēta sērskābe līdz pasivēšana - blīva oksīda plēves veidošanās. Sildot reakciju, veidojas reakcija sēra oksīds (iv), alumīnija sulfātsun ūdens:
2al + 6h 2 SO 4 (CONC) → AL 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
2.4. Alumīnijs nereaģē koncentrēta slāpekļskābe Arī passivēšanas dēļ.
No atšķaidīta slāpekļskābe Alumīnijs reaģē uz molekulārā veidošanos slāpeklis:
10al + 36hno 3 (ravy) → 3N 2 + 10AL (NO 3) 3 + 18h 2 O
Kad alumīnijs mijiedarbojas ar pulvera veidā Ļoti atšķaidīts slāpekļskābe var veidot amonija nitrāts:
8al + 30hno 3 (OCH.) → 8AL (NO 3) 3 + 3NH 4 NĒ 3 + 9H 2 O
2.5. Alumīnijs - amfoteris metāls, tāpēc tas mijiedarbojas ar sārmiem . Kad mijiedarbojas alumīnija ar risinājums Sārmu veidojas tetrahidroxyalulumatat. un ūdeņradis:
2al + 2NAOH + 6H 2 O → 2NA + 3H 2
Videopija Var apskatīt alumīnija mijiedarbību ar sārmu un ūdeni.
Alumīnijs reaģē S. izkausēt Alkali ar izglītību aluminēt un ūdeņradis:
2al + 6NAOH → 2NA 3 ALO 3 + 3H 2
To pašu reakciju var rakstīt citā formā (es ieteiktu rakstīt reakciju šajā veidlapā):
2al + 6naoh → Naalo 2 + 3h 2 + na 2 o
2.6. Alumīnija atjauno Mazāk aktīvo metālu no oksīdi . Metālu atjaunošanas process no oksīdiem tiek saukts par alumertēmija .
piemēram , alumīnija pārvietošana varano Vara oksīds (ii).Reakcija ir ļoti eksotermiska:
Vēl piemērs : Alumīnija atjauno dzelzs no dzelzs skala, dzelzs oksīds (II, III):
8AL + 3FE 3 O 4 → 4AL 2 O 3 + 9FE
Atjaunojošās īpašības Alumīnijs arī parādās, kad tas mijiedarbojas ar spēcīgiem oksidētājiem: nātrija peroksīds, nitrāti un nitrīts Sārmainā vidē permanganats, hroma savienojumi (VI):
2al + 3NA 2 O 2 → 2NAALO 2 + 2NA 2 O
8al + 3kno 3 + 5KOH + 18H 2 O → 8K + 3NH 3
10al + 6kmno 4 + 24h 2 SO 4 → 5AL 2 (SO 4) 3 + 6MNSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O
2AL + NANO 2 + NAOH + 5H 2 O → 2NA + NH 3
AL + 3KMNO 4 + 4KOH → 3K 2 MNO 4 + K
4AL + K 2 CR 2 O 7 → 2CR + 2KALO 2 + AL 2 O 3
Alumīnijs ir vērtīgs rūpnieciskais metāls, kas pirmo reizi pārstrādā. Uzziniet vairāk par alumīnija uztveršanu pārstrādei, kā arī pašreizējās cenas šāda veida metālam. .
Alumīnija oksīds
Metodes
Alumīnija oksīdsvar iegūt ar dažādām metodēm:
1. Izlīdzināt Alumīnijs gaisā:
4AL + 3O 2 → 2AL 2 O 3
2. Sadalīšanās alumīnija hidroksīdssildot:
3. Var iegūt alumīnija oksīdu alumīnija nitrāta sadalīšanās :
Ķīmiskās īpašības
Alumīnija oksīds - tipisks amfotērisks oksīds . Mijiedarbojas ar skābi un galvenajiem oksīdiem, skābēm, sārmiem.
1. Ar alumīnija oksīda būtību ar galvenie oksīdi Soli alumīnija.
piemēram , alumīnija oksīds oksīds nātrijs:
Na 2 o + al 2 o 3 → 2naalo 2
2. Alumīnija oksīds mijiedarboties Kur izkausēt Forma sololi.—alumīnesb. risinājums - sarežģīti sāļi . Šādā gadījumā redzams alumīnija oksīds skābes īpašības.
piemēram , alumīnija oksīds nātrija hidroksīds Kausējot ar izglītību aluminate nātrija un ūdens:
2NAOH + AL 2 O 3 → 2NAALO 2 + H 2 O
Alumīnija oksīds izšķīst pārpalikumā alkalisaar izglītību tetrahidroksalulumita:
AL 2 O 3 + 2NAOH + 3H 2 O → 2NA
3. Alumīnija oksīds nav mijiedarbojas ar ūdeni.
4. Alumīnija oksīds mijiedarbojas skābes oksīds (stipras skābes). Tajā pašā laikā tiek veidoti sololi. Alumīnijs. Šādā gadījumā redzams alumīnija oksīds pamata īpašības.
piemēram alumīnija oksīds mijiedarbojas ar sēra oksīds (VI) ar izglītību alumīnija sulfāts:
Al 2 O 3 + 3SO 3 → al 2 (SO 4) 3
5. Alumīnija oksīds mijiedarbojas ar šķīstošas \u200b\u200bskābes ar izglītību vidēji un skābi sāļi.
piemēram sērskābe:
AL 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → AL 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
6. Alumīnija oksīds rāda vāja oksidatīvās īpašības .
piemēram alumīnija oksīds reaģē ar kalcija hidrīds ar izglītību alumīnijs, ūdeņradis un kalcija oksīds:
Al 2 o 3 + 3cah 2 → 3cao + 2al + 3h 2
Elektrība atjaunot Oksīda alumīnijs (alumīnija ražošana):
2AL 2 O 3 → 4AL + 3O 2
7. Alumīnija oksīds ir ciets, nav gaistošs. Un tāpēc viņš pārvieto vairāk gaistošu oksīdu (Parasti oglekļa dioksīds) no sāls Ka sapludinot.
piemēram , beidzās nātrija karbonāts:
AL 2 O 3 + NA 2 CO 3 → 2NAALO 2 + CO 2
Alumīnija hidroksīds
Metodes
1. Alumīnija hidroksīdu var iegūt ar risinājumu amonjaks uz alumīnija sāļi.
piemēram Alumīnija hlorīds reaģē ar amonjaka ūdens šķīdums ar izglītību alumīnija hidroksīds un amonija hlorīds:
ALCL 3 + 3NH 3 + 3H 2 O \u003d AL (OH) 3 + 3NH 4 CL
2. Raidījums oglekļa dioksīds, sēra gāze vai serovodorod. caur nātrija tetrahidroksaluma šķīdumu:
Na + CO 2 \u003d AL (OH) 3 + Nanco 3
Lai saprastu, kā šī reakcija notiek, ir iespējams izmantot vienkāršu uzņemšanu: garīgi sadalīt sarežģīto vielu NA uz sastāvdaļām: Naoh un al (OH) 3. Tālāk mēs definējam, kā oglekļa dioksīds reaģē ar katru no šīm vielām un uzraksta to mijiedarbības produktus. Jo Al (OH) 3 nereaģē ar CO 2, tad mēs ierakstām AL (OH) 3 labajā pusē.
3. Alumīnija hidroksīdu var iegūt ar darbību. alkali trūkums uz pārmērīgs sāls alumīnijs.
piemēram, alumīnija hlorīdsreaģē S. Kālija hidroksīda trūkumsar izglītību alumīnija hidroksīdsun Hlorīds kālija:
ALCL 3 + 3KO (žēl) \u003d al (OH) 3 ↓ + 3kcl
4. Arī alumīnija hidroksīds ir veidots, kad šķīst saskārusies mijiedarbība sāļi alumīnija ar šķīstošu karbonāti, sulfīti un sulfīdi . Sulfīdi, karbonāti un alumīnija sulfīti ūdens šķīdumā.
Piemēram: bromīda alumīnijs Reaģē S. nātrija karbonāts. Tajā pašā laikā alumīnija hidroksīda nogulsnes nokrīt, izšķir oglekļa dioksīds un veidojas nātrija bromīds:
2albr 3 + 3NA 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2AL (OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NABR
Alumīnija hlorīds Reaģē S. nātrija sulfīds Ar alumīnija hidroksīda, ūdeņraža sulfīda un nātrija hlorīda veidošanos:
2alcl 3 + 3NA 2 S + 6H 2 O \u003d 2AL (OH) 3 + 3H 2 S + 6NACL
Ķīmiskās īpašības
1. Alumīnija hidroksīds reaģē ar šķīstošs skābes . Tajā pašā laikā tiek veidoti vidēja vai skāba sāļiatkarībā no reaģentu attiecību un sāls veida.
piemēram slāpekļskābe ar izglītību alumīnija nitrāts:
Al (OH) 3 + 3hno 3 → al (no 3) 3 + 3h 2 o
Al (OH) 3 + 3HCL → ALCL 3 + 3H 2 O
2al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 → AL 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Al (OH) 3 + 3HBR → Albr 3 + 3h 2 O
2. Alumīnija hidroksīds mijiedarbojas ar skāba skābju skābes oksīds .
piemēram , alumīnija hidroksīds mijiedarbojas ar sēra oksīds (VI) ar izglītību alumīnija sulfāts:
2al (OH) 3 + 3SO 3 → AL 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
3. Alumīnija hidroksīds mijiedarbojas ar šķīstošām bāzēm (sārmiem).Kur izkausēt Forma sololi.—alumīnesb. risinājums - sarežģīti sāļi . Tajā pašā laikā, alumīnija hidroksīda šovi skābes īpašības.
piemēram , hidroksīda alumīni ar kālija hidroksīdskausējot ar izglītību aluminēts kālijaun ūdens:
2ko + al (oh) 3 → 2kalo 2 + 2h 2 o
Alumīnija hidroksīds izšķīst pārpalikumā alkalisaar izglītību tetrahidroksalulumita:
Al (OH) 3 + Koh → k
4. G.iDROXIDE alumīnija sadalītiessildot:
2al (OH) 3 → AL 2 O 3 + 3H 2 O
Videopija Alumīnija hidroksīda mijiedarbība ar sālsskābe un alkalisa (Alumīnija hidroksīda amfotērisko īpašību var apskatīt.
Alumīnija sāļi
Alumīnija nitrāts un sulfāts
Nitrāts alumīnijsja apsildīts, sadalās alumīnija oksīds, slāpekļa oksīds (iv) un skābeklis:
4AL (NO 3) 3 → 2AL 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
Alumīnija sulfāts ar smagu apkure sadalās līdzīgi - uz alumīnija oksīds, sēra dioksīds un skābeklis:
2al 2 (SO 4) 3 → 2AL 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2
Visaptveroši alumīnija sāļi
Aprakstīt alumīnija sarežģīto sāļu īpašības - hydroxyaluluminatesTas ir ērti izmantot šādu metodi: garīgi izkliedēt tetrahidroksialummātu divās atsevišķās molekulās - alumīnija hidroksīds un sārmu metāla hidroksīds.
piemēram , nātrija tetrahidroksalulum ir sadalīts alumīnija hidroksīdu un nātrija hidroksīdu:
Na.mēs sagraut Naoh un Al (OH) 3
Visa kompleksa īpašības var noteikt kā šo atsevišķo savienojumu īpašības.
Tādējādi alumīnija hidroksocomplexes reaģē skābes oksīds .
piemēram , Hydroxacomplex tiek iznīcināta pārmērīga iedarbībā oglekļa dioksīds. Tajā pašā laikā, ar CO 2, NaOH reaģē uz veidošanos skāba sāls (ar pārmērīgu CO 2), un amfoteriskais hidroksīds alumīnija nereaģē uz oglekļa dioksīdu, tāpēc tas ir nogulsnēts:
Na + co 2 → al (oh) 3 ↓ + nahco 3
Tāpat kālija tetrahidroksalulum reaģē ar oglekļa dioksīdu:
K + CO 2 → AL (OH) 3 + KHCO 3
Ar to pašu tetrahidroksaluluma principu reaģē ar sēra gāze SO 2:
Na + so 2 → al (oh) 3 ↓ + naho 3
K + so 2 → al (oh) 3 + khso 3
Bet saskaņā ar darbību smagas skābes pārpalikums nogulsnes neietekmē, jo Amfoteriskais alumīnija hidroksīds reaģē ar spēcīgām skābēm.
piemēram no sālsskābe:
Na + 4hcl (pārsniegums) → NaCl + alcl 3 + 4h 2 o
Taisnība, saskaņā ar nelielu summu ( neizdevīgs stāvoklis ) smaga skābe Nokrišņi joprojām samazinās alumīnija hidroksīda izšķīdināšana, skābe nebūs pietiekama:
Na + HCl (Trūkums) → Al (OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O
Līdzīgi ar neizdevīgu stāvokli slāpekļskābe Alumīnija hidroksīda pilieni:
Na + HNO 3 (Trūkums) → Al (OH) 3 ↓ + nano 3 + H 2 O
Komplekss sabruka, coaching ar hlora ūdens (hlora ūdens šķīdums) CL 2:
2NA + CL 2 → 2AL (OH) 3 ↓ + NACL + NACLO
Tajā pašā laikā hlora disprbiones.
Arī komplekss var reaģēt ar pārpalikumu alumīnija hlorīds. Tajā pašā laikā alumīnija hidroksīda nogulsnes krīt:
Alcl 3 + 3NA → 4AL (OH) 3 ↓ + 3nacl
Ja jūs iztvaiko ūdeni no kompleksa sāls un uzsildiet izlasēto vielu, tad parastais sāls alumīns paliks:
Na → naalo 2 + 2h 2 o
K → Kalo 2 + 2h 2 o
Alumīnija sāļu hidrolīze
Šķīstošs alumīnijs un stipri skābes sāļi Hidrolizēts ar katjonu. Hidrolīzes ieņēmumi solis un atgriezenisks. nedaudz:
I posms: al 3+ + h 2 o \u003d aloh 2+ + h +
II solis: Aloh 2+ + H 2 O \u003d AL (OH) 2 + + H +
III solis: al (OH) 2 + + H 2 O \u003d AL (OH) 3 + H +
bet sulfīdi, sulfīti, karbonāti alumīnijs un viņiem skābs sololi. Hidrolizēts neatgriezenisks, pilnīgi. ūdens šķīdumā nepastāv, un Ūdens sadalīšanās:
Al 2 (SO 4) 3 + 6NAHSO 3 → 2AL (OH) 3 + 6SO 2 + 3NA 2 SO 4
2albr 3 + 3NA 2 CO 3 + 3H 2 O → 2AL (OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NABR
2al (NO 3) 3 + 3NA 2 CO 3 + 3H 2 O → 2AL (OH) 3 ↓ + 6Nano 3 + 3Co 2
2alcl 3 + 3NA 2 CO 3 + 3H 2 O → 2AL (OH) 3 ↓ + 6NACL + 3CO 2
Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O → 2AL (OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4
2alcl 3 + 3NA 2 S + 6H 2 O → 2AL (OH) 3 + 3H 2 S + 6NACL
Alumīnija
Sāļi, kuros alumīnijs ir skābes atlikums (alumīnes) - veidojas no alumīnija oksīds priekš fusion ar sārmiem un galvenie oksīdi:
AL 2 O 3 + NA 2 O → 2NAALO 2
Lai saprastu aluminātu īpašības, tie ir arī ļoti ērti sagraut divās atsevišķās vielās.
Piemēram, nātrija aluminē mēs esam sadalīti divās vielās garīgi: alumīnija oksīds un nātrija oksīds.
Naalo 2. Mēs sagraut Na 2 o un al 2 o 3
Tad mēs būsim acīmredzami, ka alumīnes reaģē ar skābes ar alumīnija sāļu veidošanos :
Kalo 2 + 4hcl → KCL + ALCL 3 + 2H 2 O
Naalo 2 + 4HCL → ALCL 3 + NACL + 2H 2 O
Naalo 2 + 4hno 3 → AL (NO 3) 3 + NANO 3 + 2H 2 O
2NAALO 2 + 4H 2 SO 4 → AL 2 (SO 4) 3 + NA 2 SO 4 + 4H 2 O
Augļu ūdens iedarbībā alumīnes iet sarežģītajos sāļos:
Kalo 2 + H 2 O \u003d k
Naalo 2 + 2h 2 o \u003d na
Binārie savienojumi
Alumīnija sulfīds Slāpekļskābes iedarbībā oksidējas sulfātam: \\ t
AL 2 S 3 + 8HNO 3 → AL 2 (SO 4) 3 + 8NO 2 + 4H 2 O
vai nu ar sērskābi (saskaņā ar darbību) karsts lesy skābe):
Al 2 S 3 + 30hno 3 (CONC. Kalni.) → 2AL (NO 3) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O
Alumīnija sulfīds sadalās Ūdens:
AL 2 S 3 + 6H 2 O → 2AL (OH) 3 ↓ + 3h 2 s
Alumīnija karbīds Arī sadalās ar ūdeni, kad karsē uz alumīnija hidroksīdu un metāns:
Al 4 C 3 + 12h 2 O → 4AL (OH) 3 + 3CH 4
Alumīnija nitrīds Sadalās saskaņā ar rīcību minerālskābes Uz alumīnija un amonija sāļu saltiem:
Aln + 4hcl → Alcl 3 + NH 4 Cl
Arī alumīnija nitrīds sadalās saskaņā ar darbību ūdens:
ALN + 3H 2 O → AL (OH) 3 ↓ + NH 3
Alumīnija oksīds - Al2O3. Fiziskās īpašības:alumīnija oksīds - balts amorfs pulveris vai ļoti ciets balts kristāls. Molekulmasa \u003d 101,96, blīvums - 3,97 g / cm3, kausēšanas punkts - 2053 ° C, viršanas temperatūra - 3000 ° C.
Ķīmiskās īpašības:alumīnija oksīds parāda amfoteriskos īpašumus - skābo oksīdu un galveno oksīdu īpašības un reaģē ar skābēm un bāzēm. Crystal Al2O3 ir ķīmiski pasīvs, amorfs - aktīvāks. Mijiedarbība ar skābes šķīdumiem dod vidējos alumīnija sāļus un ar bāzes šķīdumiem - sarežģīti sāļi - metāla hidroksija alumīnes:
Fusing alumīnija oksīda ar cietiem sārmu metāliem, dubultā sāļi veidojas - metalüminata(bezūdens alumīnes):
Alumīnija oksīds nav mijiedarbojas ar ūdeni un neizšķīst tajā.
Iegūt:alumīnija oksīdu iegūst, atgūstot alumīnija metālus no oksīdiem: hroma, molibdēna, volframa, vanādija uc - metalotermijaAtvērt Bebetovs:
Pieteikums:alumīnija oksīds tiek izmantots alumīnija ražošanai pulvera veidā - ugunsizturīgiem, ķīmiski izturīgiem un AB-darba materiāliem, kristālu veidā - lāzeru un sintētisko dārgakmeņu ražošanai (rubīniem, safīriem utt.) , Citu metālu apgleznoti oksīdi - CR2O3 (sarkanā krāsa), TI2O3 un FE2O3 (zilā krāsa).
Alumīnija hidroksīds - A1 (OH) 3. Fiziskās īpašības:alumīnija hidroksīds ir balts amorfs (gēls) vai kristālisks. Gandrīz nav šķīst ūdenī; Molekulmasa - 78.00, Blīvums - 3,97 g / cm3.
Ķīmiskās īpašības:tipisks amfoteriskais hidroksīds reaģē:
1) ar skābēm, veidojot vidējas sāļus: al (IT) 3 + 3no3 \u003d al (NO3) 3 + 3N2o;
2) ar sārmu risinājumiem, veidojot sarežģītus sāļus - hidroksialulums: AL (IT) 3 + KONE + 2N2O \u003d K.
Kad atrisināt AL (OH) 3, metalulumages veidojas ar sausiem sārmiem: al (IT) 3 + Kon \u003d Kalo2 + 2n2o.
Iegūt:
1) No alumīnija sāļiem saskaņā ar Alkalis risinājuma darbību: Alssl3 + 3NAOH \u003d AL (OH) 3 + 3N2O;
2) Alumīnija nitrīda sadalīšanās ar ūdeni: ALN + 3N2O \u003d AL (OH) 3 + NN3?;
3) CO2 pārraidīšana caur Hydroxamplex risinājumu: [AL (OH) 4] - + CO2 \u003d AL (OH) 3 + NSO3-;
4) rīcība solo alto hidrāta amonjaka; Telpas temperatūrā veidojas visi (OH) 3.
62. hroma apakšgrupas vispārīgās īpašības
Elementi apakšgrupas hromsaizņem starpproduktu pozīciju vairākos pārejas metālos. Ir augstas kušanas un viršanas temperatūras, bezmaksas vietas elektronisko orbītā. Elementi hromsun molibdēnsir netipiska elektroniska struktūra - uz ārējā S-orbitālajā ir viens elektrons (piemēram, NB no VB apakšgrupas). Šie elementi ārējos D- un S-orbitālēs ir 6 elektroni, tāpēc visi orbitāli ir piepildīti ar pusi, ti., katrs atrodas viens elektrons. Līdzīga elektroniskā konfigurācija, elements ir īpaša stabilitāte un izturība pret oksidāciju. Volframsir spēcīgāks metāla komunikācija nekā molibdēns. Chroma apakšgrupas elementu oksidācijas pakāpe ievērojami atšķiras. Saskaņā ar pareiziem apstākļiem visiem elementiem ir pozitīva oksidēšanās pakāpe no 2 līdz 6, maksimālais oksidēšanās līmenis atbilst grupas numuram. Ne visi oksidēšanās līmeņi pie elementiem ir stabili, hroms ir visvairāk stabils - +3.
Visi elementi veido MVIO3 oksīdu, oksīdi ar zemāku oksidācijas pakāpi ir zināmi.Visi elementi šīs apakšgrupas amfoternu veido sarežģītus savienojumus un skābes.
Hroms, molibdēnsun volframspieprasījumā metalurģijā un elektrotehnikā. Visi uzskatītie metāli ir pārklāti ar pasīvo oksīda plēvi, uzglabājot gaisā vai oksidējošā aģenta vidē. Noņemšanas plēve ar ķīmisko vai mehānisko metodi var palielināt metālu ķīmisko aktivitāti.
Hroms.Elements tiek iegūts no Fe hromīta rūdas (CRO2) 2, atjaunojot ogles: FE (CRO2) 2 + 4C \u003d (FE + 2CR) + 4CO?.
Tīrs hroms tiek iegūts, atjaunojot CR2O3, izmantojot alumīniju vai elektrolīzi šķīduma satur hroma jonus. Kam hroms ar elektrolīzi, var iegūt hroma pārklājumu, ko izmanto kā dekoratīvus un aizsargājošus plēves.
No hroma iegūst ferrochrome, ko izmanto tērauda ražošanā.
Molibdēns.Nokļūt no sulfide rūdas. Tās savienojumi tiek izmantoti tērauda ražošanā. Metāls pats tiek iegūts, atjaunojot oksīdu. Dodot molibdēna oksīdu ar dzelzi, jūs varat iegūt ferromolibdden. Izmantot vītņu un cauruļu ražošanai tinumu krāsnīm un elektrokontaktiem. Tērauds ar molibdēna pievienošanu izmanto automobiļu ražošanā.
Volframs.Get no oksīda, kas iegūts no bagātināts rūdas. Alumīnijs vai ūdeņradis tiek izmantots kā reducējošs līdzeklis. Iegūtais volframs, kas ir pulvera ideja, pēc tam tiek veidots augsta spiediena un siltuma apstrādes (pulvera metalurģija). Šajā veidā volframs tiek izmantoti kvēlspuldzes vītņu ražošanai, kas pievienoti tēraudam.
Alumīnija hidroksīds ir ķīmiska viela, kas ir alumīnija oksīda savienojums ar ūdeni. Var būt šķidrā un cietā valstīs. Šķidrais hidroksīds ir pakāpeniska caurspīdīga viela, kas ir ļoti slikti izšķīdināta ūdenī. Cietais hidroksīds ir balta kristāliska viela, kurai ir pasīvas ķīmiskās īpašības un nereaģē uz praktiski nekādu citu elementu vai savienojumu.
Alumīnija hidroksīda iegūšana
Alumīnija hidroksīda sagatavošana ir saistīts ar ķīmisko apmaiņas reakciju. Lai to izdarītu, izmantojiet amonjaka ūdens šķīdumu un jebkuru alumīnija sāli, visbiežāk alumīnija hlorīdu. Tādējādi tiek iegūta šķidra viela. Ja ir vajadzīgs ciets hidroksīds, oglekļa dioksīds tiek nodots caur tetrahidroksodakodeummīna cieto sārmu. Daudzi eksperimentu fani ir nobažījušies par to, kā iegūt alumīnija hidroksīdu mājās? Lai to izdarītu, tas ir pietiekami, lai iegādātos nepieciešamos reaģentus un ķīmiskos ēdienus specializētā veikalā.
Lai iegūtu cietu, tas būs nepieciešams arī īpašām iekārtām, tāpēc labāk ir palikt šķidrā versijā. Veicot reakciju, ir nepieciešams izmantot labi vēdināmu telpu, jo viens no blakusproduktiem var būt gāze vai viela ar asu smaržu, kas var negatīvi ietekmēt labklājību un cilvēku veselību. Ir vērts strādāt īpašos aizsargcimdos, jo lielākā daļa skābju ir ķīmiskie apdegumi, ievadot ādu. Tas nebūs lieks rūpēties par aizsardzību acis formā īpašu brilles. Darba sākšana jebkurā gadījumā, pirmkārt, ir nepieciešams domāt par drošības nodrošināšanu!
Svaiga izolēta alumīnija hidroksīds reaģē ar aktīvākajām skābēm un sārmiem. Tāpēc to izmanto, lai sagatavotu amonija ūdeni, lai saglabātu veidoto vielu tīrā veidā. Lietojot, lai iegūtu skābi vai sārmu, ir nepieciešams precīzi aprēķināt elementu īpatsvaru, citādi ar pārpalikumu, alumīnija hidroksīds mijiedarbojas ar nekomplicētas bāzes paliekām un pilnībā izšķīst. Tas ir saistīts ar augstu alumīnija un tā savienojumu ķīmiskās aktivitātes līmeni.
Būtībā alumīnija hidroksīds tiek iegūts no Bauxite Ore ar augstu metāla oksīda saturu. Procedūra ļauj ātri un salīdzinoši lētāk atdalīt noderīgos elementus no tukšās šķirnes. Alumīnija hidroksīda reakcijas ar skābēm noved pie sāļu un ūdens veidošanās atjaunošanas, kā arī ar sārmiem - sarežģītu hidroksalinum sāļu sagatavošanai. Solid hidroksīds ar svārstību metodi ir apvienota ar cietām sārmiem, veidojot metalulumages.
Vielas galvenās īpašības
Alumīnija hidroksīda fizikālās īpašības: blīvums - 2,423 grami uz centimetru kubikai, šķīdinātāja līmenis ūdenī ir zems, krāsa ir balta vai pārredzama. Viela var pastāvēt četrās polimorfās versijās. Zemas temperatūras ietekmē Alpha hidroksīds tiek veidots, ko sauc par Bayerītu. Sildīšanas ietekmē var iegūt gamma hidroksīdu vai Gibbsite. Abām vielām ir kristālisks molekulārā režģis ar ūdeņraža intermolekulārajiem obligāciju veidiem. Tiek atrasti vēl divi modifikācijas - beta hidroksīds vai Nordandard un Triclinic Glex. Pirmais tiek iegūts, calcining Bayerit vai Gibbita. Tas atšķiras no cita veida triclinic, nevis monotonu struktūru kristāla režģi.
Alumīnija hidroksīda ķīmiskās īpašības: molārā masa - 78 mol šķidrā stāvoklī ir labi šķīst aktīvās skābes un sārmās, kad apsildāmās ir sadalītas, tai ir amficiālie zīmes. Rūpniecībā lielākajā daļā gadījumu tas ir šķidrs hidroksīds, jo augstā ķīmiskās darbības līmeņa dēļ tas ir viegli apstrādāts un neprasa izmantot katalizatorus vai īpašus reakcijas plūsmas izmantošanu.
Alumīnija hidroksīda amfoteritāte izpaužas tās dabas divkāršībā. Tas nozīmē, ka dažādos apstākļos tas var eksponēt skābās vai sārmainas īpašības. Kad hidroksīds piedalās reakcijā kā sārmu, tiek veidots sāls, kurā alumīnijs ir pozitīvi uzlādēts katjonu. Runājot kā skābi, alumīnija hidroksīds pie izejas veido sāli. Bet šajā gadījumā metālam jau ir negatīvi iekasēta anjona loma. Duālā daba paver plašas iespējas izmantot šo ķīmisko savienojumu. To lieto medicīnā, lai ražotu skābes-sārmainās bilances organismā, kas iecelta ar traucējumiem.
Alumīnija hidroksīds ir daļa no vakcīnām kā vielu, kas uzlabo organisma imūnreakciju uz kairinošu. Alumīnija hidroksīda nogulsnējamība ūdenī ļauj izmantot vielu ūdens attīrīšanas nolūkos. Ķīmiskais savienojums ir ļoti spēcīgs adsorbents, kas ļauj iegūt lielu skaitu kaitīgu elementu no ūdens.
Pieteikums rūpniecībā
Hidroksīda lietošana rūpniecībā ir saistīta ar tīra alumīnija iegūšanu. Tehnoloģiskais process sākas ar rūdu saturošu alumīnija oksīda apstrādi, kas pēc procesa pabeigšanas nonāk hidroksīdā. Produktu produkcija šajā reakcijā ir diezgan augsts, tāpēc pēc pabeigšanas ir gandrīz nude šķirne. Pēc tam tiek veikta alumīnija hidroksīda sadalīšanās.
Procedūrai nav nepieciešami īpaši nosacījumi, jo viela ir labi sadalīta, kad tā tiek sildīta līdz temperatūrai virs 180 grādiem pēc Celsija. Šis posms ļauj jums izvēlēties alumīnija oksīdu. Šis savienojums ir pamata vai palīgmateriāls, lai ražotu lielu daudzumu rūpniecības un mājsaimniecības produktiem. Ja ir nepieciešams iegūt tīru alumīniju, elektrolīzes procesu izmanto, pievienojot nātrija kriolati. Katalizators aizņem skābekli no oksīda un tīra alumīnija nokārtojas uz katodu.
