Нитра́т алюми́ния , азотнокислый алюминий — Al(NO ₃ ) ₃ , неорганическое соединение , алюминиевая соль азотной кислоты .

Помимо собственно безводного нитрата, у алюминия существуют и основные нитраты: AlOH(NO ₃ ) ₂ и Al(OH) ₂ NO ₃ , а также ряд гидратированных солей Al(NO ₃ ) ₃ •xH ₂ O (х = 4, 6, 8, 9), среди которых наиболее стабилен нонагидрат: Al(NO ₃ ) ₃ •9H ₂ O.

Физические свойства

Безводный нитрат алюминия представляет собой белое или бесцветное кристаллическое, чрезвычайно гигроскопичное вещество, дымящее на воздухе . Хорошо растворим в холодной воде (63,7 % при 25 °C) и полярных органических растворителях . Температура плавления 66 °C (с разложением), в вакууме возгоняется при 50 °C. Разлагается в горячей воде .

Нонагидрат Al(NO ₃ ) ₃ •9H ₂ O — белые кристаллы, расплывающееся на воздухе, с моноклинной структурой ( a =1,086 нм , b =0,959 нм, c =1,383 нм, β=95,15°, z =4, пространственная группа P 2 ₁ /a). При нагревании чуть выше температуры плавления (73,6 °C) теряет сперва одну, а затем ещё две молекулы воды .

Плотность водного раствора нитрата алюминия при 18 °C :

	1 %	2 %	4 %	6 %	8 %	10 %	12 %	14 %
Плотность , г/л	1006,5	1014,4	1030,5	1046,9	1063,8	1081,1	1098,9	1117,1
	16 %	18 %	20 %	24 %	28 %	30 %	32 %	—
	1135,7	1154,9	1174,5	1215,3	1258,2	1280,5	1303,6	—

Химические свойства

• При растворении в воде подвергается гидролизу :

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+4H_{2}O\leftrightarrows [Al(H_{2}O)_{4}]^{3+}+3NO_{3}^{-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {[Al(H_{2}O)_{4}]^{3+}+H_{2}O\leftrightarrows [Al(H_{2}O)_{3}(OH)]^{2+}+H_{3}O^{+}}}}$

Водные растворы нитрата алюминия имеют pH от 2,5 до 3,7 .

При нагревании гидролиз можно провести полностью :

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+3H_{2}O=Al(OH)_{3}\!\downarrow \!+3HNO_{3}\!\uparrow }}}$

• Вступает в реакцию со щелочами :

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+3NaOH=Al(OH)_{3}\!\downarrow \!+3NaNO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+4NaOH=Na[Al(OH)_{4}]+3NaNO_{3}}}}$

Реакция с концентрированным водным раствором аммиака может идти по двум направлениям .

На холоде:

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+3NH_{3}+3H_{2}O=Al(OH)_{3}\!\downarrow \!+3NH_{4}NO_{3}}}}$

При нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}+3NH_{3}+3H_{2}O=AlO(OH)\!\downarrow \!+3NH_{4}NO_{3}+H_{2}O}}}$

• При нагревании разлагается :

${\displaystyle {\mathsf {4Al(NO_{3})_{3}=2Al_{2}O_{3}+12NO_{2}\!\uparrow +3O_{2}\!\uparrow }}}$

Нонагидрат при сильном нагревании (135 °C) сперва образует основную соль Al(OH) ₂ NO ₃ •1,5H ₂ O, а при более высокой температуре (200 °C) разлагается до аморфного оксида алюминия .

• Нитрат алюминия является сильным окислителем — его безводная форма со взрывом реагирует со многими органическими растворителями (например: с диэтиловым эфиром и бензолом ).

Получение

Лабораторные методы

В лаборатории водный раствор нитрата алюминия получают растворением алюминия в разбавленной азотной кислоте :

${\displaystyle {\mathsf {8Al+30HNO_{3}=8Al(NO_{3})_{3}+3N_{2}O\!\uparrow +15H_{2}O}}}$

Альтернативный метод заключается во взаимодействии гидроксида алюминия с азотной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}+3HNO_{3}=Al(NO_{3})_{3}+3H_{2}O}}}$

Наконец, искомую соль можно получить обменной реакцией сульфата алюминия с нитратом бария или свинца :

${\displaystyle {\mathsf {Al_{2}(SO_{4})_{3}+3Ba(NO_{3})_{2}=2Al(NO_{3})_{3}+3BaSO_{4}\!\downarrow }}}$

Из водного раствора посредством кристаллизации выделяют нонагидрат нитрата алюминия. Кристаллогидраты с меньшим количеством воды получают из водных растворов азотной кислоты .

Безводный нитрат алюминия можно получить реакцией кристаллогидрата с избытком оксидом азота (V) (реакция (1) ) или безводного хлорида алюминия с нитратом хлора (реакция (2) ) :

${\displaystyle {\mathsf {Al(NO_{3})_{3}\cdot 9H_{2}O+9N_{2}O_{5}\longrightarrow Al(NO_{3})_{3}+18HNO_{3}~~~~~~(1)}}}$

${\displaystyle {\mathsf {AlCl_{3}+3ClNO_{3}\longrightarrow Al(NO_{3})_{3}+3Cl_{2}~~~~~~(2)}}}$

Промышленное производство

В промышленности безводный нитрат алюминия получают взаимодействием оксида или гидроксида алюминия с оксидом азота (V) :

${\displaystyle {\mathsf {Al_{2}O_{3}+3N_{2}O_{5}\longrightarrow 2Al(NO_{3})_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}+3N_{2}O_{5}\longrightarrow Al(NO_{3})_{3}+3HNO_{3}}}}$

В случае использования бромида алюминия в качестве исходного сырья для синтеза, реакция идёт в две стадии:

${\displaystyle {\mathsf {2AlBr_{3}+8N_{2}O_{5}=2[NO_{2}]^{-}[Al(NO_{3})_{4}]^{+}+3Br_{2}+6NO_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2[NO_{2}]^{-}[Al(NO_{3})_{4}]=2Al(NO_{3})_{3}+4NO_{2}+O_{2}}}}$

Применение

Соединение используется в текстильной промышленности как при крашении тканей, для дубления кожи, в производстве нитей накаливания, в качестве катализатора при очистке нефти, антикоррозионного агента; в производстве изоляционных бумаг, нагревательных элементах, антиперспирантов ; в ядерной физике .

Опасность

ЛД ₅₀ (крысы, перорально) = 4,28 г/кг .

Примечания

Литература

1. Downs A.J. Chemistry of aluminium, gallium, indium, and thallium. — First edition. — London: Chapman & Hall, 1993. — 526 p. — ISBN 0-7514-0103-X .

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5 .
• Справочник по общей и неорганической химии. — М. : КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1 .
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4 .
• Спицын В. И. , Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М. : ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2 .

Ссылки

• от 29 марта 2020 на Wayback Machine (англ.)