Неорганическая химия: металлы главных подгрупп

Общая характеристика подгруппы лития

Подгруппа лития – 1 группа, главная подгруппа – включает щелочные металлы: Li – литий, Na – натрий, K – калий, Cs – цезий, Rb – рубидий, Fr – франций. Общая электронная конфигурация – ns\(^1\). Физические свойства: невысокие температуры плавления и кипения, малая плотность, все металлы мягкие, легко режутся, кристаллизуются в объемной кристаллической решетке. Металлы серебристо-белые, только цезий золотисто-желтого цвета. Пары металлов имеют разную окраску: Li – кирпичный, Na – желтый, K – фиолетовый, Cs – голубой, Rb – красный. Химические и физические свойства щелочных металлов от Li к Fr изменяются. Возрастает атомная масса, вследствие чего растет плотность, увеличивается радиус атома – ослабляются силы притяжения между атомами, снижается температура плавления и кипения, уменьшается энергия атомизации атомов и энергия ионизации – сверху вниз ослабевают неметаллические свойства, а усиливаются металлические. Химические свойства: вследствие повышении металлических свойств усиливается химическая активность металлов – они легко отдают один валентный электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне. Все щелочные металлы – сильные восстановители. В куске металла связь металлическая. Вступают во взаимодействие почти со всеми неметаллами.

Легко реагируют с солями, вытесняя другие металлы: \(2R+CuSO_4=R_2SO_4+Cu\).

Реагируют с водосодержащими соединениями – со спиртами, образуя алкоголяты: \(2R+C_2H_5OH=2C_2H_5OR+H_2\) – этилат. С кислородом образуют оксиды: \(2R+O_2=2R_2O\). Оксиды с водой дают основания – щелочи: \(2R_2O+H_2O=2ROH\). Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1, валентность – I. Щелочные металлы вступают в реакцию с водородом, образуя гидриды: \(2R+2H=2RH\).

Водород в гидридах имеет степень окисления –1, являясь окислителем.

Получение щелочных металлов:

1) восстановлением из их оксидов

2) электролизом расплава гидроксидов

Нахождение в природе: щелочные металлы в силу повышенной активности встречаются в природе в виде хлоридов, алюмосиликатов, сульфатов и др. Наиболее распространены Na и К, встречающиеся в виде солей в морской воде, а также поваренной соли. Li, Cs, Rb содержатся в незначительных количествах в калиевых и литиевых минералах.

Натрий и калий

Натрий и калий – щелочные металлы, стоят в 1 группе главной подгруппы.

Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебристо-белые мягкие металлы, с невысокими температурами плавления и кипения, малой плотностью. Пары натрия имеют желтый цвет, а пары калия – фиолетовый. Природный натрий состоит из одного изотопа (23), а К – из двух изотопов (39) и (41).

Химические свойства: химические свойства натрия и калия очень схожи, калий активнее натрия, так как радиус его атома больше и внешний 1s-электрон находится дальше от ядра. Электронная конфигурация \(Na:~1s^22s^1\); \(K:~1s^22s^12p^63s^1\). Они легко отдают один электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне, превращаясь в положительно заряженные ионы. На воздухе тускнеют и окисляются. Связь между атомами металлическая. Соединения с натрием и калием носят ионный характер. Высокая химическая активность.

1. Очень бурно реагируют с кислородом: \(2Na+O_2=Na_2O_2\) (пероксид натрия) при t ниже \(180^ \circ C:4Na+O_2=2Na_2O\).

Аналогичные реакции идут с калием, но калий образует еще и надпероксид – \(KO_2\).

2. С водой идет бурная реакция: \(2Na+2H_2O=2NaOH+H_2\)

У калия данная реакция проходит с воспламенением водорода: \(2K+2H_2O=2KOH+H_2\)

3. Реагируют с водородом при нагревании, образуя солеобразные гидриды: \(2Na+H_2=2NaH\).

4. Легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды: \(2Na+S=Na_2S\)

5. В атмосфере фтора и хлора натрий и калий воспламеняются, сгорают и образуют соли: \(2Na+Cl_2-2NaCl\).

6. С жидким бромом натрий пассивно взаимодействует: \(2Na+Br_2=2NaBr\), а калий реагирует со взрывом: \(2K+Br_2=2KBr\).

7. При пропускании над расплавленным натрием и калием газообразного аммиака образуются амиды: \(2Na+2NH_3=\) \(2NaNH_2+H_2\); \(2K+2NH_3=2KNH_2+H_2\)

8. Реагируют с водосодержащими соединениями – со спиртами, образуя алкоголяты: \(2K+C_2H_5OH=2C_2H_5OK\) (этилат калия) \(+H_2\)

Со ртутью калий и натрий образуют амальгамы – твердые сплавы – восстановители вместо чистых металлов.

Получение натрия и калия:

1) восстановлением из их оксидов: \(Si+2K_2O=SiO_2+4K\);

2) электролизом расплава гидроксидов

Нахождение в природе: Na и К встречаются в виде солей в морской воде, а также в виде поваренной соли. Наибольшее значение имеют минералы сильвинит – \(KCl ^\star NaCl\) и карналлит – \(KCl ^\star MgCl_2^ \star6H_2O\). Натрий и калий – одни из самых распространенных элементов в земной коре.

Едкие щелочи

Щелочи образуют гидроксиды щелочных металлов 1 группы главной подгруппы при растворении их в воде.

Физические свойства: растворы щелочей в воде мылкие на ощупь, они разъедают кожу, ткани, бумагу – едкие щелочи (едкий натр NaOH, едкий калий КОН). На коже они вызывают долго незаживающие раны. Очень гигроскопичны.

Химические свойства LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH. В этом ряду сила и растворимость щелочей возрастает, что связано с увеличением размеров ионов щелочных металлов (катионов) и ослаблением электростатического притяжения с гидроксидной группой (анионом). К щелочам относится гидроксид щелочно-земельного металла бария – \(Ba(OH)_2\).

Щелочи – сильные основания, химически очень активные вещества. При растворении их в воде выделяется большое количество теплоты.

В водном растворе идет диссоциация щелочей:

\(NaOH \leftrightarrows Na^++OH\)

Химические свойства щелочей:

1) щелочи вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду

2) взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя как средние, так и кислые соли:

3) вступают со средними солями в реакцию обмена: \(CuSO_4+KOH=Cu(OH)_2+K_2SO_4\), с кислыми солями: \(NaHSO_4+KOH=Na_2SO_4+K_2SO_3+H_2O\) (окислительно-восстановительная);

4) растворы щелочей вступают в реакцию с амфотерными оксидами – образуются комплексные соли: \(Al_2O_3+NaOH+7H_2O=2Na[Al(OH)_4(H_2O)_2]\);

5) при сплавлении твердых щелочей с оксидами амфотерных металлов образуются двойные безводные соли: \(Al_2O_3+2NaOH=2NaAlO_2\) (метаалюминат натрия);

6) взаимодействуют с галогенами в зависимости от температурных условий – на холоде: \(Cl_2+2NaOH=NaClO+NaCl+H_2O\), при нагревании: \(3Cl_2+6NaOH=NaClO_3+5NaCl+3H_2O\);

7) взаимодействуют с некоторыми органическими веществами: \(C_2H_5OH+NaOH=C_2H_5ONa+H_2O\);

8) растворы и расплавы щелочей подвергаются электролизу

Получение:

1) реакция металлов с водой: \(2K+2H_2O=2KOH+H_2\);

2) реакция оксидов металлов с водой: \(2K_2O+2H_2O=2KOH\).

Применение: NaOH и KOH используют в производстве мыла, бумаги, в текстильной промышленности и др.

Соли натрия и калия

Натрий и калий образуют соли со всеми кислотами. Соли натрия и калия очень похожи по химическим свойствам. Характерная особенность этих солей – хорошая растворимость в воде, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов нет. Наличие в соединении даже ничтожно малого количества ионов натрия или калия определяют путем внесения этого соединения в бесцветное пламя: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в розово-фиолетовый. Натрий и калий образует средние, кислые, двойные и комплексные соли. Большинство средних солей натрия и калия – термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются

Основных солей эти элементы не образуют.

Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – NaCl – поваренная соль. Это необходимая составная часть пищи, консервант, сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду \((NaHCO_3)\), соду \((Na_2CO_3)\) и многие другие соединения натрия. Многие соли натрия образуют кристаллогидраты. \(Na_2S_2O \cdot 3H_2O\) – тиосульфат натрия, соответствующий тиосерной кислоте \(H_2S_2O_3\), применяется в фотографии, для фиксации проявленных бумаг. \(Na_2SO_4 \cdot 10H_2O\) – десятиводный сульфат натрия, глауберова соль, используется в сульфатном способе получения соды и в производстве стекла. \(Na_2CO_3 \cdot 10H_2O\) – карбонат натрия или кальцинированная сода применяется в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтяной, химической промышленностях, а также в быту. \(NaNO_3\) – нитрат натрия, натриевая или чилийская селитра – используется как минеральное удобрение. Соли калия – необходимые минеральные удобрения. \(Na_2SiO_3\) – силикат натрия – используется в производстве стекла. Соли калия выделяются из раствора в основном без кристаллизационной воды. \(K_2CO_3\) – карбонат калия или поташ – используется в производстве мыла, в производстве тугоплавкого стекла, в фотографии. \(KNO_3\) – карбонат калия или калиевая селитра – применяется при изготовлении черного пороха. КCl – хлорид калия – применяется в качестве удобрения. Многие соли калия встречаются в природе: \(KClMgCl \cdot 6H_2O\) – карналлит; КCl, NaCl – сильвинит. Соли К содержатся в квасцах.

Общая характеристика подгруппы бериллия

К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы: магний, стронций, барий, кальций и радий. Наиболее распространены в природе в виде соединений, причем в основном магния и кальция. Первые два элемента подгруппы занимают в ней несколько обособленное положение – бериллий по свойствам близок к алюминию, а магний – к цинку. Последний элемент подгруппы – радий – имеет радиоактивные изотопы. Кроме бериллия, все элементы подгруппы обладают металлическими свойствами, более твердые по сравнению с щелочными металлами, с высокими температурами плавления. Относятся к легким металлам (кроме радия).

На электронном уровне элементов имеют два электрона \((s^2)\), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. По химической активности щелочноземельные металлы уступают щелочным. Они окисляются на воздухе, вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию. Сжигая щелочноземельные металлы, можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочных металлов. С водородом образуют гидриды. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.

Бериллий – открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г. Содержание в земной коре составляет 3,8 ·10-4%. Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Магний – открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 1,87%. Используется для получения сплавов (дюралюминия), улучшения качества чугуна, в качестве восстановителя для получения редких металлов и некоторых неметаллов.

Кальций – открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 3,3%. Используется в металлургии для очистки, в производстве редких металлов.

Стронций – получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 0,034%. Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.

Барий – открыт К. В. Шееле в 1774 г. и Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 0,065%. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, пиротехнике.

Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г. Содержание в земной коре составляет 10-10%. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.

Кальций

Кальций (Са) – химический элемент 2-й группы периодической системы, является щелочноземельным элементом. Природный кальций состоит из шести стабильных изотопов. Конфигурация внешней электронной оболочки \(4s^2\); имеет степень окисления +2, реже +1. Содержание в земной коре составляет 3,38 %. Встречается исключительно в виде соединений, в основном солей кислородсодержащих кислот. Большое количество кальция находится в природных водах. Значительное количество кальция содержится в организмах многих животных.

Общие свойства. Кальций – серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаО и гидроксид \(Ca(OH)_2\). Вступает в реакцию с кислородом, образуя СаО; при повышении температуры в кислороде и на воздухе воспламеняется. Из воды вытесняет водород \(H_2\), при этом образуется \(Ca(OH)_2\), в холодной воде скорость реакции уменьшается. Взаимодействует с галогенами, образуя \(CaX_2\). \(CH_2\) при нагревании кальция дает гидрид \(CaH_2\), в котором водород является анионом. Кальций, нагреваемый в атмосфере азота, загорается и образует нитрид \(Ca_3N_2\). С углеродом образует кальция карбид \(CaC_2\), с бором – борид \(CaB_6\). Образует соединения с металлами (Ag, Au, Al, Cu, Mg, Rb), вытесняет их из расплавов солей. Кальций растворим в жидком аммиаке \(NH_3\) с образованием синего раствора. Соли получают при взаимодействии кислотных оксидов с оксидом кальция. Они хорошо растворимы, способны образовывать кристаллогидраты.

В водных растворах образуются комплексы преимущественно с кислотосодержащими лигандами, имеющие в своем составе ион \(Ca_2^+\). На основе этих комплексов основано действие умягчителей воды – полифосфатов натрия. Ион \(Ca_2^+\) в неводных растворах образует комплексы с молекулами растворителя.

Получение. Промышленное получение кальция состоит в алюмотермическом восстановлении оксида кальция и электролизе расплава хлорида кальция (75–85%) и хлорида калия. Безводный хлорид кальция получают путем хлорирования его оксида в присутствии угля или обезвоживая кристаллогидрат хлорида кальция. По мере выделения кальция в расплаве в него добавляют хлорид кальция. Электролиз проводят, используя графитовый анод и в качестве катода – жидкий расплав кальция (62–65%) и меди.

Применение. Кальций используют при ме-таллотермическом получении U, Th, Ti, Z r, Cs, Rb и некоторых лантаноидов, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси \(N_2\). Используются и соединения кальция, например, в качестве вяжущих материалов.

Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция (СаO) – негашеная или жженая известь – белое огнестойкое вещество, образованное кристаллами. Кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке. Температура плавления – \(2627^\circ\), температура кипения – \(2850^\circ\).

Называется жженой известью из-за способа его получения – обжигание карбоната кальция.

Давление диссоциации вещества – равновесное парциальное давление газа, получающееся при диссоциации вещества.

Чтобы спровоцировать образование новой порции кальция, необходимо повысить температуру или удалить часть получившегося \(CO_2\), при этом уменьшится парциальное давление. Поддерживая постоянное более низкое парциальное давление, чем давление диссоциации, можно добиться непрерывного процесса получения кальция. Для этого при обжигании извести в печах делают хорошую вентиляцию.

Получение:

1) при взаимодействии простых веществ: \(2Ca+O_2=2CaO\);

2) при термическом разложении гидроксида и солей: \(2Ca(NO_3)_2=2CaO+4NO_2+O_2\)

Химические свойства:

1) взаимодействует с водой: \(CaO+H_2O=Ca(OH)_2\);

2) реагирует с оксидами неметаллов: \(CaO+SO_2=CaSO_3\);

3) растворяется в кислотах, образуя соли: \(CaO+2HCl=CaCl_2+H_2O\).

Гидроксид кальция (\(Ca(OH)_2\) – гашеная известь, пушонка) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в гексагональной кристаллической решетке. Является сильным основанием, плохо растворимым вводе.

Известковая вода – насыщенный раствор гидроксида кальция, имеющий щелочную реакцию. На воздухе мутнеет в результате поглощения углекислого газа, образуя карбонат кальция.

Получение:

1) образуется при растворении кальция и оксида кальция вводе: \(CaO+H_2O=Ca(OH)_2+16~ккал\);

2) при взаимодействии солей кальция со щелочами: \(Ca(NO_3)_2+2NaOH=Ca(OH)_2+2NaNO_3\).

Химические свойства:

1) при нагревании до \(580^\circ\) разлагается: \(Ca(OH)_2=CaO+H_2O\);

2) реагирует с кислотами: \(Ca(OH)_2+2HCl=CaCl_2+2H_2O\).

Общая характеристика подгруппы бора

Внешняя электронная конфигурация у всех элементов подгруппы – \(s^2p^1\). Характерным свойством подгруппы IIIA является полное отсутствие металлических свойств у бора и типичные металлические свойства у таллия. Элементы, стоящие между ними в подгруппе, проявляют промежуточные свойства.

Получение. Наиболее важным является алюминий. Проявляет характерные свойства металла – отражательная способность, проводимость, прочность, деформируемость. Алюминий образует ион в степени окисления +3, гидроксид проявляет свойства кислоты и основания (амфотерность). Алюминий получают из природного минерала боксита \((Al_2O_3)\), подвергаемого обогащению или очистке. Полученный оксид добавляют к расплаву криолита \(Na3AlF_6\) в электролизной стальной ванне (катод), футерованной графитом. Анод-стержни из углерода. По этой технологии (процесс Холла—Эру) получают алюминий чистотой 98%. Дальнейшую очистку проводят электролизом методом Хупса.

Бор в виде аморфного коричневатого порошка получают восстановлением \(B_2O_3\) активным металлом (щелочным или магнием). При получении загрязняется примесями боридов, например \(Mg_3B_2\). Более чистый бор получают восстановлением из \(BBr_3\). Другие элементы этой подгруппы получают восстановлением их из оксидов.

Химические свойства:

1) элементы подгруппы IIIA образуют оксиды и гидроксиды со степенью окисления III. Свойства их в ряду от алюминия до таллия изменяются от кислотных к основным;

2) галогениды всех элементов этой подгруппы имеют состав \(MeX_3\), а таллий, кроме того, образует \(TICl\), во многом сходный с \(AgCl\);

3) элементы и их соединения взаимодействуют с водой;

4) гидроксиды элементов подгруппы IIIA все, кроме таллия, взаимодействуют со щелочами.

Применение. Бор используют как добавку к цветным сплавам и стали, как противокоррозийное средство, получают из него буру, используемую в производстве глазури, эмали, стекла, сварке, паянии, как удобрение.

Галогениды элементов подгруппы IIIA применяются в отраслях промышленности и в лабораторных исследованиях. На основе алюминия производят множество сплавов. Применяют при изготовлении химической аппаратуры, проводов, конденсаторов, для алитирования, для получения искусственных рубинов, сапфиров и наждака.

Галлий используют для наполнения кварцевых термометров, добавляют к алюминию для получения сплавов, поддающихся горячей обработке. Индий используют для покрытия рефлекторов, вкладышей подшипников и для изготовления плавких предохранителей. Таллий используется в оптических приборах, работающих в оптической области спектра, в фотоэлементах.

Алюминий. Применение алюминия и его сплавов

Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса ~ 27. Р-элемент. Электронная конфигурация: \(1s^22s^22p^63s^23p^1\). На внешнем уровне \(3s^23p^1\) находятся 3 валентных электрона. Степень окисления +3, валентность – III.

Физические свойства: алюминий – металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.

Химические свойства:

1) при обычной температуре реагирует с кислородом, образую окисную пленку, препятствуя дальнейшему окислению металла: \(4Al+3O_2=2Al_2O_3;\)

2) алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой: \(2Al+6H_2O=2Al(OH)_3+3H_{2газ}\);

3) алюминий энергично взаимодействует с растворами щелочей

4) при нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, с азотом, с углеродом, с серой, а также с аммиаком

Получение. В промышленности алюминий получают электролизом раствора \(Al_2O_3\) в расплавленном криолите \(Na_3AlF_6\) с добавлением \(CaF_2\). Алюминий выделяется на катоде.

Нахождение в природе: алюминий – один из наиболее распространенных элементов в земной коре – до 250 руд, содержащих алюминий: боксит – \(Al_2O_3 \times H_2O\) – содержит от 32-60% Аl2О3 (глинозема); корунд – \(Al_2O_3\) – кристаллическая модификация глинозема; рубин и сапфир – драгоценные камни; нефелин – \((K,~Na)_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 2SiO_2\) – одна из важнейших алюминиевых руд; каолин – \(Al_2O_3 \cdot 2SiO_2 \cdot 2H_2O\) – составляет основу всех глин; алунит – \(K_2SO_4 \cdot Al_2(SO_4)_3 \cdot 2Al_2O_3 \cdot 6H_2O\) – относятся к важнейшим алюминиевым рудам; криолит \(Na_3[AlF_6]\); шпинель \(Mg(AlO_2)_2\) и метаалюминаты типа шпинели \(Zn(AlO_2)_2\). Сплавы алюминия: дюралюминий – 94% Аl, 4% Сu, по 0,5% Мg, Мn, Fe и Si; силумин – Аl + ~ 13% Si; магналий – Аl с содержанием Мg – 0,5-11,5%.

Применение алюминия и его соединений и сплавов: алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности (для производства и транспортировки холодной концентрированной \(HNO_3\), т. к. алюминий в ней пассивируется). При помощи алюмотерапии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.

Оксид и гидроксид алюминия

Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства: оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – \(3,97~г/см^3 \), температура плавления – \(2053 ^\circ C\), температура кипения – \(3000^\circ C\).

Химические свойства: оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Кристаллический \(Al_2O_3\) химически пассивен, аморфный – более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов

При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли – метаалюминаты (безводные алюминаты)

Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.

Получение: оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия, открытый Бекетовым

Применение: оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и аб-разивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – \(Cr_2O_3\) (красный цвет), \(Ti_2O_3\) и \(Fe_2O_3\) (голубой цвет).

Гидроксид алюминия – \(Al(OH)_3\). Физические свойства: гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – \(3,97~г/см^3\).

Химические свойства: типичный амфотерный гидроксид реагирует:

1) с кислотами, образуя средние соли: \(Al(OH)_3+3HNO_3=Al(NO_3)_3+3H_2O\);

2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: \(Al(OH)_3+KOH+2H_2O=K[Al(OH)_4(H_2O)_2]\).

При сплавлении \(Al(OH)_3\) с сухими щелочами образуются метаалюминаты: \(Al(OH)_3+KOH=KAlO_2+2H_2O\).

Получение:

1) из солей алюминия под действием раствора щелочей: \(AlCl_3+3NaOH=Al(OH)_3+3H_2O\);

2) разложением нитрида алюминия водой: \(AlN+3H_2O=Al(OH)_3+NH_3\);

3) пропусканием \(CO_2\) через раствор гидроксокомплекса: \([Al(OH)_4]^-+CO_2=Al(OH)_3+HCO_3^-\);

4) действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется \(Al(OH)_3\).