Нитрат алюминия

Безводный нитрат алюминия представляет собой белое или бесцветное кристаллическое, чрезвычайно гигроскопичное вещество, дымящее на воздухе^[2][6]. Хорошо растворим в холодной воде (63,7 % при 25 °C) и полярных органических растворителях^[6]. Температура плавления 66 °C (с разложением), в вакууме возгоняется при 50 °C. Разлагается в горячей воде^[2].

Нонагидрат Al(NO₃)₃•9H₂O — 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 P2₁/a). При нагревании чуть выше температуры плавления (73,6 °C) теряет сперва одну, а затем ещё две молекулы воды^[2].

Плотность водного раствора нитрата алюминия при 18 °C^[7]:

• При растворении в воде подвергается гидролизу^[8]:

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

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

Водные растворы нитрата алюминия имеют pH от 2,5 до 3,7^[9].

При нагревании гидролиз можно провести полностью^[8]:

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

• 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^[8].

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 ^[8]:

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

Нонагидрат при сильном нагревании (135 °C) сперва образует основную соль Al(OH)₂NO₃•1,5H₂O, а при более высокой температуре (200 °C) разлагается до аморфного оксида алюминия^[10].

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

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^[10].

Безводный нитрат алюминия можно получить реакцией кристаллогидрата с избытком оксидом азота (V) (реакция (1)) или безводного хлорида алюминия с нитратом хлора (реакция (2))^[10][11]:

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

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

В промышленности безводный нитрат алюминия получают взаимодействием оксида или гидроксида алюминия с оксидом азота (V)^[8]:

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

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

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

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

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

Соединение используется в текстильной промышленности как протрава 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^[12].

ЛД₅₀ (крысы, перорально) = 4,28 г/кг^[13].