Сульфат алюминия как найти формулу

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 22 июня 2020 года; проверки требуют 11 правок.

Сульфат алюминия
Общие
Традиционные названия	сернокислый алюминий
Хим. формула	Al2O12S3
Рац. формула	Al2(SO4)3
Физические свойства
Состояние	твердое
Молярная масса	342,15 г/моль
Плотность	2,710 г/см3 (безв.) 1,690 г/см3 (18-водн.)
Термические свойства
Температура
• плавления	700 °C[1]
• кипения	1600 °C[2]
• разложения	580 °C
Классификация
Рег. номер CAS	10043-01-3
PubChem	24850
Рег. номер EINECS	233-135-0
SMILES	O=S1(=O)O[Al]2OS(=O)(=O)O[Al](O1)OS(=O)(=O)O2
InChI	InChI=1S/2Al.3H2O4S/c;;3*1-5(2,3)4/h;;3*(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p-6 DIZPMCHEQGEION-UHFFFAOYSA-H
Кодекс Алиментариус	E520
RTECS	BD1700000
ChEBI	74768
ChemSpider	23233
Безопасность
Токсичность	малотоксично
NFPA 704	0 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфа́т алюми́ния — сложное неорганическое соединение, соль алюминия и серной кислоты с химической формулой Al₂(SO₄)₃. Выглядит как бесцветные кристаллы, может образовывать кристаллогидраты с различным содержанием воды. Применяется при очистке воды, крашении тканей, дублении кож, как реактив в фотографии, для получения квасцов.

Физические свойства[править | править код]

Бесцветные кристаллы, пластинки или порошок. Имеет орторомбическую решетку. Плотность — 2,710 г/см³, удельная теплоёмкость при постоянном давлении — 259,6 Дж/(моль К). Плохо растворим в спиртах, хорошо растворим в воде, гигроскопичен. Устойчив при обычной температуре^[3][4].

Образует кристаллогидрат с формулой Al₂(SO₄)₃·18H₂O, выглядящий как бесцветные кристаллы, плавящиеся при 86,5 °C (с разложением) и с плотностью 1,690 г/см³. При длительном хранении 18-водный кристаллогидрат может частично выветриваться до содержания 14—14,5 молекул воды. 18-водный кристаллогидрат теряет воду при нагревании, образуя формы^[3]:

• 150 °C — Al₂(SO₄)₃·14 H₂O,
• 160 °C — Al₂(SO₄)₃·10 H₂O,
• 250 °C — Al₂(SO₄)₃·3 H₂O,
• 420 °C — полностью безводную.

Химические свойства[править | править код]

• Сульфат алюминия разлагается при температуре выше 580 °C на γ-модификацию окиси алюминия и серный ангидрид^[3]:

• Задубливает желатиновые фотослои, что используется в производстве фотографических материалов для повышения механической прочности слоев фотоэмульсии, а в цветной фотографии также для предохранения красителей от гидролитического распада. Механизм дубления обусловлен связыванием ионами алюминия ионизированных карбоксильных групп желатины^[4][5].

• Гидролизуется горячей водой:

• При сплавлении со щелочами образует алюминаты:

• В холодном концентрированном растворе аммиака образует осадок гидроксида, а в горячем – метагидроксида алюминия^[6]:

Получение[править | править код]

Сульфат алюминия получают взаимодействием гидроксида алюминия с серной кислотой:

Также сульфат алюминия получают взаимодействием алюминия с серной кислотой:

Применение[править | править код]

Сульфат алюминия применяется как коагулянт для очистки воды хозяйственно-питьевого и промышленного назначения и используется в бумажной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Используется в качестве пищевой добавки E520^[7].

В фотографии входит в составы стабилизирующих растворов и дубящих фиксажей^[4].

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• Волохов Ю. А. Алюминия сульфат : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А—Дарзана. — С. 121. — 623 с.
• Гурлев Д. С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988. — 335 с. — ISBN 5-335-00125-4.
• Джеймс Т. Теория фотографического процесса = The theory of the photographic process / пер. 4-го американского изд. под ред. Картужанского А. Л.. — 2-е русское изд. — Л.: «Химия». Ленинградское отделение., 1980. — 672 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

Сульфат алюминия — сложное неорганическое соединение, соль алюминия и серной кислоты с химической формулой Al₂(SO₄)₃. Выглядит как бесцветные кристаллы, может образовывать кристаллогидраты с различным содержанием воды. Применяется при очистке воды, крашении тканей, дублении кож, как реактив в фотографии, для получения квасцов.

Физические свойства

Бесцветные кристаллы, пластинки или порошок. Имеет орторомбическую решетку. Плотность — 2,710 г/см³, удельная теплоёмкость при постоянном давлении — 259,6 Дж/(моль К). Плохо растворим в спиртах, хорошо растворим в воде, гигроскопичен. Устойчив при обычной температуре.

Образует кристаллогидрат с формулой Al₂(SO₄)₃·18H₂O, выглядящий как бесцветные кристаллы, плавящиеся при 86,5 °C (с разложением) и с плотностью 1,690 г/см³. При длительном хранении 18-водный кристаллогидрат может частично выветриваться до содержания 14—14,5 молекул воды. 18-водный кристаллогидрат теряет воду при нагревании, образуя формы:

• 150 °C — Al₂(SO₄)₃·14 H₂O,
• 160 °C — Al₂(SO₄)₃·10 H₂O,
• 250 °C — Al₂(SO₄)₃·3 H₂O,
• 420 °C — полностью безводную.

Химические свойства

Сульфат алюминия разлагается при температуре выше 580 °C на γ-модификацию окиси алюминия и серный ангидрид:

Задубливает желатиновые фотослои, что используется в производстве фотографических материалов для повышения механической прочности слоев фотоэмульсии, а в цветной фотографии также для предохранения красителей от гидролитического распада. Механизм дубления обусловлен связыванием ионами алюминия ионизированных карбоксильных групп желатины.

Получение

Сульфат алюминия получают взаимодействием гидроксида алюминия с серной кислотой:

Также сульфат алюминия получают взаимодействием алюминия с серной кислотой:

Применение

Сульфат алюминия применяется как коагулянт для очистки воды хозяйственно-питьевого и промышленного назначения и используется в бумажной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Используется в качестве пищевой добавки E-520.

В фотографии входит в составы стабилизирующих растворов и дубящих фиксажей.

From Wikipedia, the free encyclopedia

Names
IUPAC name Aluminium sulfate
Other names Aluminum sulfate Aluminium sulphate Cake alum Filter alum Papermaker’s alum Alunogenite aluminium salt (3:2)
Identifiers
CAS Number	10043-01-3  7784-31-8 (octadecahydrate)
3D model (JSmol)	Interactive image
ChemSpider	23233
ECHA InfoCard	100.030.110
EC Number	233-135-0
E number	E520 (acidity regulators, …)
PubChem CID	24850
RTECS number	BD1700000
UNII	I7T908772F  TCS9L00G8F (octadecahydrate)
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID2040317
InChI InChI=1S/2Al.3H2O4S/c;;3*1-5(2,3)4/h;;3*(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p-6  Key: DIZPMCHEQGEION-UHFFFAOYSA-H  InChI=1/2Al.3H2O4S/c;;3*1-5(2,3)4/h;;3*(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p-6 Key: DIZPMCHEQGEION-CYFPFDDLAS
SMILES [Al+3].[Al+3].[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S([O-])(=O)=O.[O-]S([O-])(=O)=O
Properties
Chemical formula	Al2(SO4)3
Molar mass	342.15 g/mol (anhydrous) 666.44 g/mol (octadecahydrate)
Appearance	white crystalline solid hygroscopic
Density	2.672 g/cm3 (anhydrous) 1.62 g/cm3 (octadecahydrate)
Melting point	770 °C (1,420 °F; 1,040 K) (decomposes, anhydrous) 86.5 °C (octadecahydrate)
Solubility in water	31.2 g/100 mL (0 °C) 36.4 g/100 mL (20 °C) 89.0 g/100 mL (100 °C)
Solubility	slightly soluble in alcohol, dilute mineral acids
Acidity (pKa)	3.3–3.6
Magnetic susceptibility (χ)	−93.0×10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.47[1]
Structure
Crystal structure	monoclinic (hydrate)
Thermochemistry
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	-3440 kJ/mol
Hazards
NFPA 704 (fire diamond)	1 0 0
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	none[2]
REL (Recommended)	2 mg/m3[2]
IDLH (Immediate danger)	N.D.[2]
Related compounds
Other cations	Gallium sulfate Magnesium sulfate
Related compounds	See Alum
Supplementary data page
Aluminium sulfate (data page)
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Aluminium sulfate is a salt with the formula Al₂(SO₄)₃. It is soluble in water and is mainly used as a coagulating agent (promoting particle collision by neutralizing charge) in the purification of drinking water^[3][4] and wastewater treatment plants, and also in paper manufacturing.

The anhydrous form occurs naturally as a rare mineral millosevichite, found for example in volcanic environments and on burning coal-mining waste dumps. Aluminium sulfate is rarely, if ever, encountered as the anhydrous salt. It forms a number of different hydrates, of which the hexadecahydrate Al₂(SO₄)₃·16H₂O and octadecahydrate Al₂(SO₄)₃·18H₂O are the most common. The heptadecahydrate, whose formula can be written as [Al(H₂O)₆]₂(SO₄)₃·5H₂O, occurs naturally as the mineral alunogen.

Aluminium sulfate is sometimes called alum or papermaker’s alum in certain industries. However, the name “alum” is more commonly and properly used for any double sulfate salt with the generic formula XAl(SO
₄)
₂·12H
₂O, where X is a monovalent cation such as potassium or ammonium.^[5]

Production[edit]

In the laboratory[edit]

Aluminium sulfate may be made by adding aluminium hydroxide, Al(OH)₃, to sulfuric acid, H₂SO₄:
> + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O
or by heating aluminium metal in a sulfuric acid solution:

2 Al + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂↑

From alum schists[edit]

The alum schists employed in the manufacture of aluminium sulfate are mixtures of iron pyrite, aluminium silicate and various bituminous substances, and are found in upper Bavaria, Bohemia, Belgium, and Scotland. These are either roasted or exposed to the weathering action of the air. In the roasting process, sulfuric acid is formed and acts on the clay to form aluminium sulfate, a similar condition of affairs being produced during weathering. The mass is now systematically extracted with water, and a solution of aluminium sulfate of specific gravity 1.16 is prepared. This solution is allowed to stand for some time (in order that any calcium sulfate and basic iron(III) sulfate may separate), and is then evaporated until iron(II) sulfate crystallizes on cooling; it is then drawn off and evaporated until it attains a specific gravity of 1.40. It is now allowed to stand for some time, and decanted from any sediment.^[6]

From clays or bauxite[edit]

In the preparation of aluminium sulfate from clays or from bauxite, the material is gently calcined, then mixed with sulfuric acid and water and heated gradually to boiling; if concentrated acid is used no external heat is generally required as the formation of aluminium sulfate is exothermic. It is allowed to stand for some time, and the clear solution is drawn off.

From cryolite[edit]

When cryolite is used as the ore, it is mixed with calcium carbonate and heated. By this means, sodium aluminate is formed; it is then extracted with water and precipitated either by sodium bicarbonate or by passing a current of carbon dioxide through the solution. The precipitate is then dissolved in sulfuric acid.^[6]

Uses[edit]

Aluminium sulfate is sometimes used in the human food industry as a firming agent, where it takes on E number E520, and in animal feed as a bactericide. In the United States, the FDA lists it as “generally recognized as safe” with no limit on concentration.^[7] Aluminium sulfate may be used as a deodorant, an astringent, or as a styptic for superficial shaving wounds.^{[citation needed]} Aluminium sulfate is used as a mordant in dyeing and printing textiles.

It is a common vaccine adjuvant and works “by facilitating the slow release of antigen from the vaccine depot formed at the site of inoculation.”^{[citation needed]}

Aluminium sulfate is used in water purification and for chemical phosphorus removal from wastewater. It causes suspended impurities to coagulate into larger particles and then settle to the bottom of the container (or be filtered out) more easily. This process is called coagulation or flocculation. Research suggests that in Australia, aluminium sulfate used in this way in drinking water treatment is the primary source of hydrogen sulfide gas in sanitary sewer systems.^[8] An improper and excess application incident in 1988 polluted the water supply of Camelford in Cornwall.

Aluminium sulfate has been used as a method of eutrophication remediation for shallow lakes. It works by reducing the phosphorus load in the lakes.^[9][10]

When dissolved in a large amount of neutral or slightly alkaline water, aluminium sulfate produces a gelatinous precipitate of aluminium hydroxide, Al(OH)₃. In dyeing and printing cloth, the gelatinous precipitate helps the dye adhere to the clothing fibers by rendering the pigment insoluble.

Aluminium sulfate is sometimes used to reduce the pH of garden soil, as it hydrolyzes to form the aluminium hydroxide precipitate and a dilute sulfuric acid solution. An example of what changing the pH level of soil can do to plants is visible when looking at Hydrangea macrophylla. The gardener can add aluminium sulfate to the soil to reduce the pH which in turn will result in the flowers of the Hydrangea turning a different color (blue). The aluminium is what makes the flowers blue; at a higher pH, the aluminium is not available to the plant.^[11]

In the construction industry, it is used as waterproofing agent and accelerator in concrete. Another use is a foaming agent in fire fighting foam.

It can also be very effective as a molluscicide,^[12] killing spanish slugs.

Mordants aluminium triacetate and aluminium sulfacetate can be prepared from aluminium sulfate, the product formed being determined by the amount of lead(II) acetate used:^[13]

Al
₂(SO
₄)
₃ + 3 Pb(CH
₃CO
₂)
₂ → 2 Al(CH
₃CO
₂)
₃ + 3 PbSO
₄

Al
₂(SO
₄)
₃ + 2 Pb(CH
₃CO
₂)
₂ → Al
₂SO
₄(CH
₃CO
₂)
₄ + 2 PbSO
₄

Chemical reactions[edit]

The compound decomposes to γ-alumina and sulfur trioxide when heated between 580 and 900 °C. It combines with water forming hydrated salts of various compositions.

Aluminium sulfate reacts with sodium bicarbonate to which foam stabilizer has been added, producing carbon dioxide for fire-extinguishing foams:

Al₂(SO₄)₃ + 6 NaHCO₃ → 3 Na₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ + 6 CO₂

The carbon dioxide is trapped by the foam stabilizer and creates a thick foam which will float on top of hydrocarbon fuels and seal off access to atmospheric oxygen, smothering the fire. Chemical foam was unsuitable for use on polar solvents such as alcohol, as the fuel would mix with and break down the foam blanket. The carbon dioxide generated also served to propel the foam out of the container, be it a portable fire extinguisher or fixed installation using hoselines. Chemical foam is considered obsolete in the United States and has been replaced by synthetic mechanical foams, such as AFFF which have a longer shelf life, are more effective, and more versatile, although some countries such as Japan and India continue to use it.^{[citation needed]}

References[edit]

Footnotes[edit]

Notations[edit]

• Chisholm, Hugh, ed. (1911). “Aluminium” . Encyclopædia Britannica. Vol. 1 (11th ed.). Cambridge University Press. p. 767.
• Pauling, Linus (1970). General Chemistry. W.H. Freeman: San Francisco. ISBN 978-0-486-65622-9.

External links[edit]

• International Chemical Safety Card 1191
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• WHO Food Additive Series No. 12
• Aluminum and health
• Government of Canada Fact Sheets and Frequently Asked Questions: Aluminum Salts

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).