O. Из природных форм нахождения алюминия наибольшее технологическое значение имеет боксит Al

Растворимость сульфата алюминия в воде составляет (г сульфата алюминия на 100 г воды):

Сульфат алюминия применяется, в частности, для очистки воды. При добавлении к последней Al₂(SO₄)₃ и небольшого количества извести первоначально получаемый коллоидный раствор Al(OH)₃, который затем коагулирует, давая объёмистый студенистый осадок, захватывающий в процессе своего образования взвешенные в воде частицы и бактерии и увлекающий их затем на дно отстойника. Так как осветление воды идёт при этом быстро, размеры отстойника могут быть небольшими, что практически весьма важно. При очистке жёсткой воды добавление извести часто оказывается излишним. Термическое разложение Al₂(SO₄)₃ начинается при 530 °С и заканчивается (образованием Al₂O₃) при 860 °С. Для константы диссоциации иона AlSO₄^• даётся значение К = 2·10^-4.

Квасцы обычно растворимы значительно хуже, чем отдельные составляющие их сульфаты. При повышении температуры растворимость в большинстве случаев увеличивается очень сильно, как это видно, например, из приводимых ниже данных для алюмокалиевых квасцов (г KAl(SO₄)₂ на 100 г воды):

Температура, °С	0	15	30	60	100
Растворимость	3,0	5,0	8,4	24,8	154

В их 0,1 н. растворе рН = 3,2.

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂·12Н­₂О являются важнейшим представителем соединений этого типа. При крашении тканей они [и Al₂(SO₄)₃] используются в качестве протравы, в кожевенной промышленности для “белого” дубления кож, в бумажной — при проклеивании бумаги. Последняя операция особенно необходима для писчих сортов, так как из непроклеенной (например, фильтровальной или газетной) бумаге чернила расплываются. В медицине квасцы используются как наружное вяжущее средство (например, для остановки кровотечения при мелких порезах). При 93 °С они плавятся в своей кристаллизационной воде и затем легко обезвоживаются. “Жжёные” (т. е. обезвоженные нагреванием) квасцы применяются иногда как средство от потения ног.

Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат Al(CH₃COO)₃, используемый при крашении тканей (в качестве протравы). Соль эту обычно получают (из Al(OH)₃ и CH₃COOH) прямо в растворе, где она очень сильно гидролизована. Нитрат алюминия легкорастворим в воде. Фосфат нерастворим в воде (и уксусной кислоте), но растворим в сильных кислотах и щелочах.

Ацетат алюминия был получен взаимодействием AlCl₃ с уксусным ангидридом (СН₃СО)₂О при 180 °С. В индивидуальном состоянии соль эта может существовать лишь при полном отсутствии воды. Её водный раствор не только сильно гидролизован и легко выделяет основные соли, но также обладает малой электропроводностью, что указывает на наличие комплексообразования. Несравненно отчетливее выражено такое комплексообразование у ацетилацетоната алюминия — Al(C₅H₇O₂)₃ (т. пл. 192, т. кип. 315 °С). Средняя энергия его связи с кислородом оценивается в 268 кДж/моль.

Для нитрата алюминия характерен кристаллогидрат Al(NO₃)₃·9Н₂О. Его взаимодействием с N₂O₅ может быть получен аддукт Al(NO₃)₃·N₂O₅, при последующей возгонке дающий безводный Al(NO₃)₃. От последнего производятся устойчивые лишь в отсутствие влаги комплексные соли типа M[Al(NO₃)₄]. Растворимость нитрата алюминия велика от 56 г при 0 °С до 120 г Al(NO₃)₃ на 100 г Н₂О при 80 °С. Ещё более растворим его перхлорат — 1220 г при 0°С и 180 г Al(ClO₄)₃ на 100 г H₂O при 90 °С.

Нормальный фосфат алюминия AlPO₄ интересен тем, что точно повторяет диоксид кремния по кристаллическим модификациям. Обусловлено это одинаковостью сумм зарядов Al^3P^3 и Si^4Si^4 при близких радиусах всех трёх элементов.

Сульфид алюминия Al₂S₃ может быть получен непосредственно из элементов. Реакция начинается при нагревании и сопровождается большим выделением тепла (723 кДж/моль). После очистки возгонкой Al₂S₃ представляет собой белые иглы (т. пл. 1120 °С). Расплавленный Al₂S₃ хорошо растворяет аморфный оксид алюминия и при охлаждении вновь выделяет его, но уже в кристаллическом виде. При прокаливании на воздухе Al₂S₃ сгоряет до Al₂О₃ и SО₂. Водой он полностью разлагается на Al(OH)₃ и Н₂S, что может быть использовано для получения чистого сероводорода.

Нагреванием Al₂S₃ с избытком AlСl₃ в запаянной трубке был получен тиохлорид алюминия — SAlCl. На воздухе это белое твёрдое вещество постепенно переходит в ОAlCl. Известен и жёлтый селенид алюминия Al₂Se₃, образующийся из элементов со значительным выделением тепла (543 кДж/моль). Его взаимодействием с водой удобно пользоваться для получения селеноводорода. Теллурид алюминия во влажном воздухе выделяет теллуроводород.

С азотом порошкообразный алюминий соединяется выше 800 °С, причём реакция сопровождается довольно значительным выделением тепла (318 кДж/моль AlN). Нитрид алюминия представляет собой белый порошок, не изменяющийся при нагревании до 1800 °С, а выше этой температуры начинающийся распадаться на элементы. Под давлением азота в 4 атм AlN плавится при 2200 °С. Получать его удобно нагреванием (NH₄)₃AlF₆ до 500 °С в токе аммиака. Химическая стойкость нитрида алюминия сильно зависит от компактности образца. В виде рыхлого порошка он медленно разлагается водой по схеме:

AlN + 3 Н₂О = Al(ОН)₃ + NН₃.

Напротив, кристаллический AlN практически не поддаётся действию кипящих сильных кислот и лишь медленно разлагается горячими растворами щелочей. Кристаллы его обладают высокой твёрдостью и довольно хорошей теплопроводностью, а по электрическим свойствам приближается к полупроводникам. Интересно, что нагревание алюминия выше 1750 °С в атмосфере N₂ с примесью СО приводит к образованию не белого, а голубого AlN. Присутствие следов кремния сообщает AlN способность к фосфоресценции. При нагревании смеси Li₃N и AlN образуется сероватый двойной нитрид Li₃AlN₂.

В техническом масштабе нитрид алюминия может быть получен прокаливанием до 1700 °С смеси оксида алюминия и угля в атмосфере азота по реакции:

Al₂O₃ + 3 C + N₂ + 702 кДж = 3 CО + 2 AlN.

При пропускании над AlN перегретого водяного пара выделяется аммиак, а оксид алюминия регенерируется. На этом был основан один из предложенных, но не применявшихся в практике способов синтеза аммиака.

Серый фосфид AlP может быть получен взаимодействием элементов около 500 °С. Образуется он с выделением тепла (121 кДж/моль) и сам по себе устойчив по крайней мере до 1000 °С, но во влажном воздухе медленно разлагается на Al(ОН)₃ и PН₃. С этим связано его использование в зернохранилищах для обеззараживания зерна. Он обладает полупроводниковыми свойствами.

Практически важнее своих аналогов антимонид алюминия AlSb, так как он является полупроводником, близким по характеристике к Si и Ge, но более дешёвым. Образование этого соединения из элементов протекает с выделением тепла (96 кДж/моль). В сухом воздухе AlSb (т. пл. 1070 °С) устойчив, но во влажном постепенно разрушается.

Жёлтый карбид алюминия Al₄C₃ образуется при нагревании смеси оксида алюминия и угля приблизительно до 2000 °С. Реакция его образования из элементов протекает с выделением тепла (196 кДж/моль). Он растворим в жидком алюминии и может быть из него перекристаллизован. Выше 2000 °С карбид алюминия начинает испаряться с частичным разложением (общее давление достигает 1 атм при 2400 °С). Водой он разлагается по уравнению:

Al₄C₃ + 12 Н₂О = 4 Al(ОН)₃ + 3 СН₄.

Нагреванием металлического алюминия в токе ацетилена до 500 °С может быть получен ацетиленид состава Al₂(C₂)₃. Водой он разлагается с выделением ацетилена.

Сплавлением Al₄C₃ с Al₂О₃ были получены оксокарбиды алюминия — Al₂OC (т. пл. 2200 °С) и Аl₄O₄C (т. пл. 1890 °С). Оба они постепенно разлагаются на воздухе.

Бориды алюминия имеют состав AlB₂ и AlB₁₂. Последний образуется в виде прозрачных, сильно преломляющих свет и очень твёрдых кристаллов при перекристаллизации бора из расплавленного алюминия. Он известен в двух формах, структуры которых пока точно не установлены. Оба борида водой не разлагаются и довольно устойчивы по отношению к кислотам.

Взаимодействие LiH с AlСI₃ в тщательно обезвоженном эфире по реакции:

4 LiH + AlСI₃ = 3 LiСI + LiAlН₄

и последующим испарением жидкости (отфильтрованной от нерастворимых в эфире LiСI и LiH) может быть получен алюмогидрид (аланат) лития — LiAlH₄. Он представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, устойчивое ниже 125 °С, но под действием воды бурно разлагающееся с выделением водорода. Алюмогидрид лития хорошо растворим в эфире (21,3 при 0 °С и 28,3 масс. % при 25 °С) и характеризуется ещё более сильно выраженными восстановительными свойствами, чем соответствующий боргидрид (например, СО₂ восстанавливается им до СН₃ОН). Оба обстоятельства дают возможность проводить при его помощи разнообразные реакции восстановления органических соединений. Взаимодействие LiAlН₄ с хлоридами ЭСl₄ (где Э — Si, Ge, Sn) является удобным методом получения SiH₄, GeH₄ и SnH₄.

Лежащий в основе аланатов тетраэдрический ион [AlН₄]^ имеет d(AlH) = 155 пм. Отвечающие ему соли натрия и калия могут быть получены реакциями обменного разложения по схемам:

NaH + LiAlH₄ = LiH + NaAlH₄ и KH + NaAlH₄ = NaH + KAlH₄,

а также прямым синтезом из элементов (в гептане при 150 °С под давлением водорода около 300 атм). По свойствам они похожи на LiAlH₄, но нерастворимы в эфире и более устойчивы. Так, NaAlH₄ плавится при 178 °С почти без разложения. Хорошим растворителем этих аланатов является тетрагидрофуран.

В эфирном растворе по схеме:

3 LiAlH₄ + AlCl₃ = 3 LiCl + 4 AlH₃

образуется гидрид алюминия, постепенно выделяющийся в виде белой аморфной массы. Последняя представляет собой полимеризованный продукт основного состава (AlH₃)_n, но содержит также связанный эфир, от которого не может быть полностью освобождена без потери части водорода. Строение кристаллического (AlH₃)_n соответствует трёхмерной сетке, образованной мостиковыми связями Al···H···Al c d(AlH) = 172 пм. Для энергии связи AlH в мономерной молекуле даётся значение 330 кДж/моль. Выше 100 °С алюмогидрид разлагается на элементы, а водой быстро гидролизуется.

Аммиак действует на AlH₃ иначе, чем триметиламин. При 80 °С в тетрагидрофуране образуется белый объёмистый осадок H₃NAlH₃, который уже около 30 °С с отщеплением водорода переходит в H₂NAlH₂, при комнатной температуре — в HNAlH и наконец около 150 °С — в AlN.

При взаимодействии гидрида алюминия с дибораном образуется Al(ВH₄)₃. Боранат является самым летучим соединением алюминия — давление его пара равно 120 мм рт. ст. уже при 0 °С. Он может быть получен по схеме:

3 NaBH₄ + AlCl₃ = 3 NaCl + Al(BH₄)₃

и на воздухе самовоспламеняется. Боронат алюминия считается перспективным горючим реактивных топлив. Для него известны ряд продуктов присоединения.

Выше примерно 900 °С становится более или менее устойчивым одновалентное производное алюминия. Отвечающее ему соединение частично образуется при высоких температурах по обратимым реакциям типа:

AlГ₃ + 2 Al  3 AlГ или Al₂Э₃ + 4 Al  3 Al₂Э

(где Э — О, S, Se), но не способны к существованию при низких.

Значительно лучше других соединений одновалентного алюминия изучен AlF, образование которого около 1000 °С описывается уравнением:

AlF_3(т) + 2 Al_(ж) + 226 кДж = 3 AlF_(г).