2s 2p 3s 3p

Configuration électronique aluminium V état excité :

+13Al*1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Aluminium présente des propriétés paramagnétiques. L'aluminium se forme rapidement dans l'air films d'oxyde durables, protégeant la surface d'une interaction ultérieure, donc résistant à la corrosion.

Propriétés physiques

Aluminium – métal léger couleur blanc argenté, facile à mouler, à couler et à usiner. A une conductivité thermique et électrique élevée.

Point de fusion 660 o C, point d'ébullition 1450 o C, densité d'aluminium 2,7 g/cm 3 .

Être dans la nature

Aluminium- le métal le plus répandu dans la nature, et le 3ème plus abondant parmi tous les éléments (après l'oxygène et le silicium). Contenu dans la croûte terrestre- environ 8%.

Dans la nature, l’aluminium se présente sous forme de composés :

Bauxite Al 2 O 3 H 2 O(avec des impuretés SiO2, Fe 2 O 3, CaCO 3)- oxyde d'aluminium hydraté

Corindon Al 2 O 3 . Le corindon rouge est appelé rubis, le corindon bleu est appelé saphir.

Modalités d'obtention

Aluminium forme un fort liaison chimique avec de l'oxygène. Par conséquent, les méthodes traditionnelles de production d’aluminium par réduction à partir d’oxyde nécessitent de grandes quantités d’énergie. Pour industriel L'aluminium est produit selon le procédé Hall-Héroult. Pour abaisser le point de fusion de l'oxyde d'aluminium dissous dans la cryolite fondue(à une température de 960-970 o C) Na 3 AlF 6 puis soumis à électrolyse avec des électrodes de carbone. Lorsqu'il est dissous dans la fonte de la cryolite, l'oxyde d'aluminium se décompose en ions :

Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-

Sur cathode est passe réduction des ions aluminium:

K : Al 3+ +3e → Al 0

Sur anode une oxydation se produit ions aluminates:

A : 4AlO 3 3- - 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2

L’équation globale pour l’électrolyse de l’oxyde d’aluminium fondu est la suivante :

2Al2O3 → 4Al + 3O2

Méthode de laboratoireLa production d'aluminium implique la réduction de l'aluminium à partir du chlorure d'aluminium anhydre avec du potassium métallique :

AlCl3 + 3K → 4Al + 3KCl

Réactions qualitatives

Réaction qualitative aux ions aluminium - interaction excèssels d'aluminium avec alcalis . Cela produit un amorphe blanc sédiment hydroxyde d'aluminium.

Par exemple , chlorure d'aluminium interagit avec hydroxyde de sodium:

Avec l'ajout supplémentaire d'alcali, l'hydroxyde d'aluminium amphotère se dissout pour former tétrahydroxyaluminate:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

note , si on met du sel d'aluminium dedans excès de solution alcaline, alors un précipité blanc d'hydroxyde d'aluminium ne se forme pas, car en excès d'alcali, les composés d'aluminium se transforment immédiatement en complexe:

AlCl 3 + 4NaOH = Na

Les sels d'aluminium peuvent être détectés à l'aide d'une solution aqueuse d'ammoniaque. Lorsque les sels d'aluminium solubles interagissent avec une solution aqueuse d'ammoniaque, également dans Un précipité gélatineux translucide d'hydroxyde d'aluminium précipite.

AlCl 3 + 3NH 3 H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl

Al 3+ + 3NH 3 H 2 O= Al(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 +

Expérience vidéo l'interaction de la solution de chlorure d'aluminium avec la solution d'ammoniaque peut être observée

Propriétés chimiques

1. Aluminium – agent réducteur puissant . Alors il réagit avec beaucoup non-métaux .

1.1. L'aluminium réagit avec halogènes avec l'éducation halogénures:

1.2. L'aluminium réagit avec du soufre avec l'éducation sulfures:

2Al + 3S → Al2S3

1.3. L'aluminium réagitAvec phosphore. Dans ce cas, des composés binaires se forment - phosphures:

Al + P → AlP

Aluminium ne réagit pas avec de l'hydrogène .

1.4. Avec de l'azote aluminium réagit lorsqu'il est chauffé à 1000 o C pour former nitrure:

2Al +N2 → 2AlN

1.5. L'aluminium réagit avec du carbone avec l'éducation carbure d'aluminium:

4Al + 3C → Al4C3

1.6. L'aluminium interagit avec oxygène avec l'éducation oxyde:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Expérience vidéo interaction de l'aluminium avec oxygène dans l'air(combustion de l'aluminium dans l'air) peut être visualisée.

2. L'aluminium interagit avec substances complexes :

2.1. Est-ce réactif ? aluminium Avec eau? Vous pouvez facilement trouver la réponse à cette question si vous fouillez un peu dans votre mémoire. Vous avez sûrement déjà rencontré au moins une fois dans votre vie des casseroles ou des couverts en aluminium. C’est la question que j’aimais poser aux étudiants lors des examens. Ce qui est le plus surprenant, c'est que j'ai reçu des réponses différentes : pour certains, l'aluminium réagissait effectivement avec l'eau. Et très, très nombreux ont abandonné après la question : « Peut-être que l'aluminium réagit avec l'eau lorsqu'il est chauffé ? Lorsqu'il est chauffé, l'aluminium a réagi avec l'eau chez la moitié des répondants))

Cependant, il est facile de comprendre que l'aluminium est toujours avec de l'eau dans des conditions normales (et même lorsqu'il est chauffé) n'interagit pas. Et nous avons déjà mentionné pourquoi : à cause de l'éducation film d'oxyde . Mais si l'aluminium est nettoyé du film d'oxyde (par exemple, fusionner), alors il interagira avec eau très actif avec l'éducation hydroxyde d'aluminium Et hydrogène:

2Al0 + 6H2 + O → 2Al +3 ( OH) 3 + 3H 2 0

L'amalgame d'aluminium peut être obtenu en conservant des morceaux d'aluminium dans une solution de chlorure de mercure (II) :

Expérience vidéo L'interaction de l'amalgame d'aluminium avec l'eau peut être visualisée.

2.2. L'aluminium interagit avec acides minéraux (avec acide chlorhydrique, phosphorique et sulfurique dilué) avec une explosion. Cela produit du sel et de l'hydrogène.

Par exemple, l'aluminium réagit violemment avec acide hydrochlorique :

2.3. Dans des conditions normales, l'aluminium ne réagit pas Avec acide sulfurique concentré à cause de passivation– formation d’un film d’oxyde dense. Lorsqu'elle est chauffée, la réaction se déroule, formant oxyde de soufre(IV), sulfate d'aluminium Et eau:

2Al + 6H 2 SO 4 (conc.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

2.4. L'aluminium ne réagit pas avec acide nitrique concentré aussi à cause de la passivation.

AVEC diluer l'acide nitrique l'aluminium réagit pour former un composé moléculaire azote:

10Al + 36HNO 3 (dilué) → 3N 2 + 10Al(NO 3) 3 + 18H 2 O

Lorsque l'aluminium sous forme de poudre interagit avec acide nitrique très dilué peut former nitrate d'ammonium:

8Al + 30HNO 3(hautement dilué) → 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

2.5. Aluminium – amphotère métal, donc il interagit avec des alcalis. Quand l'aluminium interagit avec solution un alcali se forme tétrahydroxyaluminate Et hydrogène:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Expérience vidéo L'interaction de l'aluminium avec les alcalis et l'eau peut être visualisée.

L'aluminium réagit avec fondre alcali avec la formation aluminer Et hydrogène:

2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2

La même réaction peut être écrite sous une autre forme (dans l'examen d'État unifié, je recommande d'écrire la réaction sous cette forme) :

2Al + 6NaOH → NaAlO 2 + 3H 2 + Na 2 O

2.6. Restaurations d'aluminium métaux moins actifs provenant de oxydes . Le processus de réduction des métaux des oxydes est appelé aluminothermie .

Par exemple, l'aluminium remplace cuivre depuis oxyde de cuivre(II). La réaction est très exothermique :

Plus exemple: restaurations d'aluminium fer depuis échelle de fer, oxyde de fer (II, III):

8Al + 3Fe 3 O 4 → 4Al 2 O 3 + 9Fe

Propriétés réparatrices l'aluminium se manifeste également lorsqu'il interagit avec des agents oxydants puissants : peroxyde de sodium, nitrates Et nitrites dans un environnement alcalin, permanganates, composés de chrome(VI):

2Al + 3Na 2 O 2 → 2NaAlO 2 + 2Na 2 O

8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O → 8K + 3NH3

10Al + 6KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5Al 2 (SO 4) 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O

2Al + NaNO 2 + NaOH + 5H 2 O → 2Na + NH 3

Al + 3KMnO 4 + 4KOH → 3K 2 MnO 4 + K

4Al + K2Cr2O7 → 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3

L'aluminium est un métal industriel précieux qui peut être recyclé. Vous pouvez en savoir plus sur l'acceptation de l'aluminium pour la transformation, ainsi que sur les prix actuels de ce type de métal. .

Oxyde d'aluminium

Modalités d'obtention

Oxyde d'aluminiumpeut être obtenu par diverses méthodes:

1. Brûlant aluminium dans l'air :

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

2. Décomposition hydroxyde d'aluminiumlorsqu'il est chauffé:

3. L'oxyde d'aluminium peut être obtenu décomposition du nitrate d'aluminium :

Propriétés chimiques

Oxyde d'aluminium - Typique oxyde amphotère . Interagit avec les oxydes acides et basiques, les acides et les alcalis.

1. Lorsque l'oxyde d'aluminium interagit avec oxydes basiques des sels se forment aluminates.

Par exemple, l'oxyde d'aluminium interagit avec oxyde sodium:

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

2. Oxyde d'aluminium interagit Où dans la fonte sont formés sel—les aluminates, et en solution - sels complexes . Dans ce cas, l'oxyde d'aluminium présente propriétés acides.

Par exemple, l'oxyde d'aluminium interagit avec hydroxyde de sodium en fusion avec la formation aluminate de sodium Et eau:

2NaOH + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 + H 2 O

Oxyde d'aluminium dissout en excès alcalis avec l'éducation tétrahydroxyaluminate:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

3. L'oxyde d'aluminium ne réagit pas avec de l'eau.

4. L'oxyde d'aluminium réagit oxydes d'acide (acides forts). Dans ce cas, sel aluminium Dans ce cas, l'oxyde d'aluminium présente propriétés de base.

Par exemple, l'oxyde d'aluminium interagit avec oxyde de soufre(VI) avec l'éducation sulfate d'aluminium :

Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3

5. L'oxyde d'aluminium réagit avec acides solubles avec l'éducation sels moyens et acides.

Par exemple acide sulfurique:

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

6. L'oxyde d'aluminium présente une faible propriétés oxydantes .

Par exemple, l'oxyde d'aluminium réagit avec hydrure de calcium avec l'éducation aluminium, hydrogène Et oxyde de calcium:

Al 2 O 3 + 3CaH 2 → 3CaO + 2Al + 3H 2

Électricité restaure aluminium à partir d'oxyde (production d'aluminium):

2Al2O3 → 4Al + 3O2

7. L'oxyde d'aluminium est solide et non volatil. Et donc il déplace les oxydes plus volatils (généralement du dioxyde de carbone) à partir de sels lors de la fusion.

Par exemple, depuis le carbonate de sodium:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Hydroxyde d'aluminium

Modalités d'obtention

1. L'hydroxyde d'aluminium peut être obtenu par l'action d'une solution ammoniac sur sels d'aluminium.

Par exemple, le chlorure d'aluminium réagit avec solution aqueuse d'ammoniaque avec l'éducation hydroxyde d'aluminium Et chlorure d'ammonium:

AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl

2. En passant gaz carbonique , le dioxyde de soufre ou sulfure d'hydrogène par une solution de tétrahydroxyaluminate de sodium :

Na + CO 2 = Al(OH) 3 + NaHCO 3

Pour comprendre comment se déroule cette réaction, vous pouvez utiliser une technique simple : décomposer mentalement la substance complexe Na en ses composants : NaOH et Al(OH) 3 . Ensuite, nous déterminons comment le dioxyde de carbone réagit avec chacune de ces substances et enregistrons les produits de leur interaction. Parce que Al(OH) 3 ne réagit pas avec le CO 2, alors on écrit Al(OH) 3 à droite sans changement.

3. L'hydroxyde d'aluminium peut être préparé par manque d'alcali sur excès de sel d'aluminium.

Par exemple, chlorure d'aluminium réagit avec carence en hydroxyde de potassium avec l'éducation hydroxyde d'aluminium Et chlorure de potassium:

AlCl 3 + 3KOH (insuffisant) = Al(OH) 3 ↓+ 3KCl

4. De plus, l'hydroxyde d'aluminium est formé par l'interaction de substances solubles sels d'aluminium avec soluble carbonates, sulfites et sulfures . Sulfures, carbonates et sulfites d'aluminium en solution aqueuse.

Par exemple: bromure d'aluminium réagit avec le carbonate de sodium. Dans ce cas, un précipité d'hydroxyde d'aluminium précipite, du dioxyde de carbone est libéré et du bromure de sodium se forme :

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

Chlorure d'aluminium réagit avec sulfure de sodium avec formation d'hydroxyde d'aluminium, de sulfure d'hydrogène et de chlorure de sodium :

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Propriétés chimiques

1. L'hydroxyde d'aluminium réagit avec soluble acides. Dans ce cas, sels moyens ou acides, en fonction du rapport des réactifs et du type de sel.

Par exemple acide nitrique avec l'éducation nitrate d'aluminium:

Al(OH) 3 + 3HNO 3 → Al(NO 3) 3 + 3H 2 O

Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Al(OH) 3 + 3HBr → AlBr 3 + 3H 2 O

2. L'hydroxyde d'aluminium réagit avec oxydes d'acides d'acides forts .

Par exemple, l'hydroxyde d'aluminium réagit avec oxyde de soufre(VI) avec l'éducation sulfate d'aluminium:

2Al(OH) 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

3. L'hydroxyde d'aluminium réagit avec des bases solubles (alcalis).Où dans la fonte sont formés sel—les aluminates, et en solution - sels complexes . Dans ce cas, l'hydroxyde d'aluminium présente propriétés acides.

Par exemple, l'hydroxyde d'aluminium réagit avec l'hydroxyde de potassium en fusion avec la formation aluminate de potassium Et eau:

2KOH + Al(OH) 3 → 2KAlO 2 + 2H 2 O

Hydroxyde d'aluminium dissout en excès alcalis avec l'éducation tétrahydroxyaluminate:

Al(OH)3 + KOH → K

4. g hydroxyde d'aluminium se décompose lorsqu'il est chauffé:

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Expérience vidéo interaction de l'hydroxyde d'aluminium avec acide hydrochlorique Et alcalis(propriétés amphotères de l'hydroxyde d'aluminium) peuvent être visualisées.

Sels d'aluminium

Nitrate et sulfate d'aluminium

Nitrate d'aluminium lorsqu'il est chauffé, il se décompose en oxyde d'aluminium, monoxyde d'azote (IV) Et oxygène:

4Al(NON 3) 3 → 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

Sulfate d'aluminium lorsqu'il est fortement chauffé, il se décompose de la même manière - en oxyde d'aluminium, le dioxyde de soufre Et oxygène:

2Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Sels d'aluminium complexes

Décrire les propriétés des sels complexes d'aluminium - hydroxoaluminates, il est pratique d'utiliser la technique suivante : diviser mentalement le tétrahydroxoaluminate en deux molécules distinctes - l'hydroxyde d'aluminium et l'hydroxyde de métal alcalin.

Par exemple, le tétrahydroxyaluminate de sodium se décompose en hydroxyde d'aluminium et hydroxyde de sodium :

N / A décompose-le en NaOH et Al(OH)3

Les propriétés de l’ensemble du complexe peuvent être déterminées comme les propriétés de ces composés individuels.

Ainsi, les complexes hydroxo d'aluminium réagissent avec oxydes d'acide .

Par exemple, le complexe hydroxo est détruit sous l'influence d'un excès gaz carbonique. Dans ce cas, NaOH réagit avec le CO 2 pour former un sel d'acide (avec un excès de CO 2), et l'hydroxyde d'aluminium amphotère ne réagit pas avec le dioxyde de carbone, il précipite donc simplement :

Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3

De même, le tétrahydroxyaluminate de potassium réagit avec le dioxyde de carbone :

K + CO 2 → Al(OH) 3 + KHCO 3

Par le même principe, les tétrahydroxoaluminates réagissent avec le dioxyde de soufre OS 2 :

Na + SO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHSO 3

K + SO 2 → Al(OH) 3 + KHSO 3

Mais sous l'influence excès d'acide fort pas de formes précipitées, car L'hydroxyde d'aluminium amphotère réagit avec les acides forts.

Par exemple, Avec acide hydrochlorique:

Na + 4HCl (excès) → NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Certes, sous l'influence d'une petite quantité ( manque ) acide fort Un précipité se formera quand même ; il n'y aura pas assez d'acide pour dissoudre l'hydroxyde d'aluminium :

Na + HCl (carence) → Al(OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O

Idem avec le désavantage acide nitrique l'hydroxyde d'aluminium précipite :

Na + HNO 3 (carence) → Al(OH) 3 ↓ + NaNO 3 + H 2 O

Le complexe est détruit lors de l'interaction avec eau chlorée (solution aqueuse de chlore) Cl 2 :

2Na + Cl 2 → 2Al(OH) 3 ↓ + NaCl + NaClO

En même temps, le chlore disproportions.

Le complexe peut également réagir avec excès chlorure d'aluminium. Dans ce cas, un précipité d'hydroxyde d'aluminium précipite :

AlCl 3 + 3Na → 4Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Si vous évaporez l'eau d'une solution d'un sel complexe et chauffez la substance résultante, vous vous retrouverez avec le sel d'aluminate habituel :

Na → NaAlO 2 + 2H 2 O

K → KAlO 2 + 2H 2 O

Hydrolyse des sels d'aluminium

Les sels d'aluminium solubles et les acides forts sont hydrolysés par cation. L'hydrolyse se déroule par étapes et réversible, c'est à dire. un peu:

Étape I : Al 3+ + H 2 O = AlOH 2+ + H +

Étape II : AlOH 2+ + H 2 O = Al(OH) 2 + + H +

Stade III : Al(OH) 2 + + H 2 O = Al(OH) 3 + H +

Cependant sulfures, sulfites, carbonates aluminium et eux aigre sel hydrolyser de manière irréversible, pleinement, c'est à dire. n'existent pas en solution aqueuse, mais se décompose avec l'eau:

Al 2 (SO 4) 3 + 6NaHSO 3 → 2Al(OH) 3 + 6SO 2 + 3Na 2 SO 4

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2

Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Aluminates

Les sels dans lesquels l'aluminium est un résidu acide (aluminates) sont formés à partir de oxyde d'aluminiumà fusion avec des alcalis et oxydes basiques :

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2

Pour comprendre les propriétés des aluminates, il est également très pratique de les décomposer en deux substances distinctes.

Par exemple, nous divisons mentalement l’aluminate de sodium en deux substances : l'oxyde d'aluminium et l'oxyde de sodium.

NaAlO2 décompose-le en Na 2 O et Al 2 O 3

Il nous deviendra alors évident que les aluminates réagissent avec acides pour former des sels d'aluminium :

KAlO 2 + 4HCl → KCl + AlCl 3 + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HNO 3 → Al(NO 3) 3 + NaNO 3 + 2H 2 O

2NaAlO 2 + 4H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 4H 2 O

Sous l'influence de l'excès d'eau, les aluminates se transforment en sels complexes :

KAlO 2 + H 2 O = K

NaAlO 2 + 2H 2 O = Na

Composés binaires

Sulfure d'aluminium sous l'influence de l'acide nitrique il s'oxyde en sulfate :

Al 2 S 3 + 8HNO 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 8NO 2 + 4H 2 O

ou à l'acide sulfurique (sous l'influence acide concentré chaud):

Al 2 S 3 + 30HNO 3 (horizon conc.) → 2Al(NO 3) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O

Le sulfure d'aluminium se décompose eau:

Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Carbure d'aluminium se décompose également avec l'eau lorsqu'il est chauffé en hydroxyde d'aluminium et méthane:

Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Nitrure d'aluminium se décompose lorsqu'il est exposé à acides minéraux sur les sels d'aluminium et d'ammonium :

AlN + 4HCl → AlCl 3 + NH 4 Cl

De plus, le nitrure d'aluminium se décompose lorsqu'il est exposé à eau:

AlN + 3H 2 O → Al(OH) 3 ↓ + NH 3

Aluminium- élément du 13ème (III) groupe du tableau périodique des éléments chimiques de numéro atomique 13. Désigné par le symbole Al. Appartient au groupe des métaux légers. Métal le plus courant et troisième plus courant élément chimique dans la croûte terrestre (après l'oxygène et le silicium).

Oxyde d'aluminium Al2O3- distribué dans la nature sous forme d'alumine, une poudre réfractaire blanche, proche du diamant en dureté.

L'oxyde d'aluminium est un composé naturel qui peut être obtenu à partir de la bauxite ou par décomposition thermique d'hydroxydes d'aluminium :

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O ;

Al2O3 est un oxyde amphotère, chimiquement inerte en raison de son solide réseau cristallin. Il ne se dissout pas dans l'eau, n'interagit pas avec des solutions d'acides et d'alcalis et ne peut réagir qu'avec un alcali fondu.

À environ 1 000 °C, il interagit intensément avec les alcalis et les carbonates de métaux alcalins pour former des aluminates :

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O ; Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2.

D'autres formes d'Al2O3 sont plus actives et peuvent réagir avec des solutions d'acides et d'alcalis, l'α-Al2O3 ne réagit qu'avec des solutions concentrées chaudes : Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O ;

Les propriétés amphotères de l'oxyde d'aluminium apparaissent lorsqu'il interagit avec des oxydes acides et basiques pour former des sels :

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 (propriétés de base), Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2 (propriétés acides).

Hydroxyde d'aluminium, Al(OH)3- une combinaison d'oxyde d'aluminium et d'eau. Une substance gélatineuse blanche, peu soluble dans l'eau, possède des propriétés amphotères. Obtenu en faisant réagir des sels d'aluminium avec des solutions aqueuses d'alcali : AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl

L'hydroxyde d'aluminium est un composé amphotère typique ; l'hydroxyde fraîchement obtenu se dissout dans les acides et les alcalis :

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O. Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na.

Lorsqu'il est chauffé, il se décompose ; le processus de déshydratation est assez complexe et peut être représenté schématiquement comme suit :

Al(OH)3 = AlOOH + H2O. 2AlOOH = Al2O3 + H2O.

Aluminates - sels formés par l'action d'un alcali sur l'hydroxyde d'aluminium fraîchement précipité : Al(OH)3 + NaOH = Na (tétrahydroxoaluminate de sodium)

Les aluminates sont également obtenus en dissolvant de l'aluminium métallique (ou Al2O3) dans des alcalis : 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

Hydroxoaluminates sont formés par l'interaction de Al(OH)3 avec un excès d'alcali : Al(OH)3 + NaOH (ex) = Na

Sels d'aluminium. Presque tous les sels d'aluminium peuvent être obtenus à partir d'hydroxyde d'aluminium. Presque tous les sels d’aluminium sont hautement solubles dans l’eau ; Le phosphate d'aluminium est peu soluble dans l'eau.
En solution, les sels d'aluminium présentent une réaction acide. Un exemple est l’effet réversible du chlorure d’aluminium avec l’eau :
AlCl3+3H2O«Al(OH)3+3HCl
De nombreux sels d'aluminium sont d'une importance pratique. Par exemple, le chlorure d'aluminium anhydre AlCl3 est utilisé dans la pratique chimique comme catalyseur dans le raffinage du pétrole.
Le sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 18H2O est utilisé comme coagulant dans la purification de l'eau du robinet, ainsi que dans la production de papier.
Les sels doubles d'aluminium sont largement utilisés - alun KAl(SO4)2 12H2O, NaAl(SO4)2 12H2O, NH4Al(SO4)2 12H2O, etc. - ils ont de fortes propriétés astringentes et sont utilisés dans le tannage du cuir, ainsi que dans la pratique médicale. comme agent hémostatique.

Application- En raison de ses propriétés complexes, il est largement utilisé dans les équipements thermiques. - L'aluminium et ses alliages conservent leur résistance à des températures extrêmes. basses températures Oh. Pour cette raison, il est largement utilisé dans la technologie cryogénique. - L’aluminium est un matériau idéal pour la fabrication de miroirs. - Dans la production de matériaux de construction en tant qu’agent générateur de gaz. - L’aluminisation confère une résistance à la corrosion et au tartre à l’acier et à d’autres alliages. - Le sulfure d'aluminium est utilisé pour la production de sulfure d'hydrogène. - Des recherches sont en cours sur le développement de la mousse d'aluminium en tant que matériau particulièrement durable et léger.

En tant qu'agent réducteur- En tant que composant de la thermite, mélanges pour l'aluminothermie - En pyrotechnie - L'aluminium est utilisé pour restaurer les métaux rares à partir de leurs oxydes ou halogénures. (Aluminothermie)

Aluminothermie.- un procédé de production de métaux, non-métaux (ainsi que d'alliages) par réduction de leurs oxydes avec de l'aluminium métallique.

Hydroxyde d'aluminium - Substance chimique, qui est un composé d'oxyde d'aluminium et d'eau. Il peut exister à l’état liquide et solide. L'hydroxyde liquide est une substance transparente gélatineuse très peu soluble dans l'eau. L'hydroxyde solide est une substance cristalline blanche qui possède des propriétés chimiques passives et ne réagit avec pratiquement aucun autre élément ou composé.

Préparation d'hydroxyde d'aluminium

L'hydroxyde d'aluminium est produit par une réaction d'échange chimique. Pour ce faire, utilisez une solution aqueuse d'ammoniaque et du sel d'aluminium, le plus souvent du chlorure d'aluminium. De cette façon, une substance liquide est obtenue. Si un hydroxyde solide est requis, le dioxyde de carbone passe à travers un alcali tétrahydroxodiaquaaluminate de sodium dissous. De nombreux amateurs d'expérimentation se demandent comment obtenir de l'hydroxyde d'aluminium à la maison ? Pour ce faire, il suffit d'acheter les réactifs et la verrerie chimique nécessaires dans un magasin spécialisé.

Pour obtenir solide Vous aurez également besoin d'un équipement spécial, il est donc préférable de s'en tenir à la version liquide. Lors de la réaction, il est nécessaire d'utiliser un endroit bien ventilé, car l'un des sous-produits peut être un gaz ou une substance à forte odeur pouvant nuire au bien-être et à la santé humaine. Il vaut la peine de travailler avec des gants de protection spéciaux, car la plupart des acides provoquent des brûlures chimiques lorsqu'ils entrent en contact avec la peau. Ce serait également une bonne idée de veiller à la protection des yeux sous forme de lunettes spéciales. Lorsque vous démarrez une entreprise, vous devez avant tout penser à assurer la sécurité !

L'hydroxyde d'aluminium fraîchement synthétisé réagit avec la plupart des acides et alcalis actifs. C'est pourquoi de l'eau ammoniaquée est utilisée pour l'obtenir afin de conserver la substance formée sous sa forme pure. Lorsqu'il est utilisé pour produire un acide ou un alcali, il est nécessaire de calculer la proportion d'éléments aussi précisément que possible, sinon, en cas d'excès, l'hydroxyde d'aluminium résultant interagit avec les restes de la base non absorbée et s'y dissout complètement. Cela est dû au niveau élevé d'activité chimique de l'aluminium et de ses composés.

Fondamentalement, l'hydroxyde d'aluminium est obtenu à partir du minerai de bauxite, qui possède une teneur élevée en oxydes métalliques. La procédure vous permet de séparer rapidement et à moindre coût les éléments utiles des stériles. Les réactions de l'hydroxyde d'aluminium avec les acides conduisent à la réduction des sels et à la formation d'eau, et avec les alcalis - à la production de sels d'hydroxoaluminium complexes. L'hydroxyde solide est combiné avec des alcalis solides par fusion pour former des méta-aluminates.

Propriétés de base de la substance

Propriétés physiques hydroxyde d'aluminium : densité - 2,423 grammes par centimètre cube, niveau de solubilité dans l'eau - faible, couleur - blanc ou transparent. La substance peut exister sous quatre variantes polymorphes. Lorsqu'il est exposé à de basses températures, un hydroxyde alpha appelé bayérite se forme. Lorsqu'il est exposé à la chaleur, de l'hydroxyde gamma ou de la gibbsite peuvent être obtenus. Les deux substances ont un réseau moléculaire cristallin avec des types de liaisons intermoléculaires hydrogène. Deux autres modifications sont également trouvées : le bêta-hydroxyde ou nordstandrite et l'hibisite triclinique. Le premier est obtenu par calcination de la bayérite ou de la gibbsite. Le second diffère des autres types par la structure triclinique, plutôt que monomorphe, du réseau cristallin.

Propriétés chimiques de l'hydroxyde d'aluminium : masse molaire - 78 mol, po état liquide Il se dissout bien dans les acides et alcalis actifs, se décompose lorsqu'il est chauffé et possède des propriétés amphotères. Dans l'industrie, dans la grande majorité des cas, c'est de l'hydroxyde liquide qui est utilisé, puisque grâce à haut niveau activité chimique, il est facile à traiter et ne nécessite pas l’utilisation de catalyseurs ni de conditions de réaction particulières.

La nature amphotère de l'hydroxyde d'aluminium se manifeste dans la dualité de sa nature. Cela signifie que dans différentes conditions, il peut présenter des propriétés acides ou alcalines. Lorsque l'hydroxyde réagit comme un alcali, un sel se forme dans lequel l'aluminium est un cation chargé positivement. Agissant comme un acide, l’hydroxyde d’aluminium forme également un sel à la sortie. Mais dans ce cas, le métal joue déjà le rôle d’un anion chargé négativement. La double nature ouvre de larges possibilités d'utilisation de ce composé chimique. Il est utilisé en médecine pour fabriquer médicaments, prescrit pour les violations de l'équilibre acido-basique dans le corps.

L'hydroxyde d'aluminium est inclus dans les vaccins en tant que substance qui renforce la réponse immunitaire du corps à un irritant. L'insolubilité du précipité d'hydroxyde d'aluminium dans l'eau permet à la substance d'être utilisée à des fins de traitement de l'eau. Le composé chimique est un adsorbant très puissant, qui permet d'éliminer un grand nombre d'éléments nocifs de l'eau.

Applications industrielles

L'utilisation d'hydroxyde dans l'industrie est associée à la production d'aluminium pur. Le processus technologique commence par le traitement du minerai contenant de l'oxyde d'aluminium qui, une fois le processus terminé, se transforme en hydroxyde. Le rendement de cette réaction est suffisamment élevé pour qu’une fois terminée, il ne reste essentiellement que de la roche nue. Ensuite, l'opération de décomposition de l'hydroxyde d'aluminium est réalisée.

La procédure ne nécessite pas de conditions particulières, car la substance se décompose bien lorsqu'elle est chauffée à des températures supérieures à 180 degrés Celsius. Cette étape permet d'isoler l'oxyde d'aluminium. Cette connexion est basique ou équipement auxiliaire pour la fabrication d'un grand nombre de produits industriels et ménagers. S'il est nécessaire d'obtenir de l'aluminium pur, le processus d'électrolyse est utilisé avec ajout de cryolite de sodium à la solution. Le catalyseur extrait l'oxygène de l'oxyde et l'aluminium pur se dépose sur la cathode.

Oxyde d'aluminium – Al2O3. Propriétés physiques: L'oxyde d'aluminium est une poudre amorphe blanche ou des cristaux blancs très durs. Poids moléculaire = 101,96, densité – 3,97 g/cm3, point de fusion – 2053 °C, point d'ébullition – 3000 °C.

Propriétés chimiques: L'oxyde d'aluminium présente des propriétés amphotères - les propriétés des oxydes acides et des oxydes basiques et réagit à la fois avec les acides et les bases. L'Al2O3 cristallin est chimiquement passif, l'amorphe est plus actif. L'interaction avec des solutions d'acides donne des sels d'aluminium moyens, et avec des solutions de bases - des sels complexes - hydroxyaluminates métalliques :

Lorsque l'oxyde d'aluminium est fusionné avec des alcalis métalliques solides, des sels doubles se forment - métaaluminates(aluminates anhydres):

L'oxyde d'aluminium n'interagit pas avec l'eau et ne s'y dissout pas.

Reçu: L'oxyde d'aluminium est produit par la méthode de réduction des métaux avec l'aluminium à partir de leurs oxydes : chrome, molybdène, tungstène, vanadium, etc. – métallothermie, ouvrir Beketov:

Application: L'oxyde d'aluminium est utilisé pour la production d'aluminium, sous forme de poudre - pour les matériaux ignifuges, chimiquement résistants et abrasifs, sous forme de cristaux - pour la production de lasers et de pierres précieuses synthétiques (rubis, saphirs, etc.) , coloré avec des impuretés d'oxydes d'autres métaux - Cr2O3 ( rouge), Ti2O3 et Fe2O3 (bleu).

Hydroxyde d'aluminium – A1(OH)3. Propriétés physiques: Hydroxyde d'aluminium – blanc amorphe (semblable à un gel) ou cristallin. Presque insoluble dans l'eau ; poids moléculaire – 78,00, densité – 3,97 g/cm3.

Propriétés chimiques: un hydroxyde amphotère typique réagit :

1) avec des acides, formant des sels moyens : Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O ;

2) avec des solutions alcalines, formant des sels complexes - hydroxoaluminates : Al(OH)3 + KOH + 2H2O = K.

Lorsque Al(OH)3 est fusionné avec des alcalis secs, des métaaluminates se forment : Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O.

Reçu:

1) à partir de sels d'aluminium sous l'influence d'une solution alcaline : AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3H2O ;

2) décomposition du nitrure d'aluminium avec de l'eau : AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3?;

3) faire passer du CO2 à travers une solution du complexe hydroxo : [Al(OH)4]-+ CO2 = Al(OH)3 + HCO3- ;

4) l'action de l'ammoniac hydraté sur les sels d'Al ; à température ambiante, Al(OH)3 se forme.

62. Caractéristiques générales du sous-groupe du chrome

Éléments sous-groupes de chrome occupent une position intermédiaire dans la série des métaux de transition. Ils ont des points de fusion et d’ébullition élevés et des espaces vides dans les orbitales électroniques. Éléments chrome Et molybdène ont une structure électronique atypique - ils ont un électron dans l'orbitale s externe (comme Nb du sous-groupe VB). Ces éléments ont 6 électrons dans les orbitales externes d et s, donc toutes les orbitales sont à moitié remplies, c'est-à-dire que chacune a un électron. Ayant une configuration électronique similaire, l'élément est particulièrement stable et résistant à l'oxydation. Tungstène a une liaison métallique plus forte que molybdène. Le degré d'oxydation des éléments du sous-groupe du chrome varie considérablement. Dans des conditions appropriées, tous les éléments présentent un nombre d'oxydation positif allant de 2 à 6, le nombre d'oxydation maximum correspondant au numéro de groupe. Tous les états d’oxydation des éléments ne sont pas stables ; le chrome a le plus stable – +3.

Tous les éléments forment l'oxyde MVIO3 ; des oxydes avec des états d'oxydation inférieurs sont également connus. Tous les éléments de ce sous-groupe sont amphotères - ils forment composés complexes et les acides.

Chrome, molybdène Et tungstène très demandé dans la métallurgie et l'électrotechnique. Tous les métaux considérés sont recouverts d'un film d'oxyde passivant lorsqu'ils sont stockés à l'air ou dans un environnement acide oxydant. En retirant le film chimiquement ou mécaniquement, l'activité chimique des métaux peut être augmentée.

Chrome. L'élément est obtenu à partir du minerai de chromite Fe(CrO2)2, en le réduisant avec du charbon : Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.

Le chrome pur est obtenu par réduction du Cr2O3 à l'aide d'aluminium ou par électrolyse d'une solution contenant des ions chrome. En isolant le chrome par électrolyse, il est possible d'obtenir des revêtements de chrome utilisés comme films décoratifs et protecteurs.

Le ferrochrome est obtenu à partir du chrome, utilisé dans la production d'acier.

Molybdène. Obtenu à partir de minerai sulfuré. Ses composés sont utilisés dans la production d'acier. Le métal lui-même est obtenu par réduction de son oxyde. En calcinant l'oxyde de molybdène avec du fer, le ferromolybdène peut être obtenu. Utilisé pour fabriquer des fils et des tubes pour les fours de bobinage et les contacts électriques. L'acier additionné de molybdène est utilisé dans la production automobile.

Tungstène. Obtenu à partir d'oxyde extrait d'un minerai enrichi. L'aluminium ou l'hydrogène est utilisé comme agent réducteur. La poudre de tungstène résultante est ensuite formée sous haute pression et traitement thermique (métallurgie des poudres). Sous cette forme, le tungstène est utilisé pour fabriquer des filaments et ajouté à l'acier.

L’hydroxyde d’aluminium est l’une des substances les plus utilisées dans l’industrie. Cet article en parlera.

Qu’est-ce que l’hydroxyde ?

Ce composé chimique, qui se forme lorsque l'oxyde réagit avec l'eau. Il en existe trois types : acides, basiques et amphotères. Les premier et second sont divisés en groupes en fonction de leur activité chimique, de leurs propriétés et de leur formule.

Que sont les substances amphotères ?

Les oxydes et hydroxydes peuvent être amphotères. Ce sont des substances qui ont tendance à présenter des propriétés à la fois acides et basiques, selon les conditions de réaction, les réactifs utilisés, etc. Les oxydes amphotères comprennent deux types d'oxyde de fer, l'oxyde de manganèse, le plomb, le béryllium, le zinc et l'aluminium. Ce dernier, d'ailleurs, est le plus souvent obtenu à partir de son hydroxyde. Les hydroxydes amphotères comprennent l'hydroxyde de béryllium, l'hydroxyde de fer et l'hydroxyde d'aluminium, que nous examinerons aujourd'hui dans notre article.

Propriétés physiques de l'hydroxyde d'aluminium

Ce composé chimique est un solide matière blanche. Il ne se dissout pas dans l'eau.

Hydroxyde d'aluminium - propriétés chimiques

Comme mentionné ci-dessus, c'est le représentant le plus frappant du groupe des hydroxydes amphotères. Selon les conditions de réaction, il peut présenter des propriétés à la fois basiques et acides. Cette substance peut se dissoudre dans les acides, entraînant la formation de sel et d'eau.

Par exemple, si vous le mélangez avec de l’acide perchlorique en quantités égales, vous obtiendrez du chlorure d’aluminium avec de l’eau également en proportions égales. En outre, une autre substance avec laquelle l’hydroxyde d’aluminium réagit est l’hydroxyde de sodium. Il s'agit d'un hydroxyde basique typique. Si vous mélangez la substance en question et une solution d’hydroxyde de sodium en quantités égales, vous obtenez un composé appelé tétrahydroxyaluminate de sodium. Sa structure chimique contient un atome de sodium, un atome d'aluminium, quatre atomes d'oxygène et d'hydrogène. Cependant, lorsque ces substances fusionnent, la réaction se déroule quelque peu différemment et ce n'est plus ce composé qui se forme. Grâce à ce procédé, il est possible d'obtenir du métaaluminate de sodium (sa formule comprend un atome de sodium et d'aluminium et deux atomes d'oxygène) avec de l'eau en proportions égales, à condition de mélanger la même quantité d'hydroxydes secs de sodium et d'aluminium et exposé à une température élevée. Si vous le mélangez avec de l'hydroxyde de sodium dans d'autres proportions, vous pouvez obtenir de l'hexahydroxyaluminate de sodium, qui contient trois atomes de sodium, un atome d'aluminium et six chacun d'oxygène et d'hydrogène. Pour que cette substance se forme, vous devez mélanger la substance en question et une solution d'hydroxyde de sodium dans des proportions de 1:3, respectivement. En utilisant le principe décrit ci-dessus, des composés appelés tétrahydroxoaluminate de potassium et hexahydroxoaluminate de potassium peuvent être obtenus. De plus, la substance en question est susceptible de se décomposer lorsqu'elle est exposée à des températures très élevées. À la suite de ce type de réaction chimique, de l’oxyde d’aluminium, également amphotère, et de l’eau se forment. Si vous prenez 200 g d'hydroxyde et que vous le chauffez, vous obtenez 50 g d'oxyde et 150 g d'eau. En plus des propriétés chimiques particulières, cette substance présente également des propriétés communes à tous les hydroxydes. Il interagit avec les sels métalliques, qui ont une activité chimique inférieure à celle de l'aluminium. Par exemple, nous pouvons considérer la réaction entre celui-ci et le chlorure de cuivre, pour laquelle vous devez les prendre dans un rapport de 2:3. Dans ce cas, du chlorure d'aluminium soluble dans l'eau et un précipité sous forme d'hydroxyde de cuprum seront libérés dans des proportions de 2:3. La substance en question réagit également avec des oxydes de métaux similaires ; par exemple, nous pouvons prendre un composé du même cuivre. Pour effectuer la réaction, vous aurez besoin d’hydroxyde d’aluminium et d’oxyde de cuprum dans un rapport de 2:3, ce qui donnera de l’oxyde d’aluminium et de l’hydroxyde de cuivre. D'autres hydroxydes amphotères, comme l'hydroxyde de fer ou de béryllium, possèdent également les propriétés décrites ci-dessus.

Qu'est-ce que l'hydroxyde de sodium ?

Comme vous pouvez le voir ci-dessus, il existe de nombreuses options réactions chimiques hydroxyde d'aluminium avec de l'hydroxyde de sodium. De quel genre de substance s'agit-il ? Il s’agit d’un hydroxyde basique typique, c’est-à-dire une base réactive et soluble dans l’eau. Il possède toutes les propriétés chimiques caractéristiques des hydroxydes basiques.

Autrement dit, il peut se dissoudre dans les acides, par exemple, en mélangeant de l'hydroxyde de sodium avec de l'acide perchlorique en quantités égales, vous pouvez obtenir du sel de table (chlorure de sodium) et de l'eau dans un rapport de 1:1. Cet hydroxyde réagit également avec les sels métalliques, qui ont une activité chimique inférieure à celle du sodium, et avec leurs oxydes. Dans le premier cas, une réaction d’échange standard se produit. Lorsqu'on y ajoute par exemple du chlorure d'argent, il se forme du chlorure de sodium et de l'hydroxyde d'argent qui précipitent (la réaction d'échange n'est réalisable que si l'une des substances qui en résulte est un précipité, un gaz ou de l'eau). En ajoutant par exemple de l'oxyde de zinc à la soude, on obtient l'hydroxyde de cette dernière et de l'eau. Cependant, les réactions de cet hydroxyde AlOH, qui ont été décrites ci-dessus, sont beaucoup plus spécifiques.

Préparation d'AlOH

Quand on a déjà considéré son principal Propriétés chimiques, nous pouvons parler de la façon dont il est extrait. Le principal moyen d'obtenir cette substance est d'effectuer une réaction chimique entre un sel d'aluminium et de l'hydroxyde de sodium (l'hydroxyde de potassium peut également être utilisé).

Avec ce type de réaction, AlOH lui-même se forme, qui précipite en un précipité blanc, ainsi qu'un nouveau sel. Par exemple, si vous prenez du chlorure d'aluminium et y ajoutez trois fois plus d'hydroxyde de potassium, les substances résultantes seront le composé chimique évoqué dans l'article et trois fois plus de chlorure de potassium. Il existe également une méthode de production d’AlOH, qui consiste à réaliser une réaction chimique entre une solution d’un sel d’aluminium et un carbonate du métal de base ; prenons comme exemple le sodium. Pour obtenir de l'hydroxyde d'aluminium, du sel de cuisine et du dioxyde de carbone dans un rapport de 2:6:3, vous devez mélanger du chlorure d'aluminium, du carbonate de sodium (soude) et de l'eau dans un rapport de 2:3:3.

Où est utilisé l’hydroxyde d’aluminium ?

L'hydroxyde d'aluminium trouve son utilisation en médecine.

En raison de sa capacité à neutraliser les acides, les préparations en contenant sont recommandées contre les brûlures d'estomac. Il est également prescrit pour les ulcères, les processus inflammatoires aigus et chroniques des intestins. De plus, l’hydroxyde d’aluminium est utilisé dans la fabrication d’élastomères. Il est également largement utilisé dans industrie chimique pour la synthèse de l'oxyde d'aluminium, des aluminates de sodium - ces procédés ont été discutés ci-dessus. De plus, il est souvent utilisé pour purifier l’eau des contaminants. Cette substance est également largement utilisée dans la fabrication de produits cosmétiques.

Où sont utilisées les substances qui peuvent être obtenues avec son aide ?

L'oxyde d'aluminium, qui peut être obtenu par décomposition thermique de l'hydroxyde, est utilisé dans la fabrication de céramiques et sert de catalyseur pour effectuer diverses réactions chimiques. Le tétrahydroxyaluminate de sodium trouve son utilisation dans la technologie de teinture des tissus.