- Struktur von Aluminiumcarbonat
- Aluminiumammoniumhydroxidcarbonat
- Eigenschaften
- Molmasse
- Instabilität
- Trocken
- Nass
- Körperlich
- Anwendungen
- Verweise
Das Aluminiumcarbonat ist ein anorganisches Salz mit der chemischen Formel A die 2 (CO 3 ) 3 . Aufgrund seiner hohen Instabilität unter normalen Bedingungen ist es ein praktisch nicht vorhandenes Metallcarbonat.
Unter den Gründen für seine Instabilität können wir die schwachen elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den Al 3+ - und CO 3 2- -Ionen erwähnen , die theoretisch aufgrund der Größe ihrer Ladungen sehr stark sein sollten.
Aluminiumcarbonatformel. Quelle: Gabriel Bolívar.
Salz hat beim Schreiben der chemischen Gleichungen seiner Reaktionen keine Nachteile auf dem Papier; aber in der Praxis funktioniert es gegen ihn.
Trotz allem kann Aluminiumcarbonat in Begleitung anderer Ionen wie dem Mineral Dawsonit auftreten. Ebenso gibt es ein Derivat, in dem es mit wässrigem Ammoniak wechselwirkt. Der Rest wird als Gemisch zwischen Al (OH) 3 und H 2 CO 3 angesehen ; Dies entspricht einer Brauselösung mit einem weißen Niederschlag.
Diese Mischung hat medizinische Verwendung. Das reine, isolierbare und manipulierbare Salz von Al 2 (CO 3 ) 3 hat jedoch keine bekannten möglichen Anwendungen; Zumindest nicht unter enormem Druck oder extremen Bedingungen.
Struktur von Aluminiumcarbonat
Die Kristallstruktur für dieses Salz ist unbekannt, da es so instabil ist, dass es nicht charakterisiert werden kann. Aus seiner Formel Al 2 (CO 3 ) 3 ist jedoch bekannt, dass das Verhältnis von Al 3+ - und CO 3 2- -Ionen 2: 3 beträgt; Mit anderen Worten, für jeweils zwei Al 2+ -Kationen müssen drei CO 3 2 -Anionen elektrostatisch mit ihnen interagieren.
Das Problem ist, dass beide Ionen sehr ungleich groß sind; Al 3+ ist sehr klein, während CO 3 2- sperrig ist. Dieser Unterschied allein wirkt sich bereits auf die Gitterstabilität des Kristallgitters aus, dessen Ionen "unangenehm" interagieren würden, wenn dieses Salz im festen Zustand isoliert werden könnte.
Zusätzlich zu diesem Aspekt ist Al 3+ ein stark polarisierendes Kation, eine Eigenschaft, die die elektronische Wolke von CO 3 2- verformt . Es ist, als ob Sie es zwingen möchten, kovalent zu binden, obwohl das Anion dies nicht kann.
Folglich tendieren die ionischen Wechselwirkungen zwischen Al 3+ und CO 3 2- zur Kovalenz; Ein weiterer Faktor, der zur Instabilität von Al 2 (CO 3 ) 3 beiträgt .
Aluminiumammoniumhydroxidcarbonat
Die chaotische Beziehung zwischen Al 3+ und CO 3 2- wird weicher, wenn andere Ionen im Kristall vorhanden sind. wie NH 4 + und OH - , die aus einer Ammoniaklösung stammen. Dieses Ionenquartett, Al 3+ , CO 3 2- , NH 4 + und OH - , schafft es, stabile Kristalle zu definieren, die sogar unterschiedliche Morphologien annehmen können.
Ein ähnliches Beispiel wird im Mineral Dawsonit und seinen orthorhombischen Kristallen NaAlCO 3 (OH) 2 beobachtet , wobei Na + NH 4 + ersetzt . In diesen Salzen sind ihre Ionenbindungen stark genug, so dass das Wasser die Freisetzung von CO 2 nicht fördert ; oder zumindest nicht abrupt.
Obwohl NH 4 Al (OH) 2 CO 3 (AACC, für sein Akronym in Englisch) noch NaAlCO 3 (OH) 2 Aluminiumcarbonat darstellen, können sie als basische Derivate davon angesehen werden.
Eigenschaften
Molmasse
233,98 g / mol.
Instabilität
Im vorherigen Abschnitt wurde aus molekularer Sicht erklärt, warum Al 2 (CO 3 ) 3 instabil ist. Aber welche Transformation erfährt es? Es sind zwei Situationen zu berücksichtigen: eine trockene und die andere "nasse".
Trocken
In der trockenen Situation kehrt das Anion CO 3 2- durch folgende Zersetzung zu CO 2 zurück :
Al 2 (CO 3 ) 3 => Al 2 O 3 + 3CO 2
Was sinnvoll ist, wenn dies synthetisiert wird und Aluminiumoxid hohen CO 2 -Drücken ausgesetzt wird ; das heißt, die umgekehrte Reaktion:
Al 2 O 3 + 3CO 2 => Al 2 (CO 3 ) 3
Um zu verhindern, dass sich Al 2 (CO 3 ) 3 zersetzt, müsste das Salz daher einem hohen Druck ausgesetzt werden ( z. B. unter Verwendung von N 2 ). Auf diese Weise würde die Bildung von CO 2 thermodynamisch nicht begünstigt.
Nass
In der feuchten Situation wird CO 3 2- hydrolysiert, wodurch geringe Mengen an OH - erzeugt werden . aber genug, um das Aluminiumhydroxid Al (OH) 3 auszufällen :
CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -
Al 3+ + 3OH - Al (OH) 3
Andererseits wird Al 3+ auch hydrolysiert:
Al 3+ + H 2 O Al (OH) 2 2+ + H +
Obwohl das Al 3+ tatsächlich zuerst hydratisieren würde , um den Al (H 2 O) 6 3+ -Komplex zu bilden , der hydrolysiert wird, um 2+ und H 3 O + zu ergeben . Dann protoniert H 3 O (oder H + ) CO 3 2- zu H 2 CO 3 , das sich zu CO 2 und H 2 O zersetzt :
CO 3 2- + 2H + => H 2 CO 3
H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O.
Beachten Sie, dass sich Al 3+ am Ende wie eine Säure (setzt H + frei ) und eine Base (setzt OH - mit dem Löslichkeitsgleichgewicht von Al (OH) 3 frei ) verhält ; das heißt, es zeigt Amphoterik.
Körperlich
Wenn es isoliert werden kann, hat dieses Salz wahrscheinlich eine weiße Farbe, wie viele andere Aluminiumsalze. Aufgrund des Unterschieds zwischen den Ionenradien von Al 3+ und CO 3 2- hätte es im Vergleich zu anderen ionischen Verbindungen sicherlich sehr niedrige Schmelz- oder Siedepunkte.
Und in Bezug auf seine Löslichkeit wäre es in Wasser unendlich löslich. Darüber hinaus wäre es ein hygroskopischer und zerfließender Feststoff. Dies sind jedoch nur Vermutungen. Andere Eigenschaften müssten mit Computermodellen geschätzt werden, die hohen Drücken ausgesetzt sind.
Anwendungen
Die bekannten Anwendungen von Aluminiumcarbonat sind medizinisch. Es wurde als mildes Adstringens und als Medikament zur Behandlung von Magengeschwüren und Entzündungen eingesetzt. Es wurde auch verwendet, um die Bildung von Harnsteinen beim Menschen zu verhindern.
Es wurde verwendet, um eine Erhöhung des Phosphatgehalts des Körpers zu kontrollieren und um die Symptome von Sodbrennen, saurer Verdauungsstörung und Magengeschwüren zu behandeln.
Verweise
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- Robin Lafficher, Mathieu Digne, Fabien Salvatori, Malika Boualleg, Didier Colson, François Puel (2017) Ammoniumaluminiumcarbonathydroxid NH4Al (OH) 2CO3 als alternativer Weg zur Herstellung von Aluminiumoxid: Vergleich mit dem klassischen Böhmit-Vorläufer. Powder Technology, 320, 565-573, DOI: 10.1016 / j.powtec.2017.07.0080
- Nationales Zentrum für Informationen zur Biotechnologie. (2019). Aluminiumcarbonat. PubChem Database., CID = 10353966. Wiederhergestellt von: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Wikipedia. (2019). Aluminiumcarbonat. Wiederhergestellt von: en.wikipedia.org
- Aluminiumsulfat. (2019). Aluminiumcarbonat. Wiederhergestellt von: aluminumsulfate.net