# Laboratorio di chimica in casa/Ossido di alluminio

Ammonio: NH$_4$HSO$_4$ · (NH$_4$)$_2$S · NH$_4$HS · (NH$_4$)$_2$CO$_3$ · NH$_4$HCO$_3$ · (NH$_4$)$_3$PO$_4$ · (NH$_4$)$_2$HPO$_4$ · NH$_4$H$_2$PO$_4$
Sodio: Na$_2$O · Na$_2$SO$_4$ · NaHSO$_4$ · NaNO$_3$ · Na$_2$S · NaHS · Na$_3$PO$_4$ · Na$_2$HPO$_4$ · NaH$_2$PO$_4$ · NaAlO$_2$
Ferro: FeO · Fe$_2$O$_3$ · Fe(OH)$_2$ · Fe(OH)$_3$ · FeCl$_2$ · FeCl$_3$ · Fe$_2$(SO$_4$)$_3$ · Fe(NO$_3$)$_3$ · FeS · Fe$_2$S$_3$ · FeCO$_3$ · Fe$_2$(CO$_3$)$_3$ · Fe$_3$(PO$_4$)$_2$ · FePO$_4$
Rame: Cu$_2$O · CuO · Cu(OH)$_2$ · [Cu(NH$_3$)$_4$](OH)$_2$ · CuCl · CuCl$_2$ · Cu(NO$_3$)$_2$ · Cu$_2$S · CuS · CuCO$_3$ · Cu$_3$(PO$_4$)$_2$
Alluminio: · Al$_2$O$_3$ · Al(OH)$_3$ · AlCl$_3$ · Al$_2$(SO$_4$)$_3$ · Al(NO$_3$)$_3$ · Al$_2$S$_3$ · Al$_2$(CO$_3$)$_3$ · AlPO$_4$
Stagno: SnO · SnO$_2$ · Sn(OH)$_2$ · SnCl$_2$ · SnCl$_4$ · SnSO$_4$ · Sn(NO$_3$)$_2$ · SnS · SnS$_2$ · SnCO$_3$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_2$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_4$
Piombo: PbO · Pb(OH)$_2$ · PbCl$_2$ · PbSO$_4$ · Pb(NO$_3$)$_2$ · PbS · PbCO$_3$ · Pb$_3$(PO$_4$)$_2$
Nonmetalli: CO · CCl$_4$ · CS$_2$ · H$_2$S · SO$_2$ · SO$_3$ · SCl$_2$ · S$_2$Cl$_2$ · N$_2$H$_4$ · N$_2$O · NO · N$_2$O$_3$ · NO$_2$ · N$_2$O$_5$ · NOCl · HI
L'ossido di alluminio, chiamato anche allumina è un solido anfotero di colore bianco e formula Al$_2$O$_3$ insolubile in acqua.

## Presenza sull'alluminio metallico

L'alluminio è un metallo poco elettronegativo (1,6) che a contatto coll'ossigeno reagisce istantaneamente trasformandosi nel suo ossido Al$_2$O$_3$. Il motivo per cui vediamo strumenti e addirittura sottilissimi fogli di alluminio lucidi come l'argento ed apparentemente non ossidati è a causa delle sue proprietà passivanti: il sottilissimo strato di allumina formato sulla superficie dei fogli del metallo e delle sue leghe impediscono all'ossigeno di reagire col metallo sottostante, ed essendo spesso appena pochi nanometri e trasparente mantiene il metallo lucido e non-ossidato. Questo strato di ossido influisce anche sulla reattività dell'alluminio metallico con gli acidi: l'attacco acido è generalmente lento in una fase iniziale perché l'ossido ha anche marcate proprietà anfotere, cioè è meno nucleofilo e si lega con più lentezza agli ioni H$^+$. Con le basi invece la reazione è più fulminea appunto perché l'allumina tende più facilmente a legarsi con le basi e si disgrega facilmente, lasciando il metallo sottostante immediatamente esposto ai reagenti.

## Sintesi principale

L'allumina si può sintetizzare riscaldando l'idrossido di alluminio fino a completa disidratazione.
2 Al(OH)$_3$ ${\xrightarrow {+Q}}$ Al$_2$O$_3$ + 3 H$_2$O

## Sintesi alternative

Una sintesi molto semplice ed efficace consiste nella dissoluzione della carta d'alluminio in HCl concentrato(reperibile in ogni ferramenta come acido muriatico concentrato). Si otterrà una soluzione di AlCl$_3$ secondo la reazione
2 Al$_{(s)}$ + 6 HCl$_{(aq)}$ → 2 AlCl$_{3(aq)}$ + 3 H$_{2(g)}$
una volta ottenuta la soluzione di AlCl$_3$ perfettamente limpida e priva di ogni residuo di Al solido si neutralizza con bicarbonato di sodio
2 AlCl$_{3(aq)}$ + 6 NaHCO$_{3(s)}$ → 6 NaCl$_{(aq)}$ + Al$_2$O$_{3(s)}$ + 3 H$_2$O$_{(l)}$ + 6 CO$_{2(g)}$
Si otterrà un precipitato bianco di ossido di alluminio (allumina) insolubile in acqua di consistenza gelatinosa molto difficile da filtrare (si consiglia una filtrazione sottovuoto con Buchner) che verrà essiccato con l'ausilio di un forno fino ad una consistenza polverulenta priva di acqua(anidra).

## Reazioni

L'ossido di alluminio, essendo anfotero, reagisce con gli idrossidi dei metalli alcalini e diventa solubile in acqua dove si dissocia formando l'anione tetraidrossialluminato:
Al$_2$O$_3$ + 2 NaOH + 3 H$_2$O ${\xrightarrow {solvatazione}}$ 2 Na$^+$$_{(aq)}$ + 2 [Al(OH)$_4$]$^-$$_{(aq)}$