Nitrato di alluminio

Nitrato di alluminio
Nome IUPAC
trinitrato di alluminio
Nomi alternativi
nitrato di alluminio(III)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareAl(NO3)3
Massa molecolare (u)212,996
Aspettosolido incolore/bianco
Numero CAS13473-90-0
Numero EINECS236-751-8
PubChem16713320, 16693912 e 26053
SMILES
[N+](=O)([O-])O[Al](O[N+](=O)[O-])O[N+](=O)[O-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)1,72 (nonaidrato)
Indice di rifrazione1,54 (nonaidrato)
Solubilità in acqua689 g/kg(H2O) (25 °C; 298,15 K)
Temperatura di fusione66 °C (339,15 K) (anidro)
73,5 °C (346,55 K) (nonaidrato)
Temperatura di ebollizionesi decompone a ≈150 °C (423,15 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)3.757 (nonaidrato)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
irritante comburente
attenzione
Frasi H272 - 315 - 319
Consigli P302+352 - 305+351+338 [1]

Il nitrato di alluminio (nome IUPAC: trinitrato di alluminio) è il sale di alluminio(III) dell'acido nitrico, la cui formula chimica è Al(NO3)3.[2] Tradizionalmente è considerato un composto ionico, formato da ioni Al3+ e ioni nitrato NO3−.[3]

Il composto anidro è igroscopico e tende fortemente a idratarsi,[4] e per questo la sua forma più comune, che si può ottenere senza particolari precauzioni, è il nitrato di alluminio nonaidrato, Al(NO3)3 · 9 H2O.

Preparazione

Il nitrato di alluminio si può ottenere dalla reazione dell'idrossido di alluminio con l'acido nitrico:

Al(OH)3 + 3 HNO3   →   Al(NO3)3 + 3 H2O

Dalla soluzione acquosa ottenuta si può recuperare per cristallizzazione il nitrato nonaidrato, Al(NO3)3 · 9 H2O. Al posto dell'idrossido si possono usare anche l'ossido di alluminio o il carbonato.[5]

Un'altra possibilità consiste nel partire dal solfato di alluminio sfruttando l'insolubilità del solfato di bario in una reazione di metatesi:

Al2(SO4)3 + 3 Ba(NO3)2   →   2 Al(NO3)3 + 3 BaSO4 ↓

L'ottenimento di Al(NO3)3 a partire dall'alluminio metallico è difficile da realizzare, dato che l'alluminio viene passivato dall'acido nitrico a causa di un sottile strato di ossido protettivo che si forma naturalmente sulla superficie del metallo a contatto con HNO3 e altri acidi ossidanti.[6]

Proprietà e struttura

In nitrato di alluminio esiste in forma anidra ma, essendo questo igroscopico, esso assorbe facilmente umidità e si idrata e, a maggior ragione quando viene sciolto in acqua (in cui è molto solubile), dalla soluzione si possono ricavare per cristallizzazione diverse forme idrate, tra cui Al(NO3)3 · 6 H2O,[7] Al(NO3)3 ·8 H2O e specialmente il nonaidrato Al(NO3)3 · 9 H2O, che è quello più comune.[8]

Nitrato di alluminio anidro

In condizioni ambiente il nitrato di alluminio anidro si presenta come un solido bianco inodore e bassofondente (Tfus. = 66 °C), un valore che è più tipico dei composti molecolari che dei composti ionici;[9] per ulteriore riscaldamento, non raggiunge un punto di ebollizione, ma si decompone intorno a 150 °C; il sale è igroscopico e solubilissimo in acqua.[10]

Come il cloruro AlCl3, il solfato Al2(SO4)3 e diversi altri sali di alluminio, e con la probabile eccezione del fluoruro AlF3,[11] il nitrato Al(NO3)3 è un composto essenzialmente covalente.[5]

Nitrato di alluminio idrato

Il nitrato di alluminio nonaidrato appare come cristalli incolori igroscopici e deliquescenti, solubilissimi in acqua (65,3 g / 100 g); molto solubili anche in alcool e solubili in N,N-dimetilformammide (DMF) e acetone.[12] Questi cristalli vanno conservati in atmosfera secca, e sono molto sensibili all'umidità.

Nitrato di alluminio in soluzione acquosa

Il nitrato di alluminio anidro o idrato, una volta passato in soluzione acquosa, si dissocia come ci si attende per un sale ionico:[5]

Al(NO3)3 (+ H2O)   →   Al3+ + 3 NO3−

Lo ione Al3+ in soluzione acquosa è in realtà lo ione esaidrato complesso [Al(H2O)6]3+,[13] che inoltre è un acido di Brønsted (Ka = 2,44×10−5 a 30 °C), per cui le soluzioni di nitrato di alluminio risultano acide.

Si può ottenere il nitrato anidro dal nonaidrato trattando quest'ultimo con un eccesso di anidride nitrica per dare l'addotto 1 : 1 Al(NO3)3 · N2O5; questo, sottoposto a cauta sublimazione sottovuoto, fornisce il nitrato anidro.[14]

Altre proprietà e applicazioni

Il nitrato di alluminio è un forte ossidante, non è combustibile ma può accelerare le combustioni di miscele incendiabili fungendo da comburente.[15] È usato per la concia delle pelli, la produzione di antitraspiranti e inibitori di corrosione, per l'estrazione dell'uranio, la raffinazione del petrolio e per la nitrazione di composti chimici.

Note

  1. ↑ scheda del nitrato di alluminio su IFA-GESTIS
  2. ↑ (EN) Aluminium trinitrate, su www.chemspider.com. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  3. ↑ T. L. Brown, H. E. LeMay, Jr. e B. E. Bursten, Chemistry: the central science, 12ª ed., Prentice Hall, 2012, p. 119, ISBN 978-0-321-69672-4.
  4. ↑ (EN) CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97ª ed., CRC Press, 24 giugno 2016, p. 4-45, DOI:10.1201/9781315380476, ISBN 978-1-315-38047-6. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  5. 1 2 3 Pradyot Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, collana McGraw-Hill handbooks, McGraw-Hill, 2003, p. 9, ISBN 978-0-07-049439-8.
  6. ↑ (EN) William B. Frank, Warren E. Haupin e Helmut Vogt, Aluminum, John Wiley & Sons, Ltd, 2009, DOI:10.1002/14356007.a01_459.pub2, ISBN 978-3-527-30673-2. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  7. ↑ (EN) PubChem, Aluminum;nitrate;hexahydrate, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 16 gennaio 2026.
  8. ↑ (EN) PubChem, Aluminum nitrate nonahydrate, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 16 gennaio 2026.
  9. ↑ (EN) 1.4: Types of Crystalline Solids, su Chemistry LibreTexts, 21 agosto 2017. URL consultato il 16 gennaio 2026.
  10. ↑ aluminum nitrate, su chemister.ru. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  11. ↑ Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3. ed, Pearson Prentice Hall, 2008, p. 329, ISBN 978-0-13-175553-6.
  12. ↑ aluminum nitrate nonahydrate, su chemister.ru. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  13. ↑ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, pp. 426-429, ISBN 88-299-1470-3.
  14. ↑ (EN) C. C. Addison, P. M. Boorman e N. Logan, Anhydrous aluminium nitrate, and the nitronium and alkylammonium tetranitratoaluminates, in Journal of the Chemical Society A: Inorganic, Physical, Theoretical, n. 0, 1º gennaio 1966, pp. 1434–1437, DOI:10.1039/J19660001434. URL consultato il 15 gennaio 2026.
  15. ↑ (EN) PubChem, Aluminum nitrate, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 15 gennaio 2026.

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