Chlorek glinu
| |||||||||||||||||||||||
 Próbki białego i żółtego AlCl3·6H2O ([Al(H2O)6]Cl3) | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||
| Charakterystyka fizyczna | |||||||||||||||||||||||
| białe lub żółte ciało stałe | |||||||||||||||||||||||
| Wzór Hilla |
AlCl3 | ||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa |
133,34 g/mol | ||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | |||||||||||||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||||||||||||
| DrugBank | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||||||||||||
| Inne aniony | |||||||||||||||||||||||
| Inne kationy | |||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||||||||||||
| Klasyfikacja medyczna | |||||||||||||||||||||||
| ATC | |||||||||||||||||||||||
Chlorek glinu, AlCl3 – nieorganiczny związek chemiczny, sól kwasu solnego i glinu. Jest białym ciałem stałym (produkty handlowe mogą mieć zabarwienie żółte). Związek bezwodny dymi na powietrzu z powodu hydrolizy spowodowanej parą wodną. Jest kwasem Lewisa i stosowany jest głównie jako katalizator w reakcji Friedla-Craftsa.
Struktura
W stanie stałym chlorek glinu ma budowę krystaliczną o strukturze warstwowej, w której glin ma liczbę koordynacyjną 6. W stanie ciekłym i gazowym (poniżej 400 °C) jest dimerem, Al2Cl6, zaś w wysokiej temperaturze przyjmuje formę monomeru, AlCl3 (forma wyłączna powyżej 800 °C), o strukturze płaskiej.
Heksahydrat ma charakter soli kompleksowej [Al(H2O)6]Cl3.
Otrzymywanie
Bezwodny chlorek glinu otrzymuje się m.in. w reakcji glinu z chlorem lub chlorowodorem:
- 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 (podstawowa metoda przemysłowa)
- 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Inną metodą przemysłową jest chlorowanie tlenku glinu mieszaniną chloru i tlenku węgla.
Heksahydrat można uzyskać rozpuszczając tlenek glinu w kwasie solnym, a w formie krystalicznej – przepuszczając HCl przez nasycony roztwór związku.
Właściwości fizyczne
Chlorek glinu przy ogrzewaniu pod normalnym ciśnieniem sublimuje przy 180 °C. Pod zwiększonym ciśnieniem topi się w temperaturze ok. 192 °C, czemu towarzyszy gwałtowny spadek przewodnictwa elektrycznego i wzrost objętości o 85%. Wynika to ze zmiany struktury podczas przemiany fazowej.
Właściwości chemiczne
Chlorek glinu reaguje bardzo gwałtownie z wodą tworząc heksahydrat, AlCl3·6H2O, hydrolizujący do tlenochlorku glinu, AlClO, i kwasu solnego, w wyniku czego roztwór ma charakter silnie kwasowy. Ogrzewanie heksahydratu prowadzi do wydzielenia chlorowodoru, pary wodnej i tlenku glinu (Al2O3).
Chlorek glinu jest kwasem Lewisa, ze względu na występowanie nieobsadzonego walencyjnego orbitalu 3p atomu glinu w cząsteczce AlCl3. Z zasadami Lewisa tworzy kompleksy, np.:
- AlCl3 + Cl− → [AlCl4]−
- AlCl3 + :NH3 → H3N→AlCl3
Także powstawanie dimeru 2AlCl3 → Al2Cl6 jest reakcją typu kwas Lewisa + zasada Lewisa.
Zastosowanie
Chlorek glinu stosuje się jako katalizator w syntezie organicznej (np. w reakcji Friedla-Craftsa):
Reakcja Friedla-Craftsa z udziałem chlorku glinu jako katalizatora
Jest on również stosowany do wyrobu papieru pergaminowego, a także w garbarstwie i medycynie.
Przypisy
- 1 2 Chlorek glinowy w katalogu Merck Chemicals [online] [dostęp 2011-03-07].
- 1 2 Chlorek glinu (nr 563919) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Polski.
- 1 2 3 4 5 6 Otto Helmboldt i inni, Aluminum Compounds, Inorganic, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2005, DOI: 10.1002/14356007.a01_527.pub2 (ang.).
- 1 2 3 4 Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 233–237, DOI: 10.1016/C2009-0-30414-6, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
- ↑ Chlorek glinu, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-04-10] (ang.).[martwy link]
- ↑ Dale L. Perry, Handbook of Inorganic Compounds, Boca Raton: Taylor Francis, 2011, s. 5, ISBN 978-1-4398-1461-1.
- ↑ aluminium chloride, [w:] J. Daintith (red.), A Dictionary of Chemistry, wyd. 6, New York: Oxford University Press, 2008, s. 24, ISBN 978-0-19-920463-2 (ang.).
- 1 2 Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, s. 789, ISBN 83-01-13654-5.
- 1 2 3 4 Podręczny słownik chemiczny, Romuald Hassa (red.), Janusz Mrzigod (red.), Janusz Nowakowski (red.), Katowice: Videograf II, 2004, s. 72, ISBN 83-7183-240-0, OCLC 749698778.
- Blackman A., Bottle S., Schmid S., Mocerino M., Wille U., Chemistry, wyd. 2, Wiley, 2011, ISBN 978-1-74246-707-8 (ang.).
- ↑ Lewis Acids and Bases, [w:] Nivaldo J. Tro, Chemistry: A Molecular Approach, wyd. 3, Boston: Pearson, 2014, s. 738–739, ISBN 978-0-321-80924-7 (ang.).
