Алуминиум хлорид
 Алуминиум трихлорид хексахидрат, чист (горе) и контаминиран со железо(III) хлорид (долу)
| |||
| |||
Назив според МСЧПХ Алуминиум хлорид | |||
Други називи Алуминиум(III) хлорид | |||
| Назнаки | |||
|---|---|---|---|
7446-70-0 (anhydrous)  10124-27-3 (hydrate)  7784-13-6 (hexahydrate)
| |||
| ChEBI | CHEBI:30114
| ||
| ChemSpider | 22445
| ||
| EC-број | 231-208-1 | ||
| 1876 | |||
| |||
| 3Д-модел (Jmol) | Слика | ||
| PubChem | 24012 | ||
| RTECS-бр. | BD0530000 | ||
| UNII | LIF1N9568Y 3CYT62D3GA (hexahydrate)
| ||
| Својства | |||
| Хемиска формула | |||
| Моларна маса | 0 g mol−1 | ||
| Изглед | Безбоен кристал, хигроскопен | ||
| Густина |
| ||
| Точка на топење | |||
| |||
| Растворливост |
| ||
| Парен притисок |
| ||
| Вискозност |
| ||
| Структура | |||
| Кристална структура | mS16 | ||
| C12/m1, No. 12[3] | |||
| Октаедрал (цврст) Тетраедал (течносѕ) | |||
| Геометрија на молекулата | Триагонална рамнина | ||
| Термохемија | |||
| Ст. енталпија на формирање ΔfH |
−704,2 kJ/mol[4] | ||
| Стандардна моларна ентропија S |
109,3 J/(mol·K)[4] | ||
| Специфичен топлински капацитет, C | 91,1 J/(mol·K)[4] | ||
| Pharmacology | |||
| ATC код | D10AX01 | ||
| Опасност | |||
| GHS-ознаки:[6] | |||
Пиктограми
|
| ||
Сигнални зборови
|
Опасност | ||
Изјави за опасност
|
H314 | ||
Изјави за претпазливост
|
P260, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P305+P351+P338+P310, P310 | ||
| NFPA 704 | |||
| Смртоносна доза или концентрација: | |||
LD50 (средна доза)
|
380 mg/kg, rat (oral, anhydrous) 3311 mg/kg, rat (oral, hexahydrate) | ||
| NIOSH (здравствени граници во САД): | |||
PEL (дозволива)
|
None[5] | ||
REL (препорачана)
|
2 mg/m3[5] | ||
IDLH (непосредна опасност)
|
N.D.[5] | ||
| Слични супстанци | |||
| Други анјони | |||
| Други катјони | |||
| Дополнителни податоци | |||
| (што е ова?) (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa) | |||
| Наводи | |||
Алуминиум хлорид, исто така познат како алуминиум трихлорид, е неорганско соединение со формулата AlCl
3. Формира хексахидрат со формулата [Al(H
2O)
6]Cl
3,, која содржи шест хидратациони молекули на вода. И двете соединенија се безбојни кристали, но примероците често се контаминирани со железо(III) хлорид, што дава жолта боја.
Безводниот материјал е важен за комерцијални цели. Има ниска точка на топење и вриење. Главно се произведува и се троши во производството на алуминиумски метал, но големи количини се користат и во други области од хемиската индустрија.[7] Соединението често се наведува како Луисова киселина. Тоа е пример за неорганско соединение кое реверзибилно се менува од полимер во мономер на благи температури.
Структура[уреди | уреди извор]
Анхидрид[уреди | уреди извор]
AlCl
3 може да опфати три структури, во зависност од температурата и состојбата (цврста, течна, гасна). Цврстиот AlCl3 има слоевита структура слична на лист со кубни блиско спакувани хлоридни јони. Во оваа рамка, центрите на Al покажуваат октаедрална координативна геометрија.[8] Yttrium(III) chloride ја прифаќа истата структура, како и низа други соединенија. Кога алуминиум трихлорид е во стопена состојба, тој постои како димер Al
2Cl
6, со тетракоординатен алуминиум. Оваа промена во структурата е поврзана со помалата густина на течната фаза (1,78 g/cm3) наспроти цврстиот алуминиум трихлорид (2,48 g/cm3). Димерите на Al
2Cl
6 се наоѓаат и во фазата на пареа. На повисоки температури, димерите Al
2Cl
6 се дисоцираат во тригонален планарен AlCl
3 мономер, кој е структурно аналоген на BF
3. Топењето слабо спроведува електрицитет,[9] за разлика од повеќе јонски халиди како што е натриум хлоридот.
Мономерот на алуминиум хлорид припаѓа на точкастата група D3h во неговата мономерна форма и D2h во неговата димерна форма.
Хексахидрат[уреди | уреди извор]
Хексахидратот се состои од октаедарски [Al(H
2O)
6]3+ катјонски центри и хлоридни анјони (Cl−
) како контрајони. Водородните врски ги поврзуваат катјонот и анјоните.[10]
Хидратната форма на алуминиум хлорид има октаедрална молекуларна геометрија, при што централниот алуминиумски јон е опкружен со шест молекули на водени лиганди. Бидејќи е координативно заситен, хидратот има мала вредност како катализатор во Friedel-Crafts-ова алкилација и сличните реакции.
Употреба[уреди | уреди извор]
Алкилација и ацилација на арените[уреди | уреди извор]
AlCl
3 е вообичаена Луисова киселина како катализатор катализатор кај Friedel-Crafts-овите реакции на ацилации и алкилации.[11] Важни производи на овие реакции се детергентите и етилбензенот. Овие типови на реакции се главната употреба на алуминиум хлорид, на пример, во подготовката на антрахинон (кој се користи во индустријата за бои) од бензен и фосген.[9] Во општата Friedel-Crafts-ова реакција, ацил хлорид или алкилхалид реагира со ароматичен систем како што е прикажано:[11]
Реакцијата на алкилација е пошироко користена од реакцијата на ацилација, иако нејзината изведба е технички потешка. За двете реакции, алуминиум хлоридот, како и другите материјали и опремата, треба да бидат суви, иако е неопходна трага од влага за да продолжи реакцијата.[12] Достапни се детални процедури за алкилација[13] и ацилација[14][15] на арените.
Општ проблем со Friedel-Crafts-овата реакција е тоа што катализаторот алуминиум хлорид понекогаш е потребен во целосни стехиометриски количини, бидејќи тој силно се комплексира со производите. Оваа компликација понекогаш генерира голема количина на корозивен отпад. Поради овие и слични причини, употребата на алуминиум хлорид честопати била заменета со зеолити.[7]
Алуминиум хлоридот може да се користи и за внесување на алдехидни групи на ароматични прстени, на пример преку Gattermann-Koch реакцијата која користи јаглерод моноксид, водород хлорид и бакар(I) хлорид како ко-катализатор.[16]
Други примени во органска и органометална синтеза[уреди | уреди извор]
Алуминиум хлоридот наоѓа широк спектар на други примени во органската хемија.[17] На пример, може да ја катализира „енската реакција“, како што е додавање на бут-3-ен-2-он (метил винил кетон) во карвон:[18]
Се користи за да предизвика различни куплирања и преуредувања кај јаглеводородите.[19][20]
Алуминиум хлорид во комбинација со алуминиум во присуство на арен може да се користи за синтеза на бис(арен) метални комплекси, на пр. бис(бензен)хром, од одредени метални халиди преку таканаречената Fischer-Hafner синтеза. Дихлорофенилфосфинот се подготвува со реакција на бензен и фосфор трихлорид катализирани со алуминиум хлорид.[21]
Реакции[уреди | уреди извор]
Безводниот алуминиум хлорид е моќна луисова киселина, способна да формира луисови киселинско-базни адукти со дури и слаби луисови бази како што се бензофенон и меситилен.[11] Формира тетрахлороалуминат ([AlCl
4]−
) во присуство на хлоридни јони.
Алуминиум хлоридот реагира со калциум и магнезиум хидриди во тетрахидрофуран формирајќи тетрахидроалуминати.
Реакции со вода[уреди | уреди извор]
Безводниот алуминиум хлорид е хигроскопен, има многу изразен афинитет за вода. Произведува пареа во присуство на влажен воздух и шушка кога се меша со течна вода бидејќи Cl− лигандите се заменуваат со молекулите на H2O за да се формира хексахидрат [Al(H
2O)
6]Cl
3. езводната фаза не може да се врати со загревање на хексахидратот. Наместо тоа, HCl се губи оставајќи алуминиум хидроксид или алумина (алуминиум оксид):
- [Al(H
2O)
6]Cl
3 → Al(OH)
3 + 3 HCl + 3 H
2O
Како металните водени комплекси, водениот AlCl
3 е кисел поради јонизацијата на водените лигандите:
- [Al(H
2O)
6]3+ ⇌ [Al(OH)(H
2O)
5]2+ + H+
Водните раствори се однесуваат слично како и другите алуминиумски соли кои содржат хидрирани Al3+ јони, давајќи желатинозен талог од алуминиум хидроксид при реакција со разреден натриум хидроксид:
- AlCl
3 + 3 NaOH → Al(OH)
3 + 3 NaCl
Синтеза[уреди | уреди извор]
Алуминиум хлоридот се произведува во големи размери со егзотермна реакција на алуминиум метал со хлор или водород хлорид на температури помеѓу 650 to 750 °C (1,202 to 1,382 °F).[9]
- 2 Al + 3 Cl
2 → 2 AlCl
3 - 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl
3 + 3 H
2
Алуминиум хлоридот може да се формира преку реакција на единечна замена помеѓу бакар(II) хлорид и алуминиум метал.
- 2 Al + 3 CuCl
2 → 2 AlCl
3 + 3 Cu
Во САД во 1993 година беа произведени приближно 21.000 тони, не сметајќи ги количините потрошени во производството на алуминиум.[7]
Хидрираниот алуминиум трихлорид се подготвува со растворање на алуминиум оксиди во хлороводородна киселина. Металниот алуминиум, исто така, лесно се раствора во хлороводородна киселина - ослободувајќи водороден гас и создавајќи значителна топлина. Со загревање на овој цврст материјал не се добива безводен алуминиум трихлорид, хексахидратот се распаѓа на алуминиум хидроксид кога се загрева:
- [Al(H
2O)
6]Cl
3 → Al(OH)
3 + 3 HCl + 3 H
2O
Алуминиумот, исто така, формира понизок хлорид, алуминиум(I) хлорид (AlCl), но ова е многу нестабилно и е познато само во парна фазата.[9]
Природна појава[уреди | уреди извор]
Безводен алуминиум хлорид не може да се најде како минерал. Меѓутоа, хексахидратот е познат како редок минерал хлоралуминит.[22] Покомплексен, основен и хидриран минерал на алуминиум хлорид е кадваладерит.[22][23]
Безбедност[уреди | уреди извор]
Безводниот AlCl
3 енергично реагира со бази, па затоа се потребни соодветни мерки на претпазливост. Може да предизвика иритација на очите, кожата и респираторниот систем ако се вдишува или при контакт.[24]
Поврзано[уреди | уреди извор]
Наводи[уреди | уреди извор]
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 Haynes, William M., уред. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (XCII. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4,45. ISBN 1439855110.
- ↑ 2,0 2,1 Aluminum chloride Архивирано на 5 мај 2014 г.. Chemister.ru (2007-03-19). Retrieved on 2017-03-17.
- ↑ 3,0 3,1 Ketelaar, J. A. A. (1935). „Die Kristallstruktur der Aluminiumhalogenide II“. Zeitschrift für Kristallographie – Crystalline Materials. 90 (1–6): 237–255. doi:10.1524/zkri.1935.90.1.237. S2CID 100796636.
- ↑ 4,0 4,1 4,2 Haynes, William M., уред. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (XCII. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 5.5. ISBN 1439855110.
- ↑ 5,0 5,1 5,2 „Џебен водич за опасните хемиски материи #0024“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
- ↑ Sigma-Aldrich Co., Aluminum chloride.
- ↑ 7,0 7,1 7,2 Helmboldt, Otto; Keith Hudson, L.; Misra, Chanakya; Wefers, Karl; Heck, Wolfgang; Stark, Hans; Danner, Max; Rösch, Norbert (2007), „Aluminum Compounds, Inorganic“, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, doi:10.1002/14356007.a01_527.pub2
- ↑ In contrast, AlBr
3 has a more molecular structure, with the Al3+ centers occupying adjacent tetrahedral holes of the close-packed framework of Br−
ions. Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford Press, Oxford, United Kingdom. ISBN 0198553706. - ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 Предлошка:Greenwood&Earnshaw1st
- ↑ Andress, K.R.; Carpenter, C. (1934). „Kristallhydrate II. Die Struktur von Chromchlorid- und Aluminiumchloridhexahydrat“. Zeitschrift für Kristallographie – Crystalline Materials. 87. doi:10.1524/zkri.1934.87.1.446.
- ↑ 11,0 11,1 11,2 Olah, G. A., уред. (1963). Friedel-Crafts and Related Reactions. 1. New York City: Interscience.
- ↑ Nenitzescu, Costin D.; Cantuniari, Ion P. (1933). „Durch Aluminiumchlorid Katalysierte Reaktion, VI. Mitteil.: Die Umlagerung des Cyclohexans in Metyl-cyclopentan“. Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft (A and B Series) (англиски). 66 (8): 1097–1100. doi:10.1002/cber.19330660817. ISSN 1099-0682.
- ↑ Jonathan T. Reeves; Zhulin Tan; Daniel R. Fandrick; Jinhua J. Song; Nathan K. Yee; Chris H. Senanayake (2012). „Synthesis of Trifluoromethyl Ketones from Carboxylic Acids: 4-(3,4-Dibromophenyl)-1,1,1-trifluoro-4-methylpentan-2-one“. Organic Syntheses. 89: 210. doi:10.15227/orgsyn.089.0210.
- ↑ Kamil Paruch; Libor Vyklicky; Thomas J. Katz (2003). „Preparation of 9,10-Dimethoxyphenanthrene and 3,6-Diacetyl-9,10-Dimethoxyphenanthrene“. Organic Syntheses. 80: 227. doi:10.15227/orgsyn.080.0227.
- ↑ Alexander J. Seed; Vaishali Sonpatki; Mark R. Herbert (2002). „3-(4-Bromobenzoyl)propanoic Acid“. Organic Syntheses. 79: 204. doi:10.15227/orgsyn.079.0204.
- ↑ Wade, L. G. (2003) Organic Chemistry, 5th edition, Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, United States. ISBN 013033832X.
- ↑ Galatsis, P. (1999) Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents, H. J. Reich, J. H. Rigby (eds.) Wiley, New York City. pp. 12–15. ISBN 978-0-471-97925-8.
- ↑ Snider, B. B. (1980). „Lewis-acid catalyzed ene reactions“. Acc. Chem. Res. 13 (11): 426. doi:10.1021/ar50155a007.
- ↑ Reuben D. Rieke; Stephen E. Bales; Phillip M. Hudnall; Timothy P. Burns; Graham S. Poindexter (1979). „Highly Reactive Magnesium for the Preparation of Grignard Reagents: 1-Norbornanecarboxylic Acid“. Organic Syntheses. 59: 85. doi:10.15227/orgsyn.059.0085.
- ↑ Sami A. Shama; Carl C. Wamser (1983). „Hexamethyl Dewar Benzene“. Organic Syntheses. 61: 62. doi:10.15227/orgsyn.061.0062.
- ↑ B. Buchner; L. B. Lockhart Jr. (1951). „Phenyldichlorophosphine“. Organic Syntheses. 31: 88. doi:10.15227/orgsyn.031.0088.
- ↑ 22,0 22,1 „List of Minerals“. www.ima-mineralogy.org. International Mineralogical Association. March 21, 2011.
- ↑ „Cadwaladerite“. www.mindat.org.
- ↑ Aluminum Chloride. solvaychemicals.us
Надворешни врски[уреди | уреди извор]
 |
„Алуминиум хлорид“ на Ризницата ? |
- International Chemical Safety Card 1125
- Index of Organic Synthesis procedures that utilize AlCl3
- The period 3 chlorides
- MSDS Архивирано на 22 јули 2011 г.
- Government of Canada Fact Sheets and Frequently Asked Questions: Aluminum Salts
| ||||||||||||||||||||||
|