Chlorek glinu
Chlorek glinu, AlCl
3 – nieorganiczny związek chemiczny, sól kwasu solnego i glinu. Jest białym ciałem stałym[6] (produkty handlowe mogą mieć zabarwienie żółte[2]). Związek bezwodny dymi na powietrzu z powodu hydrolizy spowodowanej parą wodną. Jest kwasem Lewisa i stosowany jest głównie jako katalizator w reakcji Friedla-Craftsa[4].
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 Próbki białego i żółtego AlCl 3·6H 2O ([Al(H 2O) 6]Cl 3) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
AlCl3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa |
133,34 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
białe lub żółte ciało stałe | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 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 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Struktura
edytujW stanie stałym chlorek glinu ma budowę krystaliczną o strukturze warstwowej, w której glin ma liczbę koordynacyjną 6[4]. W stanie ciekłym i gazowym (poniżej 400 °C) jest dimerem, Al
2Cl
6, zaś w wysokiej temperaturze przyjmuje formę monomeru, AlCl
3 (forma wyłączna powyżej 800 °C)[3], o strukturze płaskiej[7].
Heksahydrat ma charakter soli kompleksowej [Al(H
2O)
6]Cl
3[8].
Otrzymywanie
edytujBezwodny chlorek glinu otrzymuje się m.in. w reakcji glinu z chlorem lub chlorowodorem[9]:
- 2Al + 3Cl
2 → 2AlCl
3 (podstawowa metoda przemysłowa)[3] - 2Al + 6HCl → 2AlCl
3 + 3H
2
Inną metodą przemysłową jest chlorowanie tlenku glinu mieszaniną chloru i tlenku węgla[3].
Heksahydrat można uzyskać rozpuszczając tlenek glinu w kwasie solnym, a w formie krystalicznej – przepuszczając HCl przez nasycony roztwór związku[3].
Właściwości fizyczne
edytujChlorek 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[4][8].
Właściwości chemiczne
edytujChlorek glinu reaguje bardzo gwałtownie z wodą tworząc heksahydrat, AlCl
3·6H
2O, hydrolizujący do tlenochlorku glinu, AlClO, i kwasu solnego, w wyniku czego roztwór ma charakter silnie kwasowy[3]. Ogrzewanie heksahydratu prowadzi do wydzielenia chlorowodoru, pary wodnej i tlenku glinu (Al
2O
3)[9].
Chlorek glinu jest kwasem Lewisa, ze względu na występowanie nieobsadzonego walencyjnego orbitalu 3p atomu glinu w cząsteczce AlCl
3[10]. Z zasadami Lewisa tworzy kompleksy, np.:
Także powstawanie dimeru 2AlCl
3 → Al
2Cl
6 jest reakcją typu kwas Lewisa + zasada Lewisa[12].
Zastosowanie
edytujChlorek glinu stosuje się jako katalizator w syntezie organicznej (np. w reakcji Friedla-Craftsa)[9]:
Reakcja Friedla-Craftsa z udziałem chlorku glinu jako katalizatora
Jest on również stosowany do wyrobu papieru pergaminowego, a także w garbarstwie i medycynie[9].
Przypisy
edytuj- ↑ a b Chlorek glinowy w katalogu Merck Chemicals [online] [dostęp 2011-03-07].
- ↑ a b Chlorek glinu (nr 563919) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Polski.
- ↑ a b c d e f 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.).
- ↑ a b c d Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 233–237, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
- ↑ a b Chlorek glinu, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-04-10] (ang.).
- ↑ 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.).
- ↑ a b Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, s. 789, ISBN 83-01-13654-5.
- ↑ a b c d Podręczny słownik chemiczny, Romuald Hassa (red.), Janusz Mrzigod (red.), Janusz Nowakowski (red.), Katowice: Videograf II, 2004, s. 72, ISBN 83-7183-240-0.
- ↑ a b Blackman A. i inni, Chemistry, wyd. 2, Wiley, 2011, s. 857, 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.).
- ↑ Blackman A. i inni, Chemistry, wyd. 2, Wiley, 2011, s. 878, ISBN 978-1-74246-707-8 (ang.).
