Chlorid hlinitý

Chlorid hlinitý
Prášková forma
Prášková forma
Krystalická forma
Krystalická forma
Obecné
Systematický názevChlorid hlinitý
Anglický názevAluminium chloride
Německý názevAluminiumchlorid
Sumární vzorecAlCl3
AlCl3•6H2O (hexahydrát)
VzhledBezvodý bílý, hydratovaný nažloutlý až žlutý
Identifikace
Registrační číslo CAS7446-70-0
10124-27-3 (hexahydrát)
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)231-208-1
Indexové číslo013-003-00-7
PubChem24012
Vlastnosti
Molární hmotnost133,34 g/mol
241,432 g/mol (hexahydrát)
Teplota tání192,6 °C (229 kPa)
Teplota sublimace178,4 °C
Teplota rozkladu100 °C (hexahydrát)
Hustota2,456 g/cm3 (17 °C)
2,44 g/cm3 (20 °C)
1,664 g/cm3 (20 °C, hexahydrát)
Dynamický viskozitní koeficient0,35 cP (197 °C)
0,26 cP (237 °C)
0,20 cP (277 °C)
Rozpustnost ve vodě44,9 g/100 g (0 °C)
46,3 g/100 g (25 °C)
47 g/100 g (30 °C)
46,5 g/100 g (60 °C)
Hexahydrát
123,4 g/100 g (0 °C, hexahydrát)
131,9 g/100 g (20 °C, hexahydrát)
147,2 g/100 g (100 °C, hexahydrát)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech		Ethanol 100 g/100 g (12,5 °C)
Rozpustnost v nepolárních
rozpouštědlech		Trichlormethan 0,72 g/100 g (25 °C)
Povrchové napětí9,12 mN/m (200 °C)
6,30 mN/m (240 °C)
3,49 mN/m (280 °C)
1,38 mN/m (310 °C)
Struktura
Krystalová strukturašesterečná
klencová (hexahydrát)
Hrana krystalové mřížkya= 347,5 pm
c= 851,4 pm
hexahydrát
Poměr a : c = 1 : 0,535 6
α= 111° 40´
Tvar molekulytrigonálně rovinný (monomer, plyn)
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°−704,2 kJ/mol
Standardní molární entropie S°109,3 JK−1mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°−628,6 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp0,683 JK−1g−1
1,315 JK−1g−1 (hexahydrát)
Bezpečnost
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
[1]
Nebezpečí[1]
H-větyH314
R-větyR34
S-větyS1/2, S7/8, S28, S45
Teplota vznícenínení vznětlivý
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Chlorid hlinitý (AlCl3) je sloučenina hliníku a chloru. Jedná se o pevnou látku s nízkým bodem tání a varu, atomy v molekule jsou vázány kovalentně. Při teplotě 178 °C sublimuje. Roztavený AlCl3 je špatným vodičem elektřiny,[2] na rozdíl od iontově vázaných halogenidů, jako je například chlorid sodný.

Struktura

V pevné fázi se AlCl3 vyskytuje v podobě šesterečných krystalů.

AlCl3 má strukturu „YCl3“ s krychlovou těsně zaplněnou vrstvenou krystalovou strukturou Al3+.[3] AlBr3 má naproti tomu strukturu více molekulární, kde centra Al3+ obsazují přilehlé čtyřstěnné díry těsně zaplněné mříže iontů Br−. Při tání AlCl3 vzniká dimer Al2Cl6, který se může vypařovat. Při vyšších teplotách tento dimer disociuje do trojúhelníkových planárních molekul AlCl3, strukturálně analogických fluoridu boritému BF3.

Tři struktury chloridu hlinitého

Chlorid hlinitý je silně hygroskopický a při náhlém kontaktu s vodou může vzhledem ke značnému vývinu tepla při hydrataci explodovat. Vodné roztoky AlCl3 jsou iontové a vedou tedy dobře elektrický proud. Tyto roztoky jsou kyselé, což indikuje částečnou hydrolýzu iontu Al3+. Reakci lze zjednodušeně popsat takto:

[Al(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H3O+

AlCl3 je pravděpodobně nejčastěji používanou Lewisovou kyselinou a též jednou z nejsilnějších. Nachází široké uplatnění v chemickém průmyslu jako klasický katalyzátor pro Friedel-Craftsovy reakce, jak acylační, tak alkylační. Používá se též při polymerizacích a izomerizacích uhlovodíků. Hliník tvoří s chlorem kromě AlCl3 ještě chlorid hlinný (AlCl), ten je však velmi nestabilní a je znám pouze v plynné fázi.[2]

Fyzikálně-chemické vlastnosti

Chlorid hlinitý se poměrně dobře rozpouští ve vodě, o poznání lépe se ale rozpouští jeho hexahydrát. Rozpouští se také dobře i v jiných polárních rozpouštědlech jako jsou methanol (CH3OH), ethanol (CH3CH2OH) a aceton (CH3COCH3), ale také i v nepolárních rozpouštědlech jako je trichlormethan (CHCl3), tetrachlormethan (CCl4) nebo diethylether (CH3CH2OCH2CH3).

Chlorid hlinitý je silnou Lewisovou kyselinou, schopnou tvořit stabilní Lewisovy acidobazické adiční sloučeniny i se slabými Lewisovými zásadami jako jsou benzofenon a mesitylen.[4] Není překvapivé, že za přítomnosti chloridových iontů tvoří ionty AlCl4−.

Ve vodě vzniká částečnou hydrolýzou chlorovodík nebo kationtu H3O+, jak je popsáno výše. Vodné roztoky se chovají podobně jako u jiných solí hliníku obsahujících hydratované ionty Al3+, kdy vzniká gelovitá sraženina hydroxidu hlinitého reakcí s odpovídajícím množstvím hydroxidu sodného:

AlCl3(|aq) + 3 NaOH(aq) → Al(OH)3(s) + 3NaCl(aq)

Příprava

Chlorid hlinitý se ve velké míře vyrábí exotermní reakcí kovového hliníku s chlorem nebo chlorovodíkem při teplotách 650 až 750 °C:[2]

2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Hydratované formy se připravují rozpouštění oxidů hliníku v suché kyselině chlorovodíkové při 150 °C.

Při přípravě v laboratoři musí být reakce prováděna velice opatrně, protože hliník je při této reakci zrádný: díky vrstvičce oxidu hlinitého zprvu vypadá, že reaguje velice pomalu, ale do cca 15 sekund začne rychlost stoupat, a po jedné minutě je již skoro v maximu. Pokud chemik myslíce si, že rychlost reakce je stejná, jako krátce po vhození hliníku do kyseliny, neustále přihazuje kousky hliníku, může dojít ke značným komplikacím, neboť se roztok zahřívá, zvyšuje se teplota a tím pádem i rychlost reakce, což může skončit zahřátím roztoku na teplotu varu a uvolňováním nebezpečného chlorovodíku.

Použití

Chlorid hlinitý, častěji však hexahydrát chloridu hlinitého, je hlavní součástí (obsah do 20 %) přípravků proti pocení na trhu. Ve vědeckých kruzích se vede široká debata o škodlivosti hlinitých solí na lidský organismus, dosud se nepodařila přímá škodlivost prokázat.

Bezpečnost

Bezvodý AlCl3 bouřlivě reaguje s vodou a se zásadami, proto je třeba náležitá opatrnost. Hydratované soli jsou méně problematické.

Literatura

  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Aluminium chloride na anglické Wikipedii.

  1. ↑ a b Aluminum chloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. ↑ a b c N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, United Kingdom, 1984.
  3. ↑ A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, Oxford Press, Oxford, United Kingdom, 1984.
  4. ↑ G. A. Olah (ed.), Friedel-Crafts and Related Reactions, Vol. 1, Interscience, New York, 1963.

Externí odkazy

Média použitá na této stránce