Википедија

Алуминиум хлорид

хемиско соединение

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.

Алуминиум хлорид
Aluminium(III) chloride
Алуминиум трихлорид хексахидрат, чист (горе) и контаминиран со железо(III) хлорид (долу)
Aluminium trichloride dimer
Aluminium trichloride dimer
Aluminium trichloride unit cell
Aluminium trichloride unit cell
Назив според МСЧПХ
Алуминиум хлорид
Други називи

Алуминиум(III) хлорид
Алуминиум трихлорид

Назнаки
7446-70-0 (anhydrous) Ок
10124-27-3 (hydrate) Н
7784-13-6 (hexahydrate) Ок
ChEBI CHEBI:30114 Ок
ChemSpider 22445 Ок
EC-број 231-208-1
1876
3Д-модел (Jmol) Слика

monomer
Слика dimer

PubChem 24012
RTECS-бр. BD0530000
UNII LIF1N9568Y Ок
3CYT62D3GA (hexahydrate) Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед Безбоен кристал, хигроскопен
Густина
  • 2,48 g/cm3 (анхидрид)
  • 2,398 g/cm3 (хексахидрат)
[1]
Точка на топење
  • 439 g/L (0 °C)
  • 449 g/L (10 °C)
  • 458 g/L (20 °C)
  • 466 g/L (30 °C)
  • 473 g/L (40 °C)
  • 481 g/L (60 °C)
  • 486 g/L (80 °C)
  • 490 g/L (100 °C)
Растворливост
  • Растворлив во хлороводородна киселина, етанол, хлороформ, јаглерод тетрахлорид
  • Помалку растворливо во бензен
Парен притисок
  • 133,3 Pa (99 °C)
  • 13,3 kPa (151 °C)
[2]
Вискозност
  • 0,35 cP (197 °C)
  • 0,26 cP (237 °C)
[2]
Структура
Кристална структура mS16
C12/m1, No. 12[3]
Октаедрал (цврст)
Тетраедал (течносѕ)
Геометрија на молекулата Триагонална рамнина
Термохемија
Ст. енталпија на
образување ΔfHo298 		−704,2 kJ/mol[4]
Стандардна моларна
ентропија So298 		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
 GHS05: Разјадливо
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
3
0
2
Смртоносна доза или концентрација:
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
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

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

Анхидрид

уреди

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 точковната група D3h во неговата мономерна форма и D2h во неговата димерна форма.

Хексахидрат

уреди
 

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

Алкилација и ацилација на арените

уреди

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, хлороводород и бакар(I) хлорид како ко-катализатор.[16]

 

Други примени во органска и органометална синтеза

уреди

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

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

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

Алуминиум хлоридот се произведува во големи размери со егзотермна реакција на алуминиум метал со хлор или хлороводород 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

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

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

Наводи

уреди
  1. ↑ 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. ↑ 2,0 2,1 Aluminum chloride Архивирано на 5 мај 2014 г.. Chemister.ru (2007-03-19). Retrieved on 2017-03-17.
  3. ↑ 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. ↑ 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. ↑ 5,0 5,1 5,2 „Џебен водич за опасните хемиски материи #0024“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
  6. ↑ Sigma-Aldrich Co., Aluminum chloride.
  7. ↑ 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
  8. ↑ 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. ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. ISBN 978-0-08-022057-4.
  10. ↑ 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. ↑ 11,0 11,1 11,2 Olah, G. A., уред. (1963). Friedel-Crafts and Related Reactions. 1. New York City: Interscience.
  12. ↑ 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.
  13. ↑ 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.
  14. ↑ 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.
  15. ↑ Alexander J. Seed; Vaishali Sonpatki; Mark R. Herbert (2002). „3-(4-Bromobenzoyl)propanoic Acid“. Organic Syntheses. 79: 204. doi:10.15227/orgsyn.079.0204.
  16. ↑ Wade, L. G. (2003) Organic Chemistry, 5th edition, Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, United States. ISBN 013033832X.
  17. ↑ 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.
  18. ↑ Snider, B. B. (1980). „Lewis-acid catalyzed ene reactions“. Acc. Chem. Res. 13 (11): 426. doi:10.1021/ar50155a007.
  19. ↑ 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.
  20. ↑ Sami A. Shama; Carl C. Wamser (1983). „Hexamethyl Dewar Benzene“. Organic Syntheses. 61: 62. doi:10.15227/orgsyn.061.0062.
  21. ↑ B. Buchner; L. B. Lockhart Jr. (1951). „Phenyldichlorophosphine“. Organic Syntheses. 31: 88. doi:10.15227/orgsyn.031.0088.
  22. ↑ 22,0 22,1 „List of Minerals“. www.ima-mineralogy.org. International Mineralogical Association. March 21, 2011.
  23. ↑ „Cadwaladerite“. www.mindat.org.
  24. ↑ Aluminum Chloride. solvaychemicals.us

Надворешни врски

уреди
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Алуминиум_хлорид&oldid=5245743“