Chlorid hlinitý

Chlorid hlinitý
	Prášková forma
	Krystalická forma
Obecné
Systematický název	Chlorid hlinitý
Anglický název	Aluminium chloride
Německý název	Aluminiumchlorid
Sumární vzorec	AlCl3; AlCl3•6H2O (hexahydrát)
Vzhled	Bezvodý bílý, hydratovaný nažloutlý až žlutý
Identifikace
Registrační číslo CAS	7446-70-0; 10124-27-3 (hexahydrát)
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)	231-208-1
Indexové číslo	013-003-00-7
PubChem	24012
Vlastnosti
Molární hmotnost	133,34 g/mol; 241,432 g/mol (hexahydrát)
Teplota tání	192,6 °C (229 kPa)
Teplota sublimace	178,4 °C
Teplota rozkladu	100 °C (hexahydrát)
Hustota	2,456 g/cm3 (17 °C); 2,44 g/cm3 (20 °C); 1,664 g/cm3 (20 °C, hexahydrát)
Dynamický viskozitní koeficient	0,35 cP (197 °C); 0,26 cP (237 °C); 0,20 cP (277 °C)
Rozpustnost ve vodě	44,9 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 napětí	9,12 mN/m (200 °C); 6,30 mN/m (240 °C); 3,49 mN/m (280 °C); 1,38 mN/m (310 °C)
Struktura
Krystalová struktura	šesterečná; klencová (hexahydrát)
Hrana krystalové mřížky	a= 347,5 pm ; c= 851,4 pm; hexahydrát; Poměr a : c = 1 : 0,535 6; α= 111° 40´
Tvar molekuly	trigonálně 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 cp	0,683 JK−1g−1; 1,315 JK−1g−1 (hexahydrát)
Bezpečnost
	; GHS05 ; Nebezpečí
H-věty	H314
R-věty	R34
S-věty	S1/2, S7/8, S28, S45
Teplota vznícení	není 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.

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.

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