Chlorid hlinitý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
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
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 ml (0 °C)
46,3 g/100 ml (25 °C)
47 g/100 ml (30 °C)
46,5 g/100 ml (60 °C)
Hexahydrát
123,4 g/100 ml (0 °C, hexahydrát)
131,9 g/100 ml (20 °C, hexahydrát)
147,2 g/100 ml (100 °C, hexahydrát)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
Ethanol 100 g/100 ml (12,5 °C)
Rozpustnost v nepolárních
rozpouštědlech
Trichlormethan 0,72 g/100 ml (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
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R34
S-věty S1/2, S7/8, S28, S45

GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05

H-věty H314
NFPA 704
Teplota vznícení není vznětlivý
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

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,[1] na rozdíl od iontově vázaných halogenidů, jako je například chlorid sodný. V pevné fázi se vyskytuje v podobě šesterečných krystalů.

AlCl3 má strukturu "YCl3" s krychlovou těsně zaplněnou vrstvenou krystalovou strukturou Al3+.[2] Na rozdíl od toho, AlBr3 má 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 explodovat, vzhledem ke značnému vývinu tepla při hydrataci. 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 polymerizačních a izomerizačních reakcích uhlovodíků. Hliník tvoří s chlorem kromě AlCl3 ještě chlorid hlinný (AlCl), ten je však velmi nestabilní a je znám pouze v plynné fázi.[1]

Fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

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 je 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 je benzofenon nebo mesitylen.[3] 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 příslušným množstvím hydroxidu sodného:

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

Příprava[editovat | editovat zdroj]

Chlorid hlinitý se ve velké míře vyrábí exotermickou reakcí kovového hliníku s chlorem nebo chlorovodíkem při teplotách 650 až 750 °C:[1]

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 výrobě 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 vteřin začne rychlost stoupat, a po 1 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-se roztoku na teplotu varu a uvolňováním nebezpečného chlorovodíku.

Použití[editovat | editovat zdroj]

Chlorid hlinitý, častěji však hexahydrát chloridu hlinitého, je hlavní součástí (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[editovat | editovat zdroj]

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

Literatura[editovat | editovat zdroj]

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

Reference[editovat | editovat zdroj]

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

  1. a b c N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, United Kingdom, 1984.
  2. A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, Oxford Press, Oxford, United Kingdom, 1984.
  3. G. A. Olah (ed.), Friedel-Crafts and Related Reactions, Vol. 1, Interscience, New York, 1963.

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

Logo Wikimedia Commons
Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu