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.
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
Анхидрид
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 3мономер, 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
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
Алкилација и ацилација на арените
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
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
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
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:
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
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
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]
↑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. ISBN0198553706.
↑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.
↑ 11,011,111,2Olah, G. A., уред. (1963). Friedel-Crafts and Related Reactions. 1. New York City: Interscience.
↑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.
↑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.
↑Alexander J. Seed; Vaishali Sonpatki; Mark R. Herbert (2002). „3-(4-Bromobenzoyl)propanoic Acid“. Organic Syntheses. 79: 204. doi:10.15227/orgsyn.079.0204.
↑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. ISBN978-0-471-97925-8.
↑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.
↑Sami A. Shama; Carl C. Wamser (1983). „Hexamethyl Dewar Benzene“. Organic Syntheses. 61: 62. doi:10.15227/orgsyn.061.0062.
↑B. Buchner; L. B. Lockhart Jr. (1951). „Phenyldichlorophosphine“. Organic Syntheses. 31: 88. doi:10.15227/orgsyn.031.0088.
