Как пишется хлорид алюминия

Aluminium chloride

Aluminium(III) chloride

Aluminium trichloride hexahydrate, pure (top), and contaminated with iron(III) chloride (bottom)

Aluminium trichloride dimer

Aluminium trichloride unit cell
Names
IUPAC name

Aluminium chloride
Other names

Aluminium(III) chloride
Aluminium trichloride
Identifiers

CAS Number
  • 7446-70-0 (anhydrous) check
  • 10124-27-3 (hydrate) ☒
  • 7784-13-6 (hexahydrate) check

3D model (JSmol)
  • monomer: Interactive image
  • dimer: Interactive image
ChEBI
  • CHEBI:30114 check
ChemSpider
  • 22445 check
ECHA InfoCard 100.028.371 Edit this at Wikidata
EC Number
  • 231-208-1

Gmelin Reference

 1876

PubChem CID
  • 24012
RTECS number
  • BD0530000
UNII
  • LIF1N9568Y check
  • 3CYT62D3GA (hexahydrate) check

CompTox Dashboard (EPA)
  • DTXSID6029674 Edit this at Wikidata

InChI

  • InChI=1S/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3 check

    Key: VSCWAEJMTAWNJL-UHFFFAOYSA-K check

  • InChI=1/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3

    Key: VSCWAEJMTAWNJL-DFZHHIFOAR

SMILES

  • monomer: Cl[Al](Cl)Cl

  • dimer: Cl[Al-]1(Cl)[Cl+][Al-]([Cl+]1)(Cl)Cl
Properties

Chemical formula

 AlCl3
Molar mass
  • 133.341 g/mol (anhydrous)
  • 241.432 g/mol (hexahydrate)

[1]

Appearance Colourless crystals, hygroscopic
Density
  • 2.48 g/cm3 (anhydrous)
  • 2.398 g/cm3 (hexahydrate)

[1]

Melting point
  • 180 °C (356 °F; 453 K) (anhydrous, sublimes)[1]
  • 100 °C (212 °F; 373 K) (hexahydrate, decomposes)[1]

Solubility in water
  • 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)
Solubility
  • Soluble in hydrogen chloride, ethanol, chloroform, carbon tetrachloride
  • Slightly soluble in benzene
Vapor pressure
  • 133.3 Pa (99 °C)
  • 13.3 kPa (151 °C)

[2]

Viscosity
  • 0.35 cP (197 °C)
  • 0.26 cP (237 °C)

[2]

Structure

Crystal structure

 Monoclinic, mS16

Space group

 C12/m1, No. 12[3]

Lattice constant

a = 0.591 nm, b = 0.591 nm, c = 1.752 nm[3]

Lattice volume (V)

 0.52996 nm3

Formula units (Z)

 6

Coordination geometry

 Octahedral (solid)
Tetrahedral (liquid)

Molecular shape

 Trigonal planar
(monomeric vapour)
Thermochemistry

Heat capacity (C)

 91.1 J/(mol·K)[4]

Std molar
entropy (S⦵298)

 109.3 J/(mol·K)[4]

Std enthalpy of
formation (ΔfH⦵298)

 −704.2 kJ/mol[4]

Gibbs free energy (ΔfG⦵)

 −628.8 kJ/mol[4]
Pharmacology

ATC code

 D10AX01 (WHO)
Hazards
GHS labelling:[6]

Pictograms

 GHS05: Corrosive

Signal word

 Danger

Hazard statements

 H314

Precautionary statements

 P260, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P305+P351+P338+P310, P310
NFPA 704 (fire diamond)

NFPA 704 four-colored diamond

3

0

2
Lethal dose or concentration (LD, LC):

LD50 (median dose)

 380 mg/kg, rat (oral, anhydrous)
3311 mg/kg, rat (oral, hexahydrate)
NIOSH (US health exposure limits):

PEL (Permissible)

 None[5]

REL (Recommended)

 2 mg/m3[5]

IDLH (Immediate danger)

 N.D.[5]
Related compounds

Other anions
  • Aluminium fluoride
  • Aluminium bromide
  • Aluminium iodide

Other cations
  • Boron trichloride
  • Gallium trichloride
  • Indium(III) chloride
  • Magnesium chloride

Related Lewis acids
  • Iron(III) chloride
  • Boron trifluoride
Supplementary data page
Aluminium chloride (data page)

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

☒ verify (what is check☒ ?)

Infobox references

Aluminium chloride, also known as aluminium trichloride, is an inorganic compound with the formula AlCl3. It forms hexahydrate with the formula [Al(H2O)6]Cl3, containing six water molecules of hydration. Both are colourless crystals, but samples are often contaminated with iron(III) chloride, giving a yellow color.

The anhydrous material is important commercially. It has a low melting and boiling point. It is mainly produced and consumed in the production of aluminium metal, but large amounts are also used in other areas of the chemical industry.[7] The compound is often cited as a Lewis acid. It is an example of an inorganic compound that reversibly changes from a polymer to a monomer at mild temperature.

Structure[edit]

Anhydrous[edit]

AlCl3 adopts three structures, depending on the temperature and the state (solid, liquid, gas). Solid AlCl3 has a sheet-like layered structure with cubic close-packed chloride ions. In this framework, the Al centres exhibit octahedral coordination geometry.[8] Yttrium(III) chloride adopts the same structure, as do a range of other compounds. When aluminium trichloride is in its melted state, it exists as the dimer Al2Cl6, with tetracoordinate aluminium. This change in structure is related to the lower density of the liquid phase (1.78 g/cm3) versus solid aluminium trichloride (2.48 g/cm3). Al2Cl6 dimers are also found in the vapour phase. At higher temperatures, the Al2Cl6 dimers dissociate into trigonal planar AlCl3 monomer, which is structurally analogous to BF3. The melt conducts electricity poorly,[9] unlike more ionic halides such as sodium chloride.

Aluminium chloride monomer belongs to the point group D3h in its monomeric form and D2h in its dimeric form.

Hexahydrate[edit]

Aluminium-trichloride-3D-structures.png

The hexahydrate consists of octahedral [Al(H2O)6]3+ cation centers and chloride anions (Cl−) as counterions. Hydrogen bonds link the cation and anions.[10]
The hydrated form of aluminium chloride has an octahedral molecular geometry, with the central aluminium ion surrounded by six water ligand molecules. Being coordinatively saturated, the hydrate is of little value as a catalyst in Friedel-Crafts alkylation and related reactions.

Uses[edit]

Alkylation and acylation of arenes[edit]

AlCl3 is a common Lewis-acid catalyst for Friedel-Crafts reactions, both acylations and alkylations.[11] Important products are detergents and ethylbenzene. These types of reactions are the major use for aluminium chloride, for example, in the preparation of anthraquinone (used in the dyestuffs industry) from benzene and phosgene.[9] In the general Friedel-Crafts reaction, an acyl chloride or alkyl halide reacts with an aromatic system as shown:[11]

Benzene Friedel-Crafts alkylation-diagram.svg

The alkylation reaction is more widely used than the acylation reaction, although its practice is more technically demanding. For both reactions, the aluminium chloride, as well as other materials and the equipment, should be dry, although a trace of moisture is necessary for the reaction to proceed.[12] Detailed procedures are available for alkylation[13] and acylation[14][15] of arenes.

A general problem with the Friedel-Crafts reaction is that the aluminium chloride catalyst sometimes is required in full stoichiometric quantities, because it complexes strongly with the products. This complication sometimes generates a large amount of corrosive waste. For these and similar reasons, the use of aluminium chloride has often been displaced by zeolites.[7]

Aluminium chloride can also be used to introduce aldehyde groups onto aromatic rings, for example via the Gattermann-Koch reaction which uses carbon monoxide, hydrogen chloride and a copper(I) chloride co-catalyst.[16]

AlCl3 formylation.gif

Other applications in organic and organometallic synthesis[edit]

Aluminium chloride finds a wide variety of other applications in organic chemistry.[17] For example, it can catalyse the «ene reaction», such as the addition of 3-buten-2-one (methyl vinyl ketone) to carvone:[18]

AlCl3 ene rxn.gif

It is used to induce a variety of hydrocarbon couplings and rearrangements.[19][20]

Aluminium chloride combined with aluminium in the presence of an arene can be used to synthesize bis(arene) metal complexes, e.g. bis(benzene)chromium, from certain metal halides via the so-called Fischer-Hafner synthesis. Dichlorophenylphosphine is prepared by reaction of benzene and phosphorus trichloride catalyzed by aluminium chloride.[21]

Reactions[edit]

Anhydrous aluminium chloride is a powerful Lewis acid, capable of forming Lewis acid-base adducts with even weak Lewis bases such as benzophenone and mesitylene.[11] It forms tetrachloroaluminate ([AlCl4]−) in the presence of chloride ions.

Aluminium chloride reacts with calcium and magnesium hydrides in tetrahydrofuran forming tetrahydroaluminates.

Reactions with water[edit]

Anhydrous aluminium chloride is hygroscopic, having a very pronounced affinity for water. It fumes in moist air and hisses when mixed with liquid water as the Cl− ligands are displaced with H2O molecules to form the hexahydrate [Al(H2O)6]Cl3. The anhydrous phase cannot be regained on heating the hexahydrate. Instead HCl is lost leaving aluminium hydroxide or alumina (aluminium oxide):

[Al(H2O)6]Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O

Like metal aquo complexes, aqueous AlCl3 is acidic owing to the ionization of the aquo ligands:

[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H+

Aqueous solutions behave similarly to other aluminium salts containing hydrated Al3+ ions, giving a gelatinous precipitate of aluminium hydroxide upon reaction with dilute sodium hydroxide:

AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl

Synthesis[edit]

Aluminium chloride is manufactured on a large scale by the exothermic reaction of aluminium metal with chlorine or hydrogen chloride at temperatures between 650 to 750 °C (1,202 to 1,382 °F).[9]

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

Aluminium chloride may be formed via a single displacement reaction between copper(II) chloride and aluminium metal.

2 Al + 3 CuCl2 → 2 AlCl3 + 3 Cu

In the US in 1993, approximately 21,000 tons were produced, not counting the amounts consumed in the production of aluminium.[7]

Hydrated aluminium trichloride is prepared by dissolving aluminium oxides in hydrochloric acid. Metallic aluminium also readily dissolves in hydrochloric acid ─ releasing hydrogen gas and generating considerable heat. Heating this solid does not produce anhydrous aluminium trichloride, the hexahydrate decomposes to aluminium hydroxide when heated:

[Al(H2O)6]Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O

Aluminium also forms a lower chloride, aluminium(I) chloride (AlCl), but this is very unstable and only known in the vapour phase.[9]

Natural occurrence[edit]

Anhydrous aluminium chloride is not found as a mineral. The hexahydrate, however, is known as the rare mineral chloraluminite.[22] A more complex, basic and hydrated aluminium chloride mineral is cadwaladerite.[23][22]

Safety[edit]

Anhydrous AlCl3 reacts vigorously with bases, so suitable precautions are required.
It can cause irritation to the eyes, skin, and the respiratory system if inhaled or on contact.[24]

See also[edit]

  • Aluminium monochloride

References[edit]

  1. ^ a b c d Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 4.45. ISBN 1-4398-5511-0.
  2. ^ a b Aluminum chloride Archived 2014-05-05 at the Wayback Machine. Chemister.ru (2007-03-19). Retrieved on 2017-03-17.
  3. ^ a b 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. ^ a b c d Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 5.5. ISBN 1-4398-5511-0.
  5. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0024». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  6. ^ Sigma-Aldrich Co., Aluminum chloride.
  7. ^ a b c 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, AlBr3 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. ^ a b c d 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. ^ a b c Olah, G. A., ed. (1963). Friedel-Crafts and Related Reactions. Vol. 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). 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. ^ a b «List of Minerals». www.ima-mineralogy.org. International Mineralogical Association. March 21, 2011.
  23. ^ «Cadwaladerite». www.mindat.org.
  24. ^ Aluminum Chloride. solvaychemicals.us

External links[edit]

  • International Chemical Safety Card 1125
  • Index of Organic Synthesis procedures that utilize AlCl3
  • The period 3 chlorides
  • MSDS Archived 2011-07-22 at the Wayback Machine
  • Government of Canada Fact Sheets and Frequently Asked Questions: Aluminum Salts
Источник
Aluminium chloride

Aluminium(III) chloride

Aluminium trichloride hexahydrate, pure (top), and contaminated with iron(III) chloride (bottom)

Aluminium trichloride dimer

Aluminium trichloride unit cell
Names
IUPAC name

Aluminium chloride
Other names

Aluminium(III) chloride
Aluminium trichloride
Identifiers

CAS Number
  • 7446-70-0 (anhydrous) check
  • 10124-27-3 (hydrate) ☒
  • 7784-13-6 (hexahydrate) check

3D model (JSmol)
  • monomer: Interactive image
  • dimer: Interactive image
ChEBI
  • CHEBI:30114 check
ChemSpider
  • 22445 check
ECHA InfoCard 100.028.371 Edit this at Wikidata
EC Number
  • 231-208-1

Gmelin Reference

 1876

PubChem CID
  • 24012
RTECS number
  • BD0530000
UNII
  • LIF1N9568Y check
  • 3CYT62D3GA (hexahydrate) check

CompTox Dashboard (EPA)
  • DTXSID6029674 Edit this at Wikidata

InChI

  • InChI=1S/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3 check

    Key: VSCWAEJMTAWNJL-UHFFFAOYSA-K check

  • InChI=1/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3

    Key: VSCWAEJMTAWNJL-DFZHHIFOAR

SMILES

  • monomer: Cl[Al](Cl)Cl

  • dimer: Cl[Al-]1(Cl)[Cl+][Al-]([Cl+]1)(Cl)Cl
Properties

Chemical formula

 AlCl3
Molar mass
  • 133.341 g/mol (anhydrous)
  • 241.432 g/mol (hexahydrate)

[1]

Appearance Colourless crystals, hygroscopic
Density
  • 2.48 g/cm3 (anhydrous)
  • 2.398 g/cm3 (hexahydrate)

[1]

Melting point
  • 180 °C (356 °F; 453 K) (anhydrous, sublimes)[1]
  • 100 °C (212 °F; 373 K) (hexahydrate, decomposes)[1]

Solubility in water
  • 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)
Solubility
  • Soluble in hydrogen chloride, ethanol, chloroform, carbon tetrachloride
  • Slightly soluble in benzene
Vapor pressure
  • 133.3 Pa (99 °C)
  • 13.3 kPa (151 °C)

[2]

Viscosity
  • 0.35 cP (197 °C)
  • 0.26 cP (237 °C)

[2]

Structure

Crystal structure

 Monoclinic, mS16

Space group

 C12/m1, No. 12[3]

Lattice constant

a = 0.591 nm, b = 0.591 nm, c = 1.752 nm[3]

Lattice volume (V)

 0.52996 nm3

Formula units (Z)

 6

Coordination geometry

 Octahedral (solid)
Tetrahedral (liquid)

Molecular shape

 Trigonal planar
(monomeric vapour)
Thermochemistry

Heat capacity (C)

 91.1 J/(mol·K)[4]

Std molar
entropy (S⦵298)

 109.3 J/(mol·K)[4]

Std enthalpy of
formation (ΔfH⦵298)

 −704.2 kJ/mol[4]

Gibbs free energy (ΔfG⦵)

 −628.8 kJ/mol[4]
Pharmacology

ATC code

 D10AX01 (WHO)
Hazards
GHS labelling:[6]

Pictograms

 GHS05: Corrosive

Signal word

 Danger

Hazard statements

 H314

Precautionary statements

 P260, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P305+P351+P338+P310, P310
NFPA 704 (fire diamond)

NFPA 704 four-colored diamond

3

0

2
Lethal dose or concentration (LD, LC):

LD50 (median dose)

 380 mg/kg, rat (oral, anhydrous)
3311 mg/kg, rat (oral, hexahydrate)
NIOSH (US health exposure limits):

PEL (Permissible)

 None[5]

REL (Recommended)

 2 mg/m3[5]

IDLH (Immediate danger)

 N.D.[5]
Related compounds

Other anions
  • Aluminium fluoride
  • Aluminium bromide
  • Aluminium iodide

Other cations
  • Boron trichloride
  • Gallium trichloride
  • Indium(III) chloride
  • Magnesium chloride

Related Lewis acids
  • Iron(III) chloride
  • Boron trifluoride
Supplementary data page
Aluminium chloride (data page)

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

☒ verify (what is check☒ ?)

Infobox references

Aluminium chloride, also known as aluminium trichloride, is an inorganic compound with the formula AlCl3. It forms hexahydrate with the formula [Al(H2O)6]Cl3, containing six water molecules of hydration. Both are colourless crystals, but samples are often contaminated with iron(III) chloride, giving a yellow color.

The anhydrous material is important commercially. It has a low melting and boiling point. It is mainly produced and consumed in the production of aluminium metal, but large amounts are also used in other areas of the chemical industry.[7] The compound is often cited as a Lewis acid. It is an example of an inorganic compound that reversibly changes from a polymer to a monomer at mild temperature.

Structure[edit]

Anhydrous[edit]

AlCl3 adopts three structures, depending on the temperature and the state (solid, liquid, gas). Solid AlCl3 has a sheet-like layered structure with cubic close-packed chloride ions. In this framework, the Al centres exhibit octahedral coordination geometry.[8] Yttrium(III) chloride adopts the same structure, as do a range of other compounds. When aluminium trichloride is in its melted state, it exists as the dimer Al2Cl6, with tetracoordinate aluminium. This change in structure is related to the lower density of the liquid phase (1.78 g/cm3) versus solid aluminium trichloride (2.48 g/cm3). Al2Cl6 dimers are also found in the vapour phase. At higher temperatures, the Al2Cl6 dimers dissociate into trigonal planar AlCl3 monomer, which is structurally analogous to BF3. The melt conducts electricity poorly,[9] unlike more ionic halides such as sodium chloride.

Aluminium chloride monomer belongs to the point group D3h in its monomeric form and D2h in its dimeric form.

Hexahydrate[edit]

Aluminium-trichloride-3D-structures.png

The hexahydrate consists of octahedral [Al(H2O)6]3+ cation centers and chloride anions (Cl−) as counterions. Hydrogen bonds link the cation and anions.[10]
The hydrated form of aluminium chloride has an octahedral molecular geometry, with the central aluminium ion surrounded by six water ligand molecules. Being coordinatively saturated, the hydrate is of little value as a catalyst in Friedel-Crafts alkylation and related reactions.

Uses[edit]

Alkylation and acylation of arenes[edit]

AlCl3 is a common Lewis-acid catalyst for Friedel-Crafts reactions, both acylations and alkylations.[11] Important products are detergents and ethylbenzene. These types of reactions are the major use for aluminium chloride, for example, in the preparation of anthraquinone (used in the dyestuffs industry) from benzene and phosgene.[9] In the general Friedel-Crafts reaction, an acyl chloride or alkyl halide reacts with an aromatic system as shown:[11]

Benzene Friedel-Crafts alkylation-diagram.svg

The alkylation reaction is more widely used than the acylation reaction, although its practice is more technically demanding. For both reactions, the aluminium chloride, as well as other materials and the equipment, should be dry, although a trace of moisture is necessary for the reaction to proceed.[12] Detailed procedures are available for alkylation[13] and acylation[14][15] of arenes.

A general problem with the Friedel-Crafts reaction is that the aluminium chloride catalyst sometimes is required in full stoichiometric quantities, because it complexes strongly with the products. This complication sometimes generates a large amount of corrosive waste. For these and similar reasons, the use of aluminium chloride has often been displaced by zeolites.[7]

Aluminium chloride can also be used to introduce aldehyde groups onto aromatic rings, for example via the Gattermann-Koch reaction which uses carbon monoxide, hydrogen chloride and a copper(I) chloride co-catalyst.[16]

AlCl3 formylation.gif

Other applications in organic and organometallic synthesis[edit]

Aluminium chloride finds a wide variety of other applications in organic chemistry.[17] For example, it can catalyse the «ene reaction», such as the addition of 3-buten-2-one (methyl vinyl ketone) to carvone:[18]

AlCl3 ene rxn.gif

It is used to induce a variety of hydrocarbon couplings and rearrangements.[19][20]

Aluminium chloride combined with aluminium in the presence of an arene can be used to synthesize bis(arene) metal complexes, e.g. bis(benzene)chromium, from certain metal halides via the so-called Fischer-Hafner synthesis. Dichlorophenylphosphine is prepared by reaction of benzene and phosphorus trichloride catalyzed by aluminium chloride.[21]

Reactions[edit]

Anhydrous aluminium chloride is a powerful Lewis acid, capable of forming Lewis acid-base adducts with even weak Lewis bases such as benzophenone and mesitylene.[11] It forms tetrachloroaluminate ([AlCl4]−) in the presence of chloride ions.

Aluminium chloride reacts with calcium and magnesium hydrides in tetrahydrofuran forming tetrahydroaluminates.

Reactions with water[edit]

Anhydrous aluminium chloride is hygroscopic, having a very pronounced affinity for water. It fumes in moist air and hisses when mixed with liquid water as the Cl− ligands are displaced with H2O molecules to form the hexahydrate [Al(H2O)6]Cl3. The anhydrous phase cannot be regained on heating the hexahydrate. Instead HCl is lost leaving aluminium hydroxide or alumina (aluminium oxide):

[Al(H2O)6]Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O

Like metal aquo complexes, aqueous AlCl3 is acidic owing to the ionization of the aquo ligands:

[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H+

Aqueous solutions behave similarly to other aluminium salts containing hydrated Al3+ ions, giving a gelatinous precipitate of aluminium hydroxide upon reaction with dilute sodium hydroxide:

AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl

Synthesis[edit]

Aluminium chloride is manufactured on a large scale by the exothermic reaction of aluminium metal with chlorine or hydrogen chloride at temperatures between 650 to 750 °C (1,202 to 1,382 °F).[9]

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

Aluminium chloride may be formed via a single displacement reaction between copper(II) chloride and aluminium metal.

2 Al + 3 CuCl2 → 2 AlCl3 + 3 Cu

In the US in 1993, approximately 21,000 tons were produced, not counting the amounts consumed in the production of aluminium.[7]

Hydrated aluminium trichloride is prepared by dissolving aluminium oxides in hydrochloric acid. Metallic aluminium also readily dissolves in hydrochloric acid ─ releasing hydrogen gas and generating considerable heat. Heating this solid does not produce anhydrous aluminium trichloride, the hexahydrate decomposes to aluminium hydroxide when heated:

[Al(H2O)6]Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O

Aluminium also forms a lower chloride, aluminium(I) chloride (AlCl), but this is very unstable and only known in the vapour phase.[9]

Natural occurrence[edit]

Anhydrous aluminium chloride is not found as a mineral. The hexahydrate, however, is known as the rare mineral chloraluminite.[22] A more complex, basic and hydrated aluminium chloride mineral is cadwaladerite.[23][22]

Safety[edit]

Anhydrous AlCl3 reacts vigorously with bases, so suitable precautions are required.
It can cause irritation to the eyes, skin, and the respiratory system if inhaled or on contact.[24]

See also[edit]

  • Aluminium monochloride

References[edit]

  1. ^ a b c d Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 4.45. ISBN 1-4398-5511-0.
  2. ^ a b Aluminum chloride Archived 2014-05-05 at the Wayback Machine. Chemister.ru (2007-03-19). Retrieved on 2017-03-17.
  3. ^ a b 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. ^ a b c d Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 5.5. ISBN 1-4398-5511-0.
  5. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0024». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  6. ^ Sigma-Aldrich Co., Aluminum chloride.
  7. ^ a b c 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, AlBr3 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. ^ a b c d 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. ^ a b c Olah, G. A., ed. (1963). Friedel-Crafts and Related Reactions. Vol. 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). 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. ^ a b «List of Minerals». www.ima-mineralogy.org. International Mineralogical Association. March 21, 2011.
  23. ^ «Cadwaladerite». www.mindat.org.
  24. ^ Aluminum Chloride. solvaychemicals.us

External links[edit]

  • International Chemical Safety Card 1125
  • Index of Organic Synthesis procedures that utilize AlCl3
  • The period 3 chlorides
  • MSDS Archived 2011-07-22 at the Wayback Machine
  • Government of Canada Fact Sheets and Frequently Asked Questions: Aluminum Salts
Источник
Хлорид алюминия
Гексагидрат хлорида алюминия
Хлорид алюминия: вид молекулы
Общие
Систематическое наименование трихлоралюмин, трихлоралюминий, алюминия трихлорид
Традиционные названия хлористый алюминий
Химическая формула AlCl3
Физические свойства
Состояние (ст. усл.) белые или бледно-желтые гигроскопичные твердые тела
Молярная масса (ангидрид) 133.34 г/моль

(гексагидрат) 241.43 г/моль
Плотность (ангидрид) 2.48 г/см³

(гексагидрат) 1.3 г/см³
Термические свойства
Температура плавления (ангидрид) 192.4 °C
Температура кипения (гексагидрат) 120 °C
Химические свойства
Растворимость в воде (0 °C) 43.9 г/100 мл

(10 °C) 44.9 г/100 мл

(20 °C) 45.8 г/100 мл

(30 °C) 46.6 г/100 мл

(40 °C) 47.3 г/100 мл

(60 °C) 48.1 г/100 мл

(80 °C) 48.6 г/100 мл (100 °C) 49 г/100 мл
Растворимость в остальных веществах растворим в хлороводороде, этиловом спирте, хлороформе; слабо растворим в бензоле г/100 мл
Структура
Координационная геометрия октаэдрическая (линейные)

четырехгранная (жидкость)
Кристаллическая структура моноклинная
Классификация
Рег. номер CAS 7446-70-0,

10124-27-3 (гексагидрат)
SMILES Cl[Al](Cl)Cl
RTECS BD0530000
Безопасность
ЛД50 ангидрид; крысы, орально: 380 мг/кг

гексагидрат; крысы, орально: 3311 мг/кг
Токсичность Hazard C.svg

Хлорид алюминия (хлористый алюминий) — соль алюминия и соляной кислоты. Химическая формула — AlCl3.

Свойства

При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C). В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H2O при 25 °C); вследствие гидролиза дымит во влажном воздухе, выделяя HCl. Из водных растворов выпадает кристаллогидрат AlCl3· 6H2O — желтовато-белые расплывающиеся кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле — 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне, дихлорэтане, диэтиленгликоле, нитробензоле, тетрахлоруглероде и др.); однако практически не растворяется в бензоле и толуоле.

Получение

Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl2 и CO на обезвоженный каолин или боксит в шахтных печах:

Al2O3 + ЗСО + ЗСl2 → 2AlCl3 + 3CO2

При температуре в 900 °C трихлорид бора и фосфид алюминия дают на выходе фосфид бора и хлорид алюминия:

~mathrm{BCl_3+AlP xrightarrow{900^oC} BP+AlCl_3}

Также есть и другие способы получения хлорида алюминия:

Al + FeCl3 → AlCl3 + Fe
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
3CuCl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Cu↓
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑

Применение

Безводный хлорид алюминия образует продукты присоединения со многими неорганическими (например, NH3, H2S, SO2) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl3 как катализатора при переработке нефти и при органических синтезах (например, реакция Фриделя — Крафтса). Гексагидрат и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов и пр.

Источник

Формула хлорида алюминия

Определение и формула хлорида алюминия

Химическая формула хлорида алюминия

Формула – AlCl_3

Молярная масса равна 133,34 г/моль.

Физические свойства – расплывающиеся на воздухе бесцветные или белые гексагональиые кристаллы с плотностью 2,44 г/см^3, температура плавления 192,6^{circ} C. В слоистой кристаллической решетке каждый атом алюминия гексакоординирован, а каждый атом хлора двухкоординирован. Обладает высокой летучестью. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе.

Кристаллогидрат хорошо растворяется в холодной воде, происходит гидролиз по катиону.

Известен его минерал — хлоралюминит (гидрат).

Химические свойства хлорида алюминия

  • В расплавленном состоянии
    (под давлением), в парах или
    бензольном растворе хлорид алюминия состоит из димерных молекул A1_2C1_6, при температуре от 440^{circ} C до 800^{circ} C, равновесие смещается в сторону AlCl_3:

        [ 2AlCl_3_{(solid)} rightleftharpoons Al_2Cl_6_{(gas)} ]

  • Разлагается горячей водой:

        [ AlCl_3 + 3H_2O = Al(OH)_3 downarrow + 3HCl uparrow ]

  • Взаимодействует с щелочами с образованием белого гидроксида алюминия или координационного соединения в случае концентрированного раствора основания:

        [ AlCl_3 + 3NaOH = Al(OH)_3 downarrow + 3NaCl ]

        [ AlCl_3 + 4NaOH = Na[Al(OH)_4] + 3NaCl ]

  • Взаимодействует с гидратом аммиака в некотором роде подобным образом как и с щелочами:

        [ AlCl_3 + 3(NH_3 cdot H_2O) = Al(OH)_3 downarrow + 3NH_4Cl ]

        [ AlCl_3 + 3(NH_3 cdot H_2O) = AlO(OH) downarrow + 3NH_4Cl + H_2O ]

  • Реагирует с боргидридом натрия:

        [ AlCl_3 + 3Na[BH_4] = Al[BH_4]_3 + 3NaCl ]

Получение

Хлорид алюминия производится в больших масштабах с помощью экзотермической реакции металлического алюминия с хлором или хлористым водородом при температуре от 650^{circ} C до 750^{circ} C:

    [ 2Al + 3Cl_2 rightarrow 2 AlCl_3 ]

    [ 2 Al + 6 HCl rightarrow 2 AlCl_3 + 3 H_2 ]

Применение

AlCl_3, вероятно, является наиболее часто используемой и одной из самых сильных кислот Льюиса. Он находит применение в химической промышленности в качестве катализатора для реакции Фриделя-Крафтса, такой как ацилирование и алкилирование. Важным продуктом является этилбензол. Он также находит применение при полимеризации и в реакциях изомеризации углеводородов.

Кристаллогидрат алюминия является общим компонентом в дезодорантах в небольших концентрациях.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник

Хлорид алюминия

Общие
Систематическое наименование (b)

трихлоралюмин, трихлоралюминий, алюминия трихлорид
Традиционные названия хлористый алюминий
Хим. формула (b) AlCl₃

Физические свойства
Состояние (b) белые или бледно-желтые гигроскопичные твердые кристаллы
Молярная масса (b) (ангидрид) 133.34 г/моль (b)

(гексагидрат) 241,43
Плотность (b) (ангидрид) 2,48 г/см³

(гексагидрат) 1,3 г/см³

Термические свойства
Т. плав. (b) (ангидрид) 192,4 ℃
Т. кип. (b) (гексагидрат) 120 ℃

Химические свойства
Растворимость (b) в воде (0 °C) 43,9 г/100 мл

(10  °C) 44,9 г/100 мл

(20 °C) 45,8 г/100 мл

(30 °C) 46,6 г/100 мл

(40 °C) 47,3 г/100 мл

(60 °C) 48,1 г/100 мл

(80 °C) 48,6 г/100 мл (100 °C) 49 г/100 мл
Растворимость (b) в остальных веществах растворим в хлороводороде (b) , этиловом спирте (b) , хлороформе (b)
слабо растворим в бензоле (b)

Структура
Координационная геометрия (b) октаэдрическая (линейные)

четырехгранная (жидкость)
Кристаллическая структура (b) моноклинная сингония (b)

Классификация
Номер CAS (b) 7446-70-0
PubChem (b) 24012
ChemSpider (b) 22445
Номер EINECS 231-208-1
RTECS (b) BD0530000
ChEBI 30114
DrugBank (b) DB11081
Номер ООН (b) 3264

SMILES (b)

[Al](Cl)(Cl)Cl

InChI (b)

InChI=1S/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3

Безопасность
ЛД50 (b) ангидрид
крысы, перорально: 380 мг/кг

гексагидрат
крысы, орально: 3,311 г/кг
Токсичность (b)
NFPA 704 four-colored diamond

0

3

2

COR
Приводятся данные для стандартных условий (25 ℃, 100 кПа), если не указано иное.

Хлори́д алюми́ния (хлористый алюминий) — неорганическое соединение (b) , соль (b) алюминия (b) и соляной кислоты (b) с химической формулой AlCl3.

Свойства

В безводном виде бесцветные кристаллы, дымящие вследствие гидролиза (b) во влажном воздухе, выделяя HCl (b) [1]. При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C).

В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H2O при 25 °C). Из водных растворов выпадает виде кристаллогидрата (b)  — желтовато-белые расплывающиеся на воздухе кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле (b)  — 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне (b) , 1,2-дихлорэтане (b) , этиленгликоле (b) , нитробензоле (b) , тетрахлоруглероде (b) и др.); практически не растворяется в бензоле (b) и толуоле (b) .

Быстро гидролизуется в горячей воде:

Получение

Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl2 (b) и CO (b) на обезвоженный каолин (b) или боксит (b) в шахтных печах[1]:

При температуре в 900 °C трихлорид бора (b) и фосфид алюминия (b) образуют фосфид бора (b) и хлорид алюминия:

Также есть и другие способы получения хлорида алюминия:

Применение

Безводный хлорид алюминия образует аддукты (b) со многими неорганическими (например, NH3 (b) , H2S (b) , SO2 (b) ) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры (b) и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl3 как катализатора (b) при переработке нефти (b) и при органических синтезах (b) (например, реакция Фриделя — Крафтса (b) )[1].

Хлорид алюминия и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов (b) и пр.[1]

Токсичность и безопасность

Хлорид алюминия токсичен при попадании в организм, а также обладает коррозионной активностью.

Примечания

  1. 1 2 3 4 Данилов, 1988.

Литература

  • Данилов В. П. Алюминия хлорид // Химическая энциклопедия (b)  : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц (b) . — М.: Советская энциклопедия (b) , 1988. — Т. 1: А — Дарзана. — С. 122. — 623 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-008-8.
Перейти к шаблону «Соединения алюминия» 

Соединения алюминия (b) *
Интерметаллиды
  • Алюминийнеодим (b) (NdAl)
  • Алюминийдинеодим (b) (AlNd2)
  • Алюминийтринеодим (b) (AlNd3)
  • Алюминийникель (b) (NiAl)
  • Алюминийдиниобий (b) (Nb2Al)
  • Алюминийтриниобий (b) (Nb3Al)
  • Алюминийпалладий (b) (AlPd)
  • Алюминийдипалладий (b) (AlPd2)
Оксиды, гидроксиды
  • Гидроксид алюминия (b) (Al(OH)3)
  • Метагидроксид алюминия (b) (AlO(OH))
  • Монооксид алюминия (b) (AlO)
  • Оксид алюминия (b) (Al2O3)
  • Оксинитрид алюминия (b) (AlON)
Соли
  • Арсенат алюминия (b) (AlAsO4)
  • Ацетат алюминия (b) (Al(CH3COO)3)
  • Молибдат алюминия (b) (Al2(MoO4)3)
  • Нитрат алюминия (b) (Al(NO3)3)
  • Силикат алюминия (b) (Al2O3·SiO2)
  • Сульфат алюминия (b) (Al2(SO4)3)
  • Сульфат алюминия-аммония (b) (NH4Al(SO4)2)
  • Сульфат алюминия-калия (b) (KAl(SO4)2)
  • Сульфат алюминия-натрия (b) (NaAl(SO4)2)
  • Сульфат алюминия-рубидия (b) (RbAl(SO4)2)
  • Сульфат алюминия-таллия (b) (TlAl(SO4)2)
  • Сульфат алюминия-цезия (b) (CsAl(SO4)2)
  • Фосфат алюминия (b) (AlPO4)
  • Хлорат алюминия (b) (Al(ClO3)3)
Алюминаты
  • Алюминаты кальция (b) (mCaO·nAl2O3)
  • Алюминат лития (b) (LiAlO2)
  • Алюминат натрия (b) (NaAlO2)
  • Гексафтороалюминат аммония (b) ((NH3)3[AlF6])
  • Гексафтороалюминат натрия (b) (Na3[AlF6])
  • Тетрагидридоалюминат натрия (b) (Na[AlH4])
  • Тетрагидридоалюминат калия (b) (K[AlH4])
  • Тетрагидридоалюминат цезия (b) (Cs[AlH4])
Галогениды
  • Бромид алюминия (b) (AlBr3)
  • Иодид алюминия (b) (AlI3)
  • Монофторид алюминия (b) (AlF)
  • Монохлорид алюминия (b) (AlCl)
  • Трифторид алюминия (b) (AlF3)
  • Хлорид алюминия (b) (AlCl3)
Металлоорганические
соединения
  • Триизобутилалюминий (b) (Al(C4H9)3)
  • Триметилалюминий (b) (Al(CH3)3)
  • Трифенилалюминий (b) (Al(C6H5)3)
  • Триэтилалюминий (b) (Al(C2H5)3)
Соединения
с неметаллами
  • Антимонид алюминия (b) (AlSb)
  • Арсенид алюминия (b) (AlAs)
  • Диборид алюминия (b) (AlB2)
  • Додекаборид алюминия (b) (AlB12)
  • Карбид алюминия (b) (Al4C3)
  • Нитрид алюминия (b) (AlN)
  • Селенид алюминия (b) (Al2Se3)
  • Сульфид алюминия (b) (Al2S3)
  • Фосфид алюминия (b) (AlP)
Гидриды
  • Алюмогидрид кальция (b) (Ca[AlH4]2)
  • Алюмогидрид лития (b) (LiAlH4)
  • Гидрид алюминия (b) (AlH3)
Другие
  • Алюмосиликаты (b)
Источник

Поиск химических веществ по названиям или формулам.

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

Введите часть названия или формулу для поиска:

Языки:

По умолчанию |

Все возможные |

Из списка

|
Применить к найденному

Хлорид алюминия

Брутто-формула:
AlCl3

CAS# 7446-70-0

Категории:
Неорганические соли

PubChem CID: 24012
| ChemSpider ID: 22445
| CHEBI:30114

Названия

Русский:

Хлорид алюминия [Wiki]
алюминия трихлорид
трихлоралюмин
трихлоралюминий
хлористый алюминий

English:

ALUMINUM CHLORIDE
Aluminium chloride [Wiki]
Aluminium trichloride(IUPAC)
Aluminum trichloride
Aluminumchloride (8CI)
EINECS:231-208-1
Trichloroaluminum
aluminium(III) chloride
trichloroalumane(IUPAC)

Варианты формулы:

AlCl3

Al(+3)Cl(-1)3

Cl-Al<`|Cl>-Cl

ClAl<|Cl>/Cl

Вещества, имеющие отношение…

Анион:
Хлориды

Химический состав

Реакции, в которых участвует Хлорид алюминия

  • AlCl3 + 3NaOH -> Al(OH)3″|v» + 3NaCl

  • {M}{X}3 + 3{R}OH -> {M}(OH)3″|v» + 3{R}{X}
    , где M =
    Al Cr Fe Ti La; X =
    Cl F Br I; R =
    Li Na K Rb Cs NH4

  • Al(OH)3 + 3H{X} -> Al{X}3 + 3H2O
    , где X =
    F Cl Br I (NO3)

  • {M}2O3 + 6H{X} = 2{M}{X}3 + 3H2O
    , где M =
    Fe Al Cr La Sc Y; X =
    F Cl Br I (NO3)

  • AlCl3 + 3K «T»-> 3KCl + Al

И ещё 22 реакции…

Источник

Хлорид алюминия
Систематическое наименование

трихлоралюмин, трихлоралюминий, алюминия трихлорид
Традиционные названия хлористый алюминий
Хим. формула AlCl₃
Состояние белые или бледно-желтые гигроскопичные твердые кристаллы
Молярная масса (ангидрид) 133.34 г/моль

(гексагидрат) 241,43
Плотность (ангидрид) 2,48 г/см³

(гексагидрат) 1,3 г/см³
Т. плав. (ангидрид) 192,4 ℃
Т. кип. (гексагидрат) 120 ℃
Растворимость в воде (0 °C) 43,9 г/100 мл

(10  °C) 44,9 г/100 мл

(20 °C) 45,8 г/100 мл

(30 °C) 46,6 г/100 мл

(40 °C) 47,3 г/100 мл

(60 °C) 48,1 г/100 мл

(80 °C) 48,6 г/100 мл (100 °C) 49 г/100 мл
Растворимость в остальных веществах растворим в хлороводороде, этиловом спирте, хлороформе
слабо растворим в бензоле
Координационная геометрия октаэдрическая (линейные)

четырехгранная (жидкость)
Кристаллическая структура моноклинная сингония
Номер CAS 7446-70-0
PubChem 24012
ChemSpider 22445
Номер EINECS 231-208-1
RTECS BD0530000
ChEBI 30114
DrugBank DB11081
Номер ООН 3264
ЛД50 ангидрид
крысы, перорально: 380 мг/кг

гексагидрат
крысы, орально: 3,311 г/кг
Токсичность
Приводятся данные для стандартных условий (25 ℃, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорид алюминия (хлористый алюминий) — неорганическое соединение, соль алюминия и соляной кислоты с химической формулой AlCl3.

Хлорид алюминия

Свойства

В безводном виде бесцветные кристаллы, дымящие вследствие гидролиза во влажном воздухе, выделяя HCl[1]. При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C).

В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H2O при 25 °C). Из водных растворов выпадает в виде кристаллогидрата AlCl3·6H2O — желтовато-белые расплывающиеся на воздухе кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле — 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне, 1,2-дихлорэтане, этиленгликоле, нитробензоле, тетрахлоруглероде и др.); практически не растворяется в бензоле и толуоле.

Хлорид алюминия

Получение

Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl2 и CO на обезвоженный каолин или боксит в шахтных печах:

 Al2O3 + 3 CO + 3 Cl2 → 2 AlCl3 + 3 CO2

При температуре в 900 °C трихлорид бора и фосфид алюминия образуют фосфид бора и хлорид алюминия:

 BCl3 + AlP →900oC BP + AlCl3

Также есть и другие способы получения хлорида алюминия:

 Al + FeCl3 → AlCl3 + Fe
 Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O
 3 CuCl2 + 2 Al → 2 AlCl3 + 3 C u
 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Применение

Безводный хлорид алюминия образует аддукты со многими неорганическими (например, NH3, H2S, SO2) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl3 как катализатора при переработке нефти и при органических синтезах (например, реакция Фриделя — Крафтса).

Гексагидрат хлорида алюминия и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов и пр.

Хлорид алюминия

Токсичность и безопасность

Хлорид алюминия токсичен при попадании в организм, а также обладает коррозионной активностью.

Источник

Содержание

  1. Свойства
  2. Получение
  3. Применение
  4. Токсичность и безопасность

Хлорид алюминия — неорганическое соединение, соль алюминия и соляной кислоты с химической формулой AlCl3.

Хлорид алюминия

AlCl3.png

Общие
Систематическое наименование

трихлоралюмин, трихлоралюминий, алюминия трихлорид
Традиционные названия хлористый алюминий
Хим. формула AlCl₃

Физические свойства
Состояние белые или бледно-желтые гигроскопичные твердые кристаллы
Молярная масса (ангидрид) 133.34 г/моль

(гексагидрат) 241,43

Плотность (ангидрид) 2,48 г/см³

(гексагидрат) 1,3 г/см³

Термические свойства
Т. плав. (ангидрид) 192,4 ℃
Т. кип. (гексагидрат) 120 ℃

Химические свойства
Растворимость в воде (0 °C) 43,9 г/100 мл

(10  °C) 44,9 г/100 мл

(20 °C) 45,8 г/100 мл

(30 °C) 46,6 г/100 мл

(40 °C) 47,3 г/100 мл

(60 °C) 48,1 г/100 мл

(80 °C) 48,6 г/100 мл (100 °C) 49 г/100 мл

Растворимость в остальных веществах растворим в хлороводороде, этиловом спирте, хлороформе
слабо растворим в бензоле

Структура
Координационная геометрия октаэдрическая (линейные)

четырехгранная (жидкость)

Кристаллическая структура моноклинная сингония

Классификация
Номер CAS 7446-70-0
PubChem 24012
ChemSpider 22445
Номер EINECS 231-208-1
RTECS BD0530000
ChEBI 30114
DrugBank DB11081
Номер ООН 3264

SMILES

[Al](Cl)(Cl)Cl

InChI

1S/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3

Безопасность
ЛД50 ангидрид
крысы, перорально: 380 мг/кг

гексагидрат
крысы, орально: 3,311 г/кг

Токсичность

Hazard T.svg
Hazard C.svg

Приводятся данные для стандартных условий (25 ℃, 100 кПа), если не указано иное.

Свойства

В безводном виде бесцветные кристаллы, дымящие вследствие гидролиза во влажном воздухе, выделяя HCl. При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C).

В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H2O при 25 °C). Из водных растворов выпадает в виде кристаллогидрата AlCl3·6H2O — желтовато-белые расплывающиеся на воздухе кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле — 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне, 1,2-дихлорэтане, этиленгликоле, нитробензоле, тетрахлоруглероде и др.); практически не растворяется в бензоле и толуоле.

Получение

Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl2 и CO на обезвоженный каолин или боксит в шахтных печах:

При температуре в 900 °C трихлорид бора и фосфид алюминия образуют фосфид бора и хлорид алюминия:

Также есть и другие способы получения хлорида алюминия:

{mathsf {Al+FeCl_{3}rightarrow AlCl_{3}+Fe}}
{mathsf {Al(OH)_{3}+3HClrightarrow AlCl_{3}+3H_{2}O}}
{mathsf {3CuCl_{2}+2Alrightarrow 2AlCl_{3}+3Cu}}
{mathsf {2Al+6HClrightarrow 2AlCl_{3}+3H_{2}}}

Применение

Безводный хлорид алюминия образует аддукты со многими неорганическими (например, NH3, H2S, SO2) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl3 как катализатора при переработке нефти и при органических синтезах (например, реакция Фриделя — Крафтса).

Гексагидрат хлорида алюминия и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов и пр.

Токсичность и безопасность

Хлорид алюминия токсичен при попадании в организм, а также обладает коррозионной активностью.

Источник

  • Как пишется хвостик или хвостик
  • Как пишется хлопочущий или хлопочащий
  • Как пишется хвост по английски
  • Как пишется хлоднокровный или хладнокровный
  • Как пишется хвоинки правильно хвоинки