Χλωριούχο αργίλιο
| Χλωριούχο αργίλιο | |
|---|---|
| |
| |
| Γενικά | |
| Όνομα IUPAC | Χλωριούχο αργίλιο |
| Άλλες ονομασίες | χλωριούχο αλουμίνιο, τριχλωριούχο αργίλιο |
| Χημικά αναγνωριστικά | |
| Χημικός τύπος | AlCl3 |
| Μοριακή μάζα | 133,34 amu (άνυδρο) 241,43 amu (ένυδρο) |
| Αριθμός CAS | 7446-70-0 (άνυδρο) 10124-27-3 (ένυδρο) |
| SMILES | Cl[Al](Cl)Cl |
| InChI | 1S/Al.3ClH/h;3*1H/q+3;;;/p-3 |
| Αριθμός RTECS | BD0530000 |
| Αριθμός UN | LIF1N9568Y |
| PubChem CID | 25147460 |
| ChemSpider ID | 22445 |
| Δομή | |
| Κρυσταλλική δομή στερεού |
μονοκλινές, mS16 |
| Φυσικές ιδιότητες | |
| Σημείο τήξης | 192,4 °C (άνυδρο) 100 °C (ένυδρο) |
| Σημείο βρασμού | 120 °C (ένυδρο) |
| Πυκνότητα | 2,48 gr/cm3 (άνυδρο) 1,3 gr/cm3 (ένυδρο) |
| Διαλυτότητα στο νερό |
43,9 gr/100 ml (0 °C) 45,8 gr/100 ml (20 °C) 49 gr/100 ml (100 °C) |
| Διαλυτότητα σε άλλους διαλύτες |
διαλυτό στο υδρογόνο, αιθανόλη, χλωροφόρμιο, τετραχλωράνθρακα, ελαφρώς διαλυτό στο βενζόλιο |
| Τάση ατμών | 133,3 Pa (99 °C) 13,3 kPa (151 °C) |
| Εμφάνιση | λευκό ή υποκίτρινο κρυσταλλικό στερεό |
| Χημικές ιδιότητες | |
| Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa). | |
Το χλωριούχο αργίλιο είναι ανόργανη χημική ένωση με χημικό τύπο AlCl3. Είναι η κύρια χημική ένωση των στοιχείων Αργίλιο (αλουμίνιο) και χλώριο. Είναι λευκό κρυσταλλικό στερεό, αλλά τα δείγματά του έχουν συχνά κίτρινο χρώμα επειδή περιέχουν ίχνη τριχλωριούχου σιδήρου. Το χλωριούχο αργίλιο τήκεται και βράζει σε σχετικώς χαμηλές θερμοκρασίες. Παράγεται και καταναλώνεται από τον άνθρωπο κυρίως κατά τη διαδικασία παραγωγής αλουμινίου, αλλά μεγάλες ποσότητες χρησιμοποιούνται και σε άλλες δραστηριότητες της χημικής βιομηχανίας. Το AlCl3 αναφέρεται συχνά ως οξύ κατά Lewis. Αποτελεί παράδειγμα ανόργανης ενώσεως που «πυρολύεται» σε μέτρια θερμοκρασία, μεταβαλλόμενο αντιστρεπτά από διμερές σε μονομερές.
Δομή
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το άνυδρο AlCl3
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το AlCl3 λαμβάνει τρεις διαφορετικές δομές ανάλογα με τη θερμοκρασία και την κατάσταση (στερεό ή υγρό). Το στερεό χλωριούχο αργίλιο αποτελείται από φυλλοειδείς πυκνές κυβικές διαστρωματώσεις. Σε αυτή τη δομή τα άτομα Al επιδεικνύουν οκταεδρική μοριακή γεωμετρία. Σε τήγμα η ένωση έχει τη μορφή διμερούς: Al2Cl6. Αυτή η μεταβολή στη δομή σχετίζεται με τη μικρότερη πυκνότητα του υγρού (1,78 gr/cm3 έναντι 2,48 του στερεού). Τα διμερή Al2Cl6 υπάρχουν και ως ατμοί. Σε υψηλότερες θερμοκρασίες, τα διμερή διίστανται σε τριγωνικά επίπεδα μόρια AlCl3, που είναι δομικώς ανάλογα με αυτά του BF3. Το υγρό χλωριούχο αργίλιο δεν είναι τόσο καλός αγωγός του ηλεκτρισμού[1] όσο άλλα αλογονίδια, όπως το χλωριούχο νάτριο.
Το ένυδρο AlCl3
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Η ένυδρη μορφή της ουσίας περιέχει 6 μόρια νερού ανά μόριο AlCl3 , αποτελούμενη από οκταεδρικά κέντρα [Al(H2O)6]3+ και εξισορροπούντα ιόντα χλωρίου, που συνδέονται με το κατιόν με δεσμούς υδρογόνου.[2]
Αντιδράσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το άνυδρο χλωριούχο αργίλιο είναι ένα ισχυρό οξύ κατά Lewis, ικανό για αντιδράσεις προσθήκης ακόμα και με ασθενείς βάσεις κατα Lewis, όπως η διφαινυλμεθανόνη και το μεσιτυλένιο.[3] Με παρουσία ιόντων χλωρίου, σχηματίζει τετραχλωροαργιλικά ανιόντα AlCl4−.
Το χλωριούχο αργίλιο αντιδρά με τα υδρίδια του ασβεστίου και του μαγνησίου μέσα σε τετραϋδροφουράνιο, σχηματίζοντας τετραϋδροαργιλικές ενώσεις.
Αντιδράσεις με νερό
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το χλωριούχο αργίλιο είναι πολύ υγροσκοπικό. Αχνίζει σε υγρό αέρα και συρίζει όταν αναμιγνύεται με υγρό νερό, καθώς τα ιόντα χλωρίου αντικαθίστανται από μόρια νερού στο κρυσταλλικό πλέγμα για να σχηματίσουν την ένυδρη μορφή [Al(H2O)6]Cl3 (επίσης λευκή έως υποκίτρινη στο χρώμα). Η άνυδρη μορφή δεν μπορεί να ανακτηθεί με θέρμανση, καθώς χάνεται HCl, αφήνοντας υδροξείδιο του αργιλίου ή αλουμίνα (οξείδιο του αργιλίου):
- Al(H2O)6Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O
Με ισχυρή θέρμανση (περίπου 400 °C), σχηματίζεται οξείδιο του αργιλίου από το υδροξείδιο του αργιλίου:
- 2 Al(OH)3 → Al2O3 + 3 H2O
Τα υδατικά διαλύματα του AlCl3 είναι ιοντικά, και επομένως καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Τέτοια διαλύματα είναι όξινα, κάτι που δείχνει τη μερική υδρόλυση του ιόντος Al3+. Οι σχετικές αντιδράσεις μπορούν να περιγραφούν απλουστευμένα ως εξής:
- [Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H+
Τα υδατικά διαλύματα συμπεριφέρονται παρόμοια με άλλα άλατα του αλουμινίου που περιέχουν ένυδρα ιόντα Al3+ , δίνοντας ένα ζελατινώδες ίζημα υδροξειδίου του αργιλίου όταν αντιδρούν με αραιό υδροξείδιο του νατρίου:
- AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl
Σύνθεση
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το χλωριούχο αργίλιο παρασκευάζεται σε βιομηχανική κλίμακα με την εξώθερμη αντίδραση μεταλλικού αλουμινίου με χλώριο ή υδροχλώριο σε θερμοκρασίες μεταξύ 650 και 750 °C:
- 2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3
- 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Το AlCl3 μπορεί επίσης να παραχθεί με αντίδραση απλής αντικαταστάσεως από χλωριούχο χαλκό και μεταλλικό αλουμίνιο:
- 2Al +3 CuCl2 →2AlCl3 + 3Cu
Περίπου 21 χιλιάδες τόνοι χλωριούχου αργιλίου παράχθηκαν στις ΗΠΑ το 1993, χωρίς να συμπεριλάβουμε τις ποσότητες που καταναλώθηκαν στην παραγωγή αλουμινίου.[4]
Το ένυδρο χλωριούχο αργίλιο παρασκευάζεται με τη διάλυση οξειδίων του αργιλίου σε υδροχλωρικό οξύ. Το μεταλλικό αλουμίνιο επίσης αντιδρά εύκολα με τo υδροχλωρικό οξύ, εκλύοντας αέριο υδρογόνο και αρκετή θερμότητα, αλλά με λίγο παρισσότερη θέρμανση το ένυδρο χλωριούχο αργίλιο διασπάται σε υδροξείδιο του αργιλίου:
- Al(H2O)6Cl3 → Al(OH)3 + 3 HCl + 3 H2O
Το αργίλιο σχηματίζει και ένα άλλο χλωρίδιο, το μονοχλωριούχο αργίλιο (AlCl), αλλά αυτή είναι μία πολύ ασταθής ένωση και υπάρχει μόνο στην αέρια φάση.
Χρήσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Για το άνυδρο χλωριούχο αργίλιο
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το AlCl3 βρίσκει εφαρμογή στη χημική βιομηχανία ως καταλύτης για αντιδράσεις Friedel-Crafts, τόσο ακυλιώσεως, όσο και αλκυλιώσεως. Σημαντικά προϊόντα που προκύπτουν από αυτές είναι κάποια απορρυπαντικά και αιθυλοβενζόλιο. Χρησιμεύει επίσης σε αντιδράσεις πολυμερισμού και ισομερισμού υδρογονανθράκων.
Αντίδραση Friedel-Crafts με χλωριούχο αργίλιο είναι και η σύνθεση ανθρακινόνης (για τη βιομηχανία χρωστικών) από βενζόλιο και φωσγένιο. Οι αντιδράσεις αλκυλιώσεως χρησιμοποιούνται ευρύτερα από τις αντιδράσεις ακυλιώσεως, παρότι είναι απαιτητικότερες από τεχνικής πλευράς επειδή είναι βραδύτερες. Για αμφότερες τις κατηγορίες αντιδράσεων, το χλωριούχο αργίλιο, τα υπόλοιπα υλικά και ο εξοπλισμός πρέπει να είναι ξηρά, αν και ίχνη υγρασίας είναι απαραίτητα για την αντίδραση. Γενικό πρόβλημα με την αντίδραση Friedel-Crafts είναι ότι ο καταλύτης χλωριούχου αργιλίου απαιτείται κάποιες φορές σε ακριβείς στοιχειομετρικές ποσότητες, επειδή συμπλέκεται ισχυρά με τα προϊόντα. Αυτή η ιδιότητα δημιουργεί κάποτε μεγάλες ποσότητες διαβρωτικών παραπροϊόντων. Για αυτούς και παρόμοιους λόγους, έχουν αναζητηθεί φιλικότεροι προς το περιβάλλον καταλύτες και η χρήση του χλωριούχου αργιλίου σε μερικές εφαρμογές αντικαθίσταται από ζεόλιθους.
Το AlCl3 μπορεί να χρησιμοποιηθεί επίσης για την εισαγωγή αλδεϋδικών ομάδων σε αρωματικούς δακτυλίους, π.χ. με την αντίδράση Gattermann-Koch, που χρησιμοποιεί μονοξείδιο του άνθρακα, υδροχλώριο και μονοχλωριούχο χαλκό ως συγκαταλύτη.[5]
Υπάρχουν πολλές και ποικίλες άλλες εφαρμογές του χλωριούχου αργιλίου στην οργανική χημεία.[6] Για παράδειγμα, μπορεί να καταλύσει την «αντίδραση Alder-ene», όπως είναι η προσθήκη βουτενόνης σε καρβόνη[7]:
Το AlCl3 χρησιμοποιείται επίσης ευρύτατα για αντιδράσεις πολυμερισμού και ισομερισμού υδρογονανθράκων, με σημαντικά παραδείγματα την παραγωγή αιθυλοβενζολίου, από το οποίο παράγεται στυρένιο και από αυτό το πολυστυρένιο, καθώς και την παραγωγή δωδεκυλοβενζολίου, το οποίο χρησιμεύει στην παραγωγή απορρυπαντικών.
Το χλωριούχο αργίλιο μαζί με αλουμίνιο και με την παρουσία ενός αρενίου μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τη σύνθεση διαρενικών μεταλλικών συμπλόκων, π.χ. του διβενζολιοχρωμίου, από κάποια αλογονίδια μετάλλων («σύνθεση Fischer-Hafner»).
Για το ένυδρο χλωριούχο αργίλιο
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το ένυδρο χλωριούχο αργίλιο έχει λίγες εφαρμογές, αλλά το χλωρυδρικό αργίλιο, δηλαδή άλατα με χημικό τύπο της μορφής AlnCl(3n-m)(OH)m , είναι συνηθισμένο συστατικό αποσμητικών σε μικρές συγκεντρώσεις.[4]
Συμμετρία και διπολική ροπή
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το χλωριούχο αργίλιο ανήκει στη σημειακή ομάδα D3h στη μονομερή μορφή του και στην D2h στη διμερή μορφή του. Ωστόσο, αμφότερες έχουν μηδενική διπολική ροπή, επειδή οι διπολικές ροπές του δεσμού αλληλοαναιρούνται.
Ασφάλεια
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το άνυδρο AlCl3 αντιδρά έντονα με βάσεις, οπότε χρειάζονται κατάλληλες προφυλάξεις. Αυτούσιο, μπορεί να προκαλέσει ερεθισμό στα μάτια, στο δέρμα, και στο αναπνευστικό σύστημα (αν το εισπνεύσουμε).[8]
Επίσης, το χλωριούχο αργίλιο έχει νευροτοξική δράση.[9][10][11][12]
Παραπομπές
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- ↑ N.N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Οξφόρδη 1984.
- ↑ Andress, K.R. και Carpenter, C.: "Kristallhydrate. II.Die Struktur von Chromchlorid- und Aluminiumchloridhexahydrat" Zeitschrift für Kristallographie, Kristallgeometrie, Kristallphysik, Kristallchemie, 1934, τόμος 87, σσ. 446-463.
- ↑ G.A. Olah (ed.): Friedel-Crafts and Related Reactions, τόμ. 1, John Wiley & Sons Interscience, Νέα Υόρκη 1963.
- ↑ 4,0 4,1 Otto Helmboldt, L. Keith Hudson, Chanakya Misra, Karl Wefers, Wolfgang Heck, Hans Stark, Max Danner, Norbert Rösch: "Aluminum Compounds, Inorganic" στην Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2007, Wiley-VCH, Weinheim.
- ↑ L.G. Wade: Organic Chemistry, 5η έκδοση, Prentice Hall, New Jersey 2003.
- ↑ P. Galatsis στο Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents, (H.J. Reich, J.H. Rigby, επιμ.), σσ. 12–15, Wiley, Νέα Υόρκη 1999.
- ↑ B.B. Snider (1980). «Lewis-acid catalyzed ene reactions». Acc. Chem. Res. 13 (11): 426. doi:.
- ↑ «Αρχειοθετημένο αντίγραφο» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 22 Ιουλίου 2011. Ανακτήθηκε στις 24 Ιανουαρίου 2017.
- ↑ «A morphological analysis of the motor neuron degeneration and microglial reaction in acute and chronic in vivo aluminum chloride neurotoxicity». J. Chem. Neuroanat. 17 (4): 207–15. Ιανουάριος 2000. doi:. PMID 10697247.
- ↑ «Cholinergic and noradrenergic toxicity of intraventricular aluminum chloride in the rat hippocampus». Brain Res. 498 (2): 381–4. Οκτώβριος 1989. doi:. PMID 2790490.
- ↑ «Aluminum-induced acute cholinergic neurotoxicity in rat». Mol. Chem. Neuropathol. 17 (1): 79–89. Αύγουστος 1992. doi:. PMID 1388451.
- ↑ Banks, W.A.; Kastin, A.J. (1989). «Aluminum-induced neurotoxicity: alterations in membrane function at the blood–brain barrier». Neurosci Biobehav Rev 13 (1): 47–53. doi:. PMID 2671833. https://archive.org/details/sim_neuroscience-and-biobehavioral-reviews_spring-1989_13_1/page/47.
