Aluminiumchlorid , auch bekannt als Aluminiumtrichlorid , ist eine anorganische Verbindung mit der Formel AlCl₃ . Es bildet ein Hexahydrat mit der Formel [Al(H₂O ) ₆ ] Cl₃ , das sechs Hydratwassermoleküle enthält . Sowohl die wasserfreie Form als auch das Hexahydrat sind farblose Kristalle, jedoch sind Proben häufig mit Eisen(III)-chlorid verunreinigt , was ihnen eine gelbe Farbe verleiht.

Die wasserfreie Form ist von wirtschaftlicher Bedeutung. Sie besitzt einen niedrigen Schmelz- und Siedepunkt. Hauptsächlich wird sie bei der Aluminiumherstellung eingesetzt, findet aber auch in anderen Bereichen der chemischen Industrie Verwendung. [ 8 ] Die Verbindung wird häufig als Lewis-Säure bezeichnet . Es handelt sich um eine anorganische Verbindung , die bei moderaten Temperaturen reversibel vom Polymer zum Monomer übergeht.

Struktur

Abbildung von Strukturen aus Aluminiumchlorid

Wasserfrei

AlCl₃ kann je nach Temperatur und Aggregatzustand (fest, flüssig, gasförmig) drei verschiedene Strukturen annehmen. Festes AlCl₃ besitzt eine schichtartige Struktur mit kubisch dicht gepackten Chloridionen. In dieser Struktur weisen die Al-Zentren eine oktaedrische Koordinationsgeometrie auf . [ 9 ] Yttrium(III)-chlorid besitzt dieselbe Struktur, ebenso wie eine Reihe anderer Verbindungen. Im geschmolzenen Zustand liegt Aluminiumtrichlorid als Dimer ( Al₂Cl₆ , Punktgruppe D₂h ) mit vierfach koordiniertem Aluminium vor. [ 10 ] Diese Strukturänderung hängt mit der geringeren Dichte der flüssigen Phase (1,78 g/cm³ ) im Vergleich zu festem Aluminiumtrichlorid (2,48 g/cm³ ) zusammen . Al₂Cl₆ - Dimere finden sich auch in der Gasphase . Bei höheren Temperaturen dissoziieren die Al₂Cl₆ - Dimere in trigonal-planare AlCl₃ - Monomere ( Punktgruppe D₃h ) [ 10 ] , die strukturell analog zu BF₃ sind . Die Schmelze leitet Strom schlecht [ 11 ] , im Gegensatz zu stärker ionischen Halogeniden wie Natriumchlorid .

Hexahydrat

Das Hexahydrat besteht aus oktaedrischen [Al(H₂O ) ₆ ] ³⁺ - Kationenzentren und Chlorid- Anionen ( Cl⁻ ) als Gegenionen . Wasserstoffbrückenbindungen verbinden die Kationen und Anionen. [ 12 ] Die hydratisierte Form von Aluminiumchlorid besitzt eine oktaedrische Molekülgeometrie, wobei das zentrale Aluminiumion von sechs Wassermolekülen umgeben ist. Aufgrund seiner koordinativen Sättigung ist das Hydrat als Katalysator in der Friedel-Crafts-Alkylierung und verwandten Reaktionen wenig geeignet .

Verwendung

Alkylierung und Acylierung von Arenen

AlCl₃ ist ein gängiger Lewis-Säure- Katalysator für Friedel-Crafts-Reaktionen , sowohl Acylierungen als auch Alkylierungen. [ 13 ] Diese Reaktionstypen sind der Hauptanwendungsbereich für Aluminiumchlorid, beispielsweise bei der Herstellung von Anthrachinon (verwendet in der Farbstoffindustrie ) aus Benzol und Phosgen . [ 11 ] In der allgemeinen Friedel-Crafts-Reaktion reagiert ein Acylchlorid oder Alkylhalogenid mit einem aromatischen System, wie dargestellt: [ 13 ]

Die Alkylierungsreaktion ist weiter verbreitet als die Acylierungsreaktion , obwohl ihre Durchführung technisch anspruchsvoller ist. Für beide Reaktionen müssen das Aluminiumchlorid sowie alle anderen Materialien und die Apparatur trocken sein, obwohl eine geringe Restfeuchte für den Reaktionsablauf notwendig ist. [ 14 ] Ausführliche Verfahren zur Alkylierung [ 15 ] und Acylierung [ 16 ] [ 17 ] von Arenen sind verfügbar .

Ein generelles Problem der Friedel-Crafts-Reaktion besteht darin, dass der Aluminiumchlorid-Katalysator aufgrund seiner starken Komplexbildung mit den Produkten mitunter in stöchiometrischen Mengen benötigt wird. Diese Komplikation führt stets zu einer großen Menge korrosiver Abfälle. Aus diesen und ähnlichen Gründen wurde Aluminiumchlorid selten durch Zeolithe ersetzt . [ 8 ]

Aluminiumchlorid kann auch zur Einführung von Aldehydgruppen in aromatische Ringe verwendet werden , beispielsweise über die Gattermann-Koch-Reaktion , bei der Kohlenmonoxid , Chlorwasserstoff und ein Kupfer(I)-chlorid -Cokatalysator eingesetzt werden . [ 18 ]

Weitere Anwendungen in der organischen und metallorganischen Synthese

Aluminiumchlorid findet eine Vielzahl weiterer Anwendungen in der organischen Chemie . [ 19 ] Beispielsweise kann es die En-Reaktion katalysieren , etwa die Addition von 3-Buten-2-on (Methylvinylketon) an Carvon : [ 20 ]

Es wird zur Induktion verschiedener Kohlenwasserstoffkupplungen und -umlagerungen verwendet. [ 21 ] [ 22 ]

Aluminiumchlorid kann in Kombination mit Aluminium in Gegenwart eines Arens zur Synthese von Bis(aren)-Metallkomplexen, z. B. Bis(benzol)chrom , aus bestimmten Metallhalogeniden mittels Fischer-Hafner-Synthese verwendet werden . Dichlorphenylphosphin wird durch Reaktion von Benzol und Phosphortrichlorid unter Katalyse von Aluminiumchlorid hergestellt . [ 23 ]

Medizinisch

Aluminiumchlorid
Klinische Daten
AHFS / Drugs.comMonographie
Lizenzdaten
Wege der VerabreichungTopisch
ATC-Code
  • Keiner
Kennungen
CompTox Dashboard ( EPA )
ECHA-Infokarte100.028.371
Datenseite
Aluminiumchlorid (Datenblatt)

Topisches Aluminiumchlorid-Hexahydrat wird zur Behandlung von Hyperhidrose (übermäßigem Schwitzen) eingesetzt. [ 24 ] [ 25 ] [ 26 ]

Reaktionen

Wasserfreies Aluminiumchlorid ist eine starke Lewis-Säure [ 10 ] , die selbst mit schwachen Lewis-Basen wie Benzophenon und Mesitylen Lewis-Säure-Base- Addukte bilden kann . [ 13 ] In Gegenwart von Chloridionen bildet es Tetrachloroaluminat ( [AlCl 4 ] − ) .

Aluminiumchlorid reagiert mit Calcium- und Magnesiumhydriden in Tetrahydrofuran unter Bildung von Tetrahydroaluminaten.

Reaktionen mit Wasser

Wasserfreies Aluminiumchlorid ist hygroskopisch und besitzt eine sehr ausgeprägte Affinität zu Wasser. Es raucht in feuchter Luft und zischt beim Mischen mit flüssigem Wasser, da die Cl⁻ - Liganden durch H₂O - Moleküle verdrängt werden und das Hexahydrat [Al(H₂O ) ₆ ] Cl₃ entsteht . Die wasserfreie Phase kann beim Erhitzen des Hexahydrats nicht zurückgewonnen werden. Stattdessen entweicht HCl , und es bleibt Aluminiumhydroxid (Aluminiumoxid) zurück.

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

Wie Metallaquokomplexe ist auch wässriges AlCl 3 aufgrund der Ionisierung der Aquoliganden sauer :

[Al(H 2 O) 6 ] 3+ ⇌ [Al(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ + H +

Wässrige Lösungen verhalten sich ähnlich wie andere Aluminiumsalze , die hydratisierte Al 3+ Ionen enthalten, und ergeben bei der Reaktion mit verdünnter Natronlauge einen gallertartigen Niederschlag von Aluminiumhydroxid :

AlCl 3 + 3 NaOH → Al(OH) 3 + 3 NaCl

Synthese

Aluminiumchlorid wird in großem Maßstab durch die exotherme Reaktion von Aluminiummetall mit Chlor oder Chlorwasserstoff bei Temperaturen zwischen 650 und 750 °C (1202 und 1382 °F) hergestellt. [ 11 ]

2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

Aluminiumchlorid kann durch eine einfache Verdrängungsreaktion zwischen Kupfer(II)-chlorid und Aluminium gebildet werden.

2 Al + 3 CuCl 2 → 2 AlCl 3 + 3 Cu

In den USA wurden 1993 etwa 21.000 Tonnen produziert, die für die Aluminiumproduktion verbrauchten Mengen nicht mitgerechnet. [ 8 ]

Hydratisiertes Aluminiumtrichlorid wird durch Auflösen von Aluminiumoxiden in Salzsäure hergestellt . Metallisches Aluminium löst sich ebenfalls leicht in Salzsäure – dabei wird Wasserstoffgas freigesetzt und beträchtliche Wärme erzeugt. Beim Erhitzen dieses Feststoffs entsteht kein wasserfreies Aluminiumtrichlorid; das Hexahydrat zersetzt sich beim Erhitzen zu Aluminiumhydroxid .

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

Aluminium bildet auch ein niedrigeres Chlorid , Aluminium(I)-chlorid (AlCl), das jedoch sehr instabil ist und nur in der Gasphase bekannt ist. [ 11 ]

Natürliches Vorkommen

Wasserfreies Aluminiumchlorid kommt nicht als Mineral vor. Das Hexahydrat hingegen ist als das seltene Mineral Chloraluminit bekannt. [ 27 ] Ein komplexeres, basisches und hydratisiertes Aluminiumchloridmineral ist Cadwaladerit . [ 28 ] [ 27 ]

Geschichte

Aluminiumchloride waren im 18. Jahrhundert unter verschiedenen Bezeichnungen bekannt, darunter Aluminiumchlorid, Meeralaun, toniges Meersalz [ 29 ] und muriierter Ton [ 30 ] . Die erste chemische Untersuchung erfolgte in den 1830er Jahren [ 31 ] .

Sicherheit

Wasserfreies AlCl 3 ist stark korrosiv und setzt bei Kontakt mit Wasser Salzsäure frei. [ 8 ]

Siehe auch

Referenzen

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