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Aluminiumchlorid



Strukturformel

Dimer des Aluminiumchlorids
Allgemeines
Name Aluminiumchlorid
Andere Namen

Aluminiumtrichlorid

Summenformel AlCl3
CAS-Nummer 7446-70-0[1]
Kurzbeschreibung weiße bis gelbe Kristalle
Eigenschaften
Molare Masse 133,34 g·mol−1[1]
Aggregatzustand fest
Dichte 2,44 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt -
Siedepunkt 180 °C (Sublimation, 262 °C Zersetzung)[1]
Dampfdruck

1 hPa[1] (20 °C)

Löslichkeit

450 g·l−1 in Wasser (Zersetzung[1]); gut löslich in organischen Lösungsmitteln

Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
R- und S-Sätze R: 34
S: (1/2-)7/8-28-45
MAK

nicht angegeben[1]

LD50

3450 mg/kg[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Aluminiumchlorid bildet farblose, hexagonale Kristalle. Es ist in vielen organischen Lösungsmitteln löslich. Das meist durch Verunreinigungen mit Eisenchloriden hellgelbe Pulver wirkt stark hygroskopisch. In feuchter Luft tritt es stark rauchend in Erscheinung. In Lösungsmitteln, flüssiger Phase sowie im Dampfzustand tritt Aluminiumchlorid in einer dimeren Form als Cl2AlCl2AlCl2 auf, in dem das Aluminiumatom vierfach koordiniert ist (analog zum Aluminiumbromid). Im festen Zustand ist im Aluminiumchlorid das Aluminium 6-fach durch Cl- koordiniert.

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Inhaltsverzeichnis

Reaktionsverhalten

In stark exothermer Reaktion kommt Aluminiumchlorid in Wasser in Lösung, wobei eine Hydrolyse in Chloridionen und Hexaaquaaluminiumkomplexe erfolgt:

\mathrm{AlCl_3 + 6 \, H_{2}O \rightarrow [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+} + 3Cl^-}

Diese Hexaaquaionen gehen schließlich in stark sauerer Reaktion in eine Hydroxyverbindung über:

\mathrm{[Al(H_{2}O)_{6}]^{3+} + H_{2}O \rightarrow [Al(H_{2}O)_{5}OH]^{2+} + H_{3}O^+}

Synthese

Wasserhaltiges Aluminiumchlorid (in rhombischen Kristallen auftretendes Hexahydrat AlCl3 · 6H2O) entsteht durch Auflösen von Aluminium in Salzsäure:

\mathrm{2 \ Al + 6 \ HCl + 6 \ H_2O \rightarrow 2 \ AlCl_3 \cdot 6 \ H_2O + 3 \ H_2}

Dieses Hexahydrat kann jedoch nicht entwässert werden, da es sich beim Erhitzen zu Aluminiumhydroxid bzw. Aluminiummetahydroxid und Chlorwasserstoffgas zersetzt:

\mathrm{AlCl_3 \cdot 6 \ H_2O \rightarrow AlO(OH) + 3 \ HCl + 4 \ H_2O}

So muss die Herstellung von wasserfreiem Aluminiumchlorid durch Überleiten von Chlor über Kohlenstoff und Aluminiumoxid bei etwa 800°C oder direkt aus den Elementen erfolgen:

\mathrm{Al_2O_3  + 3 \ C + 3 \ Cl_2 \rightarrow 2 \ AlCl_3 + 3 \ CO}

beziehungsweise :

\mathrm{2 \ Al + 3 \ Cl_2 \rightarrow 2 \ AlCl_3}

Verwendung

Das Hexahydrat des Aluminiumchlorids findet aufgrund seiner stark adstringierenden Wirkung in der Textil- und Seifenindustrie Verwendung, wo es unter anderem der Herstellung von antiseptischen Mitteln oder Deodoranten dient. Weiterhin wirkt es als starke Lewis-Säure sowie in der organischen Synthese als Katalysator bei Dehydrierungen, Polymerisationen und Friedel-Crafts-Reaktionen (Friedel-Crafts-Alkylierung, Friedel-Crafts-Acylierung). Außerdem wird es als Halogenüberträger und Kondensationsmittel verwendet. Im Bereich der Wasserchemie findet es als Primärflockungs- und Fällungsmittel (z.B. für Phosphate in Kläranlagen) Anwendung. Zudem kann Aluminiumchlorid in bestimmten Konzentrationen durch lokales Auftragen gegen übermäßiges Schwitzen benutzt werden. Gegen leichte Entzündungen im Rachenraum werden Aluminiumchloridhaltige Lösungen zum Gurgeln angeboten.

Besonderheit

Aluminiumchlorid wird als der Grenzfall zwischen Molekül und Ion angesehen, es hat eine delta-EN von 1,55 (nach Pauling). Damit sollte es sich eigentlich um eine polare Atombindung handeln. Man bekommt es in Apotheken.

Quellen

  1. a b c d e f g h Sicherheitsdatenblatt (Merck)
 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Aluminiumchlorid aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
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