Aluminiumchlorid

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Kristallstruktur
Kristallgitter des Aluminiumchlorids
__ Al3+     __ Cl
Raumgruppe

C2/m (Nr. 12)

Allgemeines
Name Aluminiumchlorid
Andere Namen
  • Aluminiumtrichlorid
  • Aluminium(III)-chlorid
Verhältnisformel AlCl3
CAS-Nummer 7446-70-0
PubChem 24012
Kurzbeschreibung

weißer bis gelblicher Feststoff[1] mit stechendem Geruch

Arzneistoffangaben
Wirkstoffklasse

Adstringens

Eigenschaften
Molare Masse 133,34 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,44 g·cm−3[2]

Sublimationspunkt

180 °C (262 °C Zersetzung)[2]

Löslichkeit

450 g·l−1 in Wasser (Zersetzung[2])

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP)[4], ggf. erweitert[3]
05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 314
P: 280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​309+310 [3]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [5] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [6]
Ätzend
Ätzend
(C)
R- und S-Sätze R: 34
S: (1/2)​‐​7/8​‐​28​‐​45
Toxikologische Daten

3450 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[2]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−704 kJ·mol−1[7]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Aluminiumchlorid ist eine anorganische chemische Verbindung; es ist das Chlorid des Aluminiums mit der Summenformel AlCl3.

Synthese[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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

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

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:

beziehungsweise:

Für die großtechnische Herstellung von Aluminiumchlorid werden aufgrund der hohen Aggressivität der beteiligten Reaktanten emaillierte Rührbehälter verwendet.

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Kristallstruktur von AlCl3 in Polyederansicht
Strukturformel des Dimeren von Aluminiumchlorid (Gasphase)

Aluminiumchlorid bildet farblose, hexagonale Kristalle (monokline Kristallstruktur, Raumgruppe C2/m (Raumgruppen-Nr. 12), a = 5,914 Å, b = 10,234 Å, c = 6,148 Å, β = 108,25°[8]). Es ist in vielen organischen Lösungsmitteln löslich. Das meist auf Grund von Verunreinigungen mit Eisenchloriden hellgelbe Pulver wirkt stark hygroskopisch. In feuchter Luft raucht es wegen teilweiser Hydrolyse zu Chlorwasserstoff und Aluminiumoxidchlorid. In Wasser löst es sich unter starker Erwärmung unter Bildung des Hexahydrats. In unpolaren Lösungsmitteln, flüssiger Phase sowie im Dampfzustand tritt Aluminiumchlorid in einer dimeren Form als Cl2AlCl2AlCl2 auf, in dem das Aluminiumatom tetraedrisch koordiniert ist (analog zum Aluminiumbromid). Im festen Zustand liegt ein Ionengitter vor, in dem das Aluminiumion 6-fach durch Cl koordiniert ist. Beim Schmelzen bricht das Ionengitter unter Bildung des Dimeren zusammen. Da dieses kovalent aufgebaut ist, leitet flüssiges Aluminiumchlorid den elektrischen Strom nur schlecht.[9]

Aluminiumchlorid wird als der Grenzfall zwischen Molekül und Ion angesehen, es hat eine ΔEN von 1,55 (nach Pauling). Damit sollte es sich eigentlich um eine polare Atombindung handeln.

Reaktionsverhalten[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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

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

Beim Entwässern des Hexahydrates durch Erhitzen entsteht unter Freisetzung von Wasser und Chlorwasserstoff das Aluminiumoxid.[10]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Probe von Aluminiumtrichlorid-Hexahydrat.

Das Hexahydrat des Aluminiumchlorids findet auf Grund seiner stark adstringierenden Wirkung in der Textil- und Seifenindustrie Verwendung, wo es unter anderem der Herstellung von antiseptischen Mitteln oder Deodorants dient. Weiterhin wirkt es als starke Lewis-Säure sowie in der organischen Synthese (hier meist wasserfrei) als Katalysator bei Dehydrierungen, Polymerisationen und Friedel-Crafts-Reaktionen (Friedel-Crafts-Alkylierung, Friedel-Crafts-Acylierung). Außerdem wird es als Halogenüberträger und Kondensationsmittel verwendet.

Gegen leichte Entzündungen im Rachenraum werden Aluminiumchlorid- oder Aluminiumchlorat-haltige Lösungen zum Gurgeln angeboten. Es ist in Apotheken und Drogerien frei verkäuflich.

Handelspräparate[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Monopräparate

AHC20 (CH), AHC30 (CH), Everdry (D), Gargarisma zum Gurgeln (D), Mallebrin (D), Never-Sweat (D), Odaban (GB), Seven days (D), Sweat Protect (D), Yerka (D), Purax (D)

Siehe auch[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Eintrag zu Aluminiumchlorid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 11. November 2014.
  2. a b c d Datenblatt Aluminiumchlorid (PDF) bei Merck, abgerufen am 24. April 2010.
  3. a b Eintrag zu Aluminiumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. Juli 2016 (JavaScript erforderlich).
  4. Eintrag zu Aluminium chloride im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  5. Für Stoffe ist seit dem 1. Dezember 2012, für Gemische seit dem 1. Juni 2015 nur noch die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung gültig. Die EU-Gefahrstoffkennzeichnung ist daher nur noch auf Gebinden zulässig, welche vor diesen Daten in Verkehr gebracht wurden.
  6. Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7446-70-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  7. PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, S. 116.
  8. S.I. Troyanov: Crystal structures of titanium tetrachloroaluminate Ti(AlCl4)2 and refinement of AlCl3 crystal structure. In: Russian Journal of Inorganic Chemistry, 1992, 37, S. 266–272.
  9. Greenwood, Earnshaw, Die Chemie der Elemente, 1990, Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-26169-7.
  10. Jander, G.; Blasius, E.: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 12. Auflage, S. Hirzel Verlag Leipzig 1982, S. 275.