Chlorure d'aluminium 405443 31171531 2008-06-30T19:25:37Z Epop 399359 DL50 http://de.wikipedia.org/wiki/Aluminiumchlorid {| width="300" border="1" cellpadding="2" cellspacing="0" align="right" |+ <font size="+1">'''Propriétés'''</font> |----- colspan="2" align="center" <!-- INSERT PICTURE HERE --> |align="center" colspan="2" | [[image:aluminium_chloride.jpg|250px]] |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Général''' |----- | Nom: | chlorure d'aluminium (III) |----- | Autres noms: | trichlorure d'aluminium |----- | [[Formule chimique]] || AlCl<sub>3</sub> |----- | Apparence || solide jaune pâle |----- | Structure cristalline || réseau hexacoordiné |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Propriétés physiques''' |----- | [[Masse moléculaire]] || 133,34 g/mol (anhydre) |----- | [[Température de fusion]] | 463 [[kelvin|K]] (190 °C [[Degré Celsius|°C]])<br/> sous une [[pression]] de 2,5 atm |----- | [[Température d'ébulition]] | 351 [[kelvin|K]] (178 °C [[Degré Celsius|°C]]) ([[sublimation (physique)|sublimation]] |----- | [[Densité]] | 2,40×10³ [[kilogramme|kg]]/[[mètre|m]]³<br/> |----- | [[Solubilité]] dans l'[[eau]] ||43.9 g/100 ml (0°C), 44.9 g/100 ml (10°C), 45.8 g/100 ml (20°C)<br />46.6 g/100 ml (30°C)<br />47.3 g/100 ml (40°C)<br />48.1 g/100 ml (60°C)<br />48.6 g/100 ml (80°C)<br />49 g/100 ml (100°C) |----- | [[Solubilité]] dans d'autres [[solvant]]s : [[éthanol]]<br/>[[chloroforme]]<br/>[[tétrachlorure de carbone|CCl<sub>4</sub>]]<br/>[[éther diéthylique|éther]] | <br/>100 g/100 ml (12,5 °C)<br/>0,07 g/100 ml (20 °C)<br/>soluble<br/>soluble |----- |----- | [[Température d'auto-inflammation]] || NA |----- |----- | [[Point d'éclair]] || NA |----- |----- | [[Limites d'explosivité dans l'air]] | NA |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Thermochimie''' |----- | [[Enthalpie standard de formation|Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>gas</sub>]] | ? [[joule (unité)|kJ]]/[[Mole (unité)|mol]] |----- | Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>liquide</sub> | ? kJ/mol |----- | Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>solide</sub> | ? kJ/mol |----- | [[Entropie molaire standard|S<sup>0</sup><sub>gaz, 1 bar</sub>]] | ? J/mol·K |----- | S<sup>0</sup><sub>liquide, 1 bar</sub> | ? J/mol·K |----- | S<sup>0</sup><sub>solid</sub> || ? J/mol·K |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Précautions''' |----- | Ingestion || |----- | Inhalation || |----- | Peau || |----- | Yeux || |----- | Autre infos: || corrosif |----- {{Chimiebox DL50| 3450 mg/kg }} ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | <font size="-1">Unités du [[Système international|SI]] & [[conditions normales de température et de pression|CNTP]], sauf indication contraire.</font> |} Le '''chlorure d'aluminium''' (AlCl<sub>3</sub>) est un [[sel (chimie)|sel]] d'[[aluminium]] et de [[chlore]]. La forme anhydre possède une structure particulière : bien qu'étant un [[halogénure]] d'un [[métal]] très [[électronégativité|électropositif]], les [[liaison chimique|liaisons chimiques]] sont principalement [[liaison covalente|covalentes]] (et non pas [[liaison ionique|ioniques]] comme on pourrait s'y attendre. Cela a notamment pour conséquence qu'AlCl<sub>3</sub> possède des températures de fusion et de sublimation basses (178 °C pour cette dernière), et qu'à l'état [[liquide]] il [[conductivité électrique|conduit]] mal l'[[électricité]] contrairement aux [[halogénure]]s [[liaison ionique|ioniques]] comme le [[chlorure de sodium]]. Ce composé existe à l'[[état solide]] sous la forme d'un réseau hexacoordiné. Il [[fusion (physique)|fond]] en formant un dimère tétracoordiné, Al<sub>2</sub>Cl<sub>6</sub> qui peut se [[Vaporisation|vaporiser]], mais qui se dissocie à température plus élevée pour former une espèce AlCl<sub>3</sub> analogue à [[trifluorure de bore|BF<sub>3</sub>]]. Le chlorure d'aluminium est très déliquescent, et il peut exploser au contact de l'[[eau]] sous l'effet de l'[[hydratation]]. Il s'[[hydrolyse]] partiellement en présence d'[[eau]] pour former du [[chlorure d'hydrogène]] et/ou de l'[[acide chlorhydrique]]. En [[solution aqueuse]], AlCl<sub>3</sub> est totalement [[ion]]isé et la solution conduit bien le [[courant électrique]]. Cette solution est [[acide]]. De manière simplifiée, la réaction du chlorure d'aluminium avec l'eau s'écrit : [[Image:Al_ion_hydrolysis.gif|250px]] AlCl<sub>3</sub> est probablement l'[[acide de Lewis]] le plus couramment utilisé et parmi les plus puissants. Ce composé possède de très nombreuses applications dans l'[[industrie]] chimique, notamment comme [[catalyse]]ur pour les [[Réaction de Friedel-Crafts|réactions de Friedel et Crafts]], à la fois l'[[alkylation]] et l'[[acylation]]. Il est également utilisé pour des réactions de [[polymérisation]] ou d'[[isomérisation]] de [[composé organique|composés organiques]]. Il existe également un sel de chlorure d'aluminium (I) (AlCl), mais il est très instable et n'est connu qu'à l'état [[gaz]]eux. == Propriétés physico-chimiques == À l'état solide, le chlorure d'aluminium cristallise suivant la structure type [[yttrium|Y]][[chlore|Cl<sub>3</sub>]], avec les ions Al<sup>3+</sup> formant un réseau cubique à faces centrées. Le chlorure d'aluminium est un [[acide de Lewis]] puissant, capable de réagir selon des réactions acide-base de Lewis avec des [[base de Lewis|bases de Lewis]] même faibles comme la [[benzophénone]] ou le [[mésitylène]]. En présence d'un [[ion]] [[chlorure]], il réagit pour former AlCl<sub>4</sub><sup>-</sup>. L'[[hydrolyse]] partielle en présence d'[[eau]] forme du [[chlorure d'hydrogène]] et/ou de l'[[acide chlorhydrique]]. Les solutions aqueuses de chlorure d'aluminium se comportent de la même manière que les solutions d'autres [[sel (chimie)|sels]] contenant des ions Al<sup>3+</sup> hydratés. Par exemple, mis en présence de la quantité appropriée de [[soude]], il forme un [[précipité]] gélatineux d'[[hydroxyde d'aluminium]] : AlCl<sub>3</sub>(aq) + 3 [[soude|NaOH]](aq) → [[hydroxyde d'aluminium|Al(OH)<sub>3</sub>]](s) + 3 [[chlorure de sodium|NaCl]](aq) == Préparation == Le chlorure d'aluminium est produit industriellement par la réaction directe des éléments [[aluminium]] et [[chlore]]. :2 Al + 3 Cl<sub>2</sub> → 2 AlCl<sub>3</sub> Ou à partir d'aluminium et d'[[acide chlorhydrique]] :2 Al + 6 HCl → 2 AlCl<sub>3</sub> + 3 H<sub>2</sub> Cette réaction est exothermique. == Utilisations == La principale utilisation du chlorure d'aluminium concerne la fabrication de composés par la [[Réaction de Friedel-Crafts|réaction de Friedel et Crafts]] dont il est un [[catalyse|catalyseur]], par exemple la fabrication d'[[anthraquinone]] (pour l'industrie de la [[teinture]]) à partir du [[benzène]] et du [[phosgène]]. Au cours de la [[Réaction de Friedel-Crafts|réaction de Friedel et Crafts]], un [[chlorure d'acyle]] ou un [[halogénure d'alkyle]] réagit avec un [[composé aromatique]] suivant : [[Image:AlCl3_FriedelCrafts(fr).gif|300px]] Avec les dérivés du [[benzène]], le produit principal de la réaction est l'[[isomère]] para. La réaction d'alkylation posant de nombreux problèmes, elle est moins largement utilisée que la réaction d'acylation. Dans les deux cas, le chlorure d'aluminium (ou l'appareillage utilisé) ne doit pas être totalement anhydre, des traces d'humidité étant nécessaires pour la mise en œuvre de la réaction. L'un des problèmes de la [[Réaction de Friedel-Crafts|réaction de Friedel et Crafts]] est que le [[catalyse|catalyseur]] (chlorure d'aluminium), doit être présent en quantité [[stoechiométrie|stoechiométrique]] pour que la réaction soit totale, parce qu'il forme un [[complexe (chimie)|complexe]] stable avec le produit. Cette particularité le rend très difficile à [[recyclage|recycler]], si bien qu'ils doive être détruit après usage ce qui génère une quantité importante d'effluents corrosifs. Pour cette raison, les chimistes étudient la possibilité d'utiliser des catalyseurs plus neutres vis-à-vis de l'environnement tels que le trifluorométhanesulfonate d'[[ytterbium]] (III) ou le trifluorométhanesulfonate de [[dysprosium]] (III) qui sont plus coûteux mais peuvent être recyclés. Le chlorure d'aluminium peut également être utilisé dans des réactions d'insertion de fonctions [[aldéhyde]]s dans des noyaux [[composé aromatique|aromatiques]], par exemple suivant une [[réaction de Gatterman-Koch]] qui utilise du [[monoxyde de carbone]], du [[chlorure d'hydrogène]] et du [[chlorure de cuivre (I)]] comme co-catalyseur : [[Image:AlCl3_formylation(fr).gif|300px]] Le chlorure d'aluminium a de nombreuses autres applications en [[chimie organique]]. Il [[catalyse]] par exemple la [[réaction de Diels-Alder]], comme pour l'addition de 3-butèn-2-one sur le carbone : [[Image:AlCl3_ene_rxn(fr).gif|400px]] AlCl<sub>3</sub> est également utilisé dans des réactions de [[polymérisation]] ou d'[[isomérisation]] de [[composé organique|composés organiques]]. Les applications importantes concernent notamment la fabrication d'[[éthylbenzène]] (utilisé pour fabriquer le [[styrène]] puis le [[polystyrène]]), et la production de [[dodécylbenzène]] (utilisé pour fabriquer des [[détergent]]s). == Sécurité == AlCl<sub>3</sub> peut provoquer une explosion s'il est mis en contact avec une [[base (chimie)|base]] ou de l'[[eau]]. C'est un réactif à manier avec précautions, en utilisant des gants et des lunettes de sécurité. Il doit être manipulé sous une hotte. Lorsqu'il est manipulé à l'air humide, le chlorure d'aluminium absorbe rapidement l'humidité pour devenir hautement [[acide]], et il attaque rapidement un grand nombre de matériaux dont notamment l'[[acier inoxydable]] et le [[caoutchouc (matériau)|caoutchouc]]. * R: 34 (provoque des [[brûlure]]s) * S: 1 (conserver sous clef) * S: 2 (conserver hors de la portés des [[enfant]]s) * S: 7 (conserver le récipient bien fermé) * S: 8 (conserver le récipient à l'abri de l'humidité) * S: 28 (après contact avec la [[peau]], se laver immédiatement et abondamment avec (précisé par le fabricant)) * S: 45 (en cas d'[[accident]] ou de [[malaise]], consulter immédiatement un [[médecin]] (si possible lui montrer l'étiquette) == L'hexahydrate de chlorure d'aluminium == ''<big>'''H<sub>12</sub> <math>Al Cl_3 O_6</math>'' </big><br><br> Ce produit, stable, n'est pas agressif pour la peau ; il entre même dans la composition de topiques cutanés en dermatologie (voir [[hyperhidrose]]) Principaux synonymes : <br> *Nom français = Trichlorure d'aluminium hexahydraté, *Nom anglais = Aluminum trichloride hexahydrate. == Références == # N. N. Greenwood, A. Earnshaw, ''Chemistry of the Elements'', Pergamon Press, Oxford, UK, 1984. # ''Handbook of Chemistry and Physics'', 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990. # G. A. Olah (ed.), ''Friedel-Crafts and Related Reactions'', Vol. 1, Interscience, New York, 1963. # L. G. Wade, ''Organic Chemistry'', 5th edition, Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, USA, 2003. # P. Galatsis, in: ''Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents'', (H. J. Reich, J. H. Rigby, eds.), pp12-15, Wiley, New York, 1999. # B. B. Snider, ''Accounts of Chemical Research'' '''13''', 426 (1980). {{portail chimie}} [[Catégorie:Réactif pour la chimie organique]] [[catégorie:Composé de l'aluminium]] [[catégorie:Halogénure de métal]] [[catégorie:Chlorure|Aluminium, chlorure de]] {{Lien BA|en}} [[af:Aluminiumtrichloried]] [[ar:كلوريد ألومنيوم]] [[de:Aluminiumchlorid]] [[en:Aluminium chloride]] [[it:Cloruro di alluminio]] [[ja:塩化アルミニウム]] [[ku:Bafûnklorîd]] [[nl:Aluminiumchloride]] [[pl:Chlorek glinu]] [[pt:Cloreto de alumínio]] [[ru:Хлорид алюминия (III)]] [[sl:Aluminijev klorid]] [[sr:Алуминијум хлорид]] [[zh:氯化铝]]