Chlorure d'aluminium

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chlorure d'aluminium(III)
AlCl3.png
Chlorure d'aluminium.PNGAluminium chloride.jpg
Identification
Synonymes

trichlorure d'aluminium

No CAS 7446-70-0
No EINECS 231-208-1
Code ATC D10AX01
Apparence solide jaune pâle
Propriétés chimiques
Formule brute AlCl3  [Isomères]
Masse molaire[1] 133,341 ± 0,006 g/mol
Al 20,23 %, Cl 79,76 %,
Propriétés physiques
fusion 463 K (190 °C)
sous une pression de 2,5 atm
ébullition 351 K (178 °C) (sublimation
Solubilité dans l'eau :
439 g·l-1 (°C),
449 g·l-1 (10 °C),
458 g·l-1 (20 °C)
466 g·l-1 (30 °C)
473 g·l-1 (40 °C)
481 g·l-1 (60 °C)
486 g·l-1 (80 °C)
490 g·l-1 (100 °C).
éthanol : 1 000 g·l-1 (12,5 °C).
chloroforme : 0,7 g·l-1 (20 °C).
CCl4 : soluble.
éther : soluble
Masse volumique 2,40×10³ kg/m³
Point critique 26,3 bar, 346,85 °C [2]
Cristallographie
Système cristallin réseau hexacoordiné
Symbole de Pearson mC16\, [3]
Classe cristalline ou groupe d’espace C2/m (n°12) [3]
Strukturbericht D015 [3]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Corrosif
C



NFPA 704

Symbole NFPA 704

SGH[4]
SGH05 : Corrosif
Danger
H314,
Écotoxicologie
DL50 3 450 mg·kg-1
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure d'aluminium (AlCl3) aussi appelé trichlorure d’aluminium, ou chlorure d'aluminium(III), est un sel d'aluminium et de chlore. La forme anhydre possède une structure particulière : bien qu'étant un halogénure d'un métal très électropositif, les liaisons chimiques sont principalement covalentes et non pas ioniques comme on pourrait s'y attendre. Cela a notamment pour conséquence qu'AlCl3 possède des températures de fusion et de sublimation basses (178 °C pour cette dernière), et qu'à l'état liquide il conduit mal l'électricité contrairement aux halogénures ioniques comme le chlorure de sodium. Ce composé existe à l'état solide sous la forme d'un réseau hexacoordiné. Il fond en formant un dimère tétracoordiné, Al2Cl6 qui peut se vaporiser, mais qui se dissocie à température plus élevée pour former une espèce AlCl3 analogue à BF3.

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 (acide chlorhydrique). En solution aqueuse, AlCl3 est totalement ionisé et la solution conduit bien le courant électrique. Cette solution est acide. De manière simplifiée, le cation produit par la réaction du chlorure d'aluminium avec l'eau s'écrit :

Équation bilan de l'hydrolyse du chlorure d'aluminium

AlCl3 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 catalyseur pour les 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 composés organiques.

Il existe également un chlorure d'aluminium(I) (AlCl), mais il est très instable et n'est connu qu'à l'état gazeux.

Propriétés physico-chimiques[modifier | modifier le code]

À l'état solide, le chlorure d'aluminium cristallise suivant la structure type YCl3, avec les ions Al3+ 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 bases de Lewis même faibles comme la benzophénone ou le mésitylène. En présence d'un ion chlorure, il réagit pour former AlCl4-.

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 sels contenant des ions Al3+ hydratés. Par exemple, mis en présence de la quantité appropriée de soude, il forme un précipité gélatineux d'hydroxyde d'aluminium :

AlCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → Al(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)

Structure cristalline[modifier | modifier le code]

A l'état solide, le chlorure d'aluminium cristallise dans une structure type RhCl3, de groupe d'espace monoclinique C 2/m [5]. Ses paramètres de maille sont a = 5,914 Å, b = 10,234 Å et c = 6,148 Å avec β = 108,25 °. Dans la maille, l'aluminium occupe la position de Wyckoff 4g (y = 0.166) et le chlore les positions 4i (x = 0.215 et z = 0.226) et 8j (x = 0.252, y = 0.321, z = 0.225). La structure obtenue est une structure en feuillets dans le plan (a, c), l'aluminium étant placé au centre d'octaèdres d'aluminium, et en nid d'abeille dans le plan (a, b).

AlCl3, structure en feuillets, l'aluminium est situé ici au centre du polyèdre de coordination formé par les ions chlorures
AlCl3, structure en nid d'abeille, l'aluminium est situé ici au centre du polyèdre de coordination formé par les ions chlorures

Préparation[modifier | modifier le code]

Le chlorure d'aluminium est produit industriellement par la réaction directe des éléments aluminium et chlore.

2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3

Ou à partir d'aluminium et d'acide chlorhydrique

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Cette réaction est exothermique.

Utilisations[modifier | modifier le code]

La principale utilisation du chlorure d'aluminium concerne la fabrication de composés par la réaction de Friedel et Crafts dont il est un 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 et Crafts, un chlorure d'acyle ou un halogénure d'alkyle réagit avec un composé aromatique suivant :

Équations-bilans des deux étapes d'une alkylation de Friedel-Crafts

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 et Crafts est que le catalyseur (chlorure d'aluminium), doit être présent en quantité stœchiométrique pour que la réaction soit totale, parce qu'il forme un complexe stable avec le produit. Cette particularité le rend très difficile à recycler, si bien qu'ils doivent 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 aldéhydes dans des noyaux 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 :

Équation-bilan d'une acylation d'un composé aromatique

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 carvone :

Équation-bilan de l'addition de la 3-butène-2-one sur le carvone

AlCl3 est également utilisé dans des réactions de polymérisation ou d'isomérisation de 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 détergents).

Sécurité[modifier | modifier le code]

AlCl3 peut provoquer une explosion s'il est mis en contact avec une 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.

L'hexahydrate de chlorure d'aluminium[modifier | modifier le code]

H12 Al Cl3 O6

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 :

  • Nom français = Trichlorure d'aluminium hexahydraté,
  • Nom anglais = Aluminum trichloride hexahydrate.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Références[modifier | modifier le code]

  1. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, UK, 1984.
  2. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  3. G. A. Olah (ed.), Friedel-Crafts and Related Reactions, Vol. 1, Interscience, New York, 1963.
  4. L. G. Wade, Organic Chemistry, 5th edition, Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, USA, 2003.
  5. 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.
  6. B. B. Snider, Accounts of Chemical Research 13, 426 (1980).
  1. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
  3. a, b et c « The AlCl3 (D015) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le 17 décembre 2009)
  4. Numéro index 013-003-00-7 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  5. S.I. Troyanov, Zhurnal Neorganicheskoi Khimii 37, 266 (1992)