Chlorure d'aluminium

chlorure d'aluminium (III)
Général
Synonymes	trichlorure d'aluminium
No CAS	7446-70-0
No EINECS	231-208-1
Apparence	solide jaune pâle
Propriétés chimiques
Formule brute	AlCl3  [Isomères]
Masse molaire[1]	133,341 ± 0,006 g·mol-1 Al 20,23 %, Cl 79,76 %,
Propriétés physiques
T° fusion	463 K (190 °C) sous une pression de 2,5 atm
T° ébullition	351 K (178 °C) (sublimation
Solubilité	dans l'eau : 439 g·l-1 (0 °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	[3]
Classe cristalline ou groupe d’espace	C2/m (n°12) [3]
Strukturbericht	D015 [3]
Précautions
Directive 67/548/EEC
C
Numéro index : 013-003-00-7 Symboles : C : Corrosif Phrases R : R34 : Provoque des brûlures. Phrases S : S28 : Après contact avec la peau, se laver immédiatement et abondamment avec … (produits appropriés à indiquer par le fabricant). S45 : En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si possible, lui montrer l’étiquette). (S1/2) : Conserver sous clef et hors de portée des enfants. S7/8 : Conserver le récipient bien fermé et à l’abri de l’humidité.
Phrases R : 34,
Phrases S : (1/2), 7/8, 28, 45,
NFPA 704
0 3 2 W
SGH[4]
Danger H314, H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires
Écotoxicologie
DL50	3 450 mg·kg-1
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure d'aluminium (AlCl₃) 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 et/ou de l'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 :

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

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)

Préparation

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

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 :

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 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 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 :

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 :

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

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

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

• Polychlorure d'aluminium

Références

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).

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