Chlorure d'aluminium

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**Propriétés**
Général

Nom:	chlorure d'aluminium (III)
Autres noms:	trichlorure d'aluminium
Formule chimique	AlCl₃
Apparence	solide jaune pâle
Structure cristalline	réseau hexacoordiné
Propriétés physiques
Masse moléculaire	133,34 g/mol (anhydre)
Température de fusion	463 K (190 °C °C) sous une pression de 2,5 atm
Température d'ébulition	351 K (178 °C °C) (sublimation
Densité	2,40×10³ kg/m³
Solubilité dans l'eau	69,9 g dans 100 ml d'eau (20 °C)
Solubilité dans d'autres solvants : éthanol chloroforme CCl₄ éther	100 g/100 ml (12,5 °C) 0,07 g/100 ml (20 °C) soluble soluble
Température d'auto-inflammation	NA
Point d'éclair	NA
Limites d'explosivité dans l'air	NA
Thermochimie
Δ_fH⁰_gas	? kJ/mol
Δ_fH⁰_liquide	? kJ/mol
Δ_fH⁰_solide	? kJ/mol
S⁰_{gaz, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_{liquide, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_solid	? J/mol·K
Précautions
Ingestion
Inhalation
Peau
Yeux
Autre infos:	corrosif
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 tetracoordiné, 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, 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 sel de chlorure d'aluminium (I) (AlCl), mais il est très instable et n'est connu qu'à l'état gazeux.

[modifier] Propriétés physico-chimiques

À l'état solide, le chlorure d'aluminium cristallise suivant la structure type Y Cl₃, 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/où de l'acide chlorhydrique. Les solutions aqueuses de chlorure d'aluminium se comporte 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)

[modifier] Préparation

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

[modifier] 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 stoechiométrique pour que la réaction soit totale, parce qu'il forme un complexe stable avec le produit. Cette particularité les rend très difficile à recycler, si bien qu'il doit 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 la 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.

[modifier] 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.

R: 34 (provoque des brûlures)
S: 1 (conserver sous clef)
S: 2 (conserver hors de la portés des enfants)
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)

[modifier] 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).