# Laboratorio di chimica in casa/Cloruro di alluminio

Ammonio: NH$_4$HSO$_4$ · (NH$_4$)$_2$S · NH$_4$HS · (NH$_4$)$_2$CO$_3$ · NH$_4$HCO$_3$ · (NH$_4$)$_3$PO$_4$ · (NH$_4$)$_2$HPO$_4$ · NH$_4$H$_2$PO$_4$
Sodio: Na$_2$O · Na$_2$SO$_4$ · NaHSO$_4$ · NaNO$_3$ · Na$_2$S · NaHS · Na$_3$PO$_4$ · Na$_2$HPO$_4$ · NaH$_2$PO$_4$ · NaAlO$_2$
Ferro: FeO · Fe$_2$O$_3$ · Fe(OH)$_2$ · Fe(OH)$_3$ · FeCl$_2$ · FeCl$_3$ · Fe$_2$(SO$_4$)$_3$ · Fe(NO$_3$)$_3$ · FeS · Fe$_2$S$_3$ · FeCO$_3$ · Fe$_2$(CO$_3$)$_3$ · Fe$_3$(PO$_4$)$_2$ · FePO$_4$
Rame: Cu$_2$O · CuO · Cu(OH)$_2$ · [Cu(NH$_3$)$_4$](OH)$_2$ · CuCl · CuCl$_2$ · Cu(NO$_3$)$_2$ · Cu$_2$S · CuS · CuCO$_3$ · Cu$_3$(PO$_4$)$_2$
Alluminio: · Al$_2$O$_3$ · Al(OH)$_3$ · AlCl$_3$ · Al$_2$(SO$_4$)$_3$ · Al(NO$_3$)$_3$ · Al$_2$S$_3$ · Al$_2$(CO$_3$)$_3$ · AlPO$_4$
Stagno: SnO · SnO$_2$ · Sn(OH)$_2$ · SnCl$_2$ · SnCl$_4$ · SnSO$_4$ · Sn(NO$_3$)$_2$ · SnS · SnS$_2$ · SnCO$_3$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_2$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_4$
Piombo: PbO · Pb(OH)$_2$ · PbCl$_2$ · PbSO$_4$ · Pb(NO$_3$)$_2$ · PbS · PbCO$_3$ · Pb$_3$(PO$_4$)$_2$
Nonmetalli: CO · CCl$_4$ · CS$_2$ · H$_2$S · SO$_2$ · SO$_3$ · SCl$_2$ · S$_2$Cl$_2$ · N$_2$H$_4$ · N$_2$O · NO · N$_2$O$_3$ · NO$_2$ · N$_2$O$_5$ · NOCl · HI
Cloruro di alluminio
Massa molecolare: 133,34 g/mol Solubilità in acqua: 458 g/l (20 °C)
Altri solventi: etanolo, cloroformio, tetracloruro di carbonio, HCl$_{(aq)}$.
Temperatura di fusione: 192 °C
Temperatura e prodotti di decomposizione: 900 °C - AlCl + Cl$_2$
Massa molecolare: 241,43 g/mol
Temperatura di fusione: 100 °C Temperatura di deidratazione: ?
Il cloruro di alluminio è il sale dell'alluminio e dell'acido cloridrico. È un acido di Lewis. Le sue soluzioni acquose sono di colore trasparente. Talvolta è giallo aranciato quando è contaminato con tracce di ferro.

## Sintesi principale

Il miglior modo di ottenere tricloruro di alluminio è facendo reagire direttamente acido cloridrico ed alluminio.
Al + 3 HCl → AlCl$_3$ + 3/2 H$_2$
La reazione va però controllata, perché man mano che questa procede la temperatura dell'acqua aumenta rapidissimamente, e con essa anche la velocità della reazione, accelerandola istante per istante, e se durante il primo minuto si osservano solo qualche bollicina, un minuto dopo l'acqua inizia a bollire all'interno del barattolo.
Così, la reazione va eseguita con non più di un foglio di carta di alluminio e in un recipiente di vetro riempito solo per metà. Poco prima che inizi a bollire, questo va immerso in un recipiente pieno d'acqua in modo che si raffreddi e che la velocità di reazione si stabilizzi. Va inoltre ricordato che man mano che l'acqua si scalda evapora anche parte dell'acido cloridrico discioltovi, quindi la reazione va fatta all'aperto, con piccole quantità di materiale o mettendo il contenitore della reazione a galleggiare in una bacinella piena d'acqua. All'inizio l'HCl impiegherà un po' per intaccare la carta di alluminio, ma poco a poco si osserveranno delle bollicine formarsi attorno alla pellicola metallica. La carta di alluminio inizierà quindi a galleggiare e a muoversi nel recipiente. Quando la formazione di bollicine procederà a velocità moderata il metallo si vedrà ricoperto di buchi neri causati dal cloruro di alluminio che staccandosi dal metallo lo espone all'acqua che lo corrode poco prima di legarsi all'acido della soluzione, creando le macchioline grigio-nere di idrossido di alluminio. La soluzione rimarrà incolore fin quando rimarrà a bassa temperatura, poi procedendo inizierà a tingersi di nero, sempre a causa dell'idrossido di alluminio e da interi brandelli di alluminio che si staccano dal foglio, che ormai è diventato scuro, opaco e sbrindellato. Prima di terminare la reazione va aggiunto dell'altro alluminio fin quando l'acido non si esaurisce. Dopo che la reazione sarà conclusa, la soluzione rimarrà incolore per un certo lasso di tempo, fin quando nella sua parte alta si osserverà una banda di colore giallo-verdognolo che diventa sempre più larga di ora in ora, mentre sul fondo e sulle pareti del recipiente si saranno depositate delle sottilissime scaglie di allumina trasparente (Al$_2$O$_3$) e del materiale nero. Questa va quindi filtrata e messa ad asciugare nell'asciugatoio posto sopra ad un termosifone (non sul fornello, altrimenti si idrolizzerà, dando Al(OH)$_3$ e HCl gassoso) o lasciata in una bottiglia etichettata.

## Sintesi alternative

AlCl$_3$ è il prodotto di molteplici reazioni di doppio scambio:
Al(OH)$_3$ + 3 HCl → AlCl$_3$ + 3 H$_2$O
In questo caso si ha la produzione di AlCl$_3$ puro in soluzione acquosa;
3 PbCl$_2$ + Al$_2$(SO$_4$)$_3$ → 3 PbSO$_4$↓ + 2 AlCl$_3$
La soluzione contenente i prodotti fatti reagire in quantità stechiometriche va filtrata per separare l'AlCl$_3$ presente in soluzione dal precipitato di PbSO$_4$.

### Idrolisi

Il cloruro di alluminio idrato si idrolizza ad alte temperature producendo un precipitato insolubile di idrossido di alluminio e vapori di acido cloridrico. Quando anidro si idrolizza anche a temperatura ambiente a contatto con l'umidità dell'aria.
AlCl$_3$ + 3 H$_2$O → Al(OH)$_3$↓ + 3 HCl↑
Scaldando ulteriormente si deidrata l'idrossido di alluminio ottenendo allumina.
2 Al(OH)$_3$ → Al$_2$O$_3$ + 3 H$_2$O↑

### Ossidoriduzioni

Il cloruro di alluminio può essere sintetizzato in varie reazioni redox, coinvolgenti cloruri di rame, ferro, piombo, stagno o ammonio ed alluminio metallico:
Al + FeCl$_3$ → AlCl$_3$ + Fe$_{(s)}$ (lenta, debolmente esotermica)
2 Al + 3 FeCl$_2$ → 2 AlCl$_3$ + 3 Fe$_{(s)}$ (moderatamente veloce, esotermica)
2 Al + 3 CuCl$_2$ → 2 AlCl$_3$ + 3 Cu$_{(s)}$ (moderatamente veloce, esotermica)
2 Al + 3 PbCl$_2$ → 2 AlCl$_3$ + 3 Pb$_{(s)}$ (veloce, molto esotermica)
2 Al + 3 SnCl$_2$ → 2 AlCl$_3$ + 3 Sn$_{(s)}$ (moderatamente veloce, esotermica)
Al + 3 NH$_4$Cl → AlCl$_3$ + 3/2 H$_2$↑ + 3 NH$_3$↑ (molto veloce, molto esotermica)
Anche queste reazioni sono esotermiche, e non vanno condotte con grandi quantità di composto alla volta.

## Cristallizzazione e deidratazione

Il cloruro di alluminio fatto asciugare a bassa temperatura solidifica in cristalli gialli di forma simile a lingotti.
Asciugandosi tende a formare una patina sulla superficie della soluzione, che ostacola l'evaporazione di quella sottostante che va quindi rotta.