Acido cloridrico
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| Acido cloridrico | |
| Nome IUPAC | |
| cloruro di idrogeno | |
| Nomi alternativi | |
| acido muriatico spirito di sale |
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | HCl |
| Massa molecolare (u) | 36,465 |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | 7647-01-0 |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g·cm-3, in c.s.) | 1,6392 |
| Costante di dissociazione acida a 298 K | > 104 |
| Temperatura di fusione (K) | 161 (-112 °C) |
| Temperatura di ebollizione (K) | 189,5 (-83,5) |
| Punto critico | 324,55 K (51,4 °C) 8,26 × 106 Pa |
| Tensione di vapore (Pa) a 288 K | 3,79 × 106 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol-1) | -92,3 |
| ΔfG0 (kJ·mol-1) | -95,3 |
| S0m(J·K-1mol-1) | 186,9 |
| C0p,m(J·K-1mol-1) | 29,1 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico
frasi R: R 23-25 Le sostanze chimiche vanno manipolate con cautela
Avvertenze |
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|---|---|
| Progetto composti | |
L'acido cloridrico (nome IUPAC: cloruro di idrogeno; commercialmente noto anche come acido muriatico) è un acido minerale forte e un acido monoprotico, gas a temperatura ambiente, incolore, dall'odore e dall'azione irritante; la sua formula chimica è HCl. Il suo numero CAS è 7647-01-0. Presenta un TLV-C (ACGIH) pari a 2 p.p.m..
I suoi sali vengono chiamati cloruri e sono quasi tutti solubili in acqua, un'eccezione (comunemente sfruttata in analisi chimica) è il cloruro d'argento, bianco. Il cloruro più universalmente noto è il cloruro di sodio, il normale sale da cucina.
Una soluzione acquosa concentrata (>37%) tende a liberare vapori di acido cloridrico, viene pertanto detta fumante.
È molto solubile in acqua con reazione esotermica, in forma concentrata può causare gravi ustioni per contatto con la pelle, specie se quest'ultima presenta lesioni.
Una soluzione al 37% in acqua a 20°C ha pH inferiore a 1.
Indice |
[modifica] Storia
L'acido cloridrico è probabilmente il primo acido minerale forte mai isolato dagli alchimisti; Basilius Valentinus lo ottenne nella prima metà del XV secolo facendo reagire il salgemma con il vetriolo verde. Nel XVII secolo Johann Rudolph Glauber lo preparò per reazione tra il sale da cucina e l'acido solforico. Lavoisier lo battezzò acido muriatico, dal latino muria (salamoia) e tale nome è rimasto in uso in ambito commerciale fino ad oggi. Un'altra versione del nome viene ricondotta a Berthollet che facendo reagire HCl con diossido di manganese vide svilupparsi un gas verdastro (cloro molecolare). Erroneamente a quei tempi si pensava che tutti gli acidi contenessero ossigeno e quindi ipotizzò che quel gas fosse un ossido di un non metallo che chiamò murio. Generalmente al nome di acido muriatico oggi corrisponde una soluzione di HCl a concentrazione 10%, spesso di colore giallo per via della presenza di ioni di ferro.
[modifica] Preparazione
La stima della produzione annua di acido cloridrico si attesta intorno ai 20 milioni di tonnellate. Si sfruttano diversi metodi a seconda della disponibilità dei reagenti, della necessità dei sottoprodotti o delle esigenze sulla purezza di HCl. I più importanti sono:
- Recupero dall'industria organica.
- Reazione di spostamento di NaCl con acido solforico.
- Processo Hargreaves, una variante del precedente.
- Sintesi diretta dagli elementi.
[modifica] Acido cloridrico dall'industria organica
La diffusione su scala mondiale dell'industria chimica organica e l'impiego in essa del cloro, in particolar modo nella sintesi dei polimeri, ha reso disponibile una grande quantità di acido cloridrico come sottoprodotto. Tale via di produzione rende ormai conto di oltre il 90% dell'HCl in commercio. Alcune tra le reazioni principali sono:
- pirolisi del dicloroetano per dare cloruro di vinile:
- Cl-CH2CH2-Cl → Cl-HC=CH2 + HCl
- clorurazione di alcani:
- Cl2 + RH → RCl + HCl
- sintesi del tetrafluoroetene per pirolisi del clorodifluorometano:
- 2 CHF2Cl --> CF2=CF2 + 2 HCl
- reazioni di scambio di cloruri alchilici con acido fluoridrico:
- RCl + HF → RF + HCl
non sono i metodi preferiti se si vuole ottenere un prodotto ad elevato grado di purezza, l'acido cloridrico può essere contaminato con cloro non reagito, composti organici clorurati e residui di catalizzatori. Gran parte dell'acido cloridrico ottenuto dall'industria organica viene riutilizzato nello stesso impianto di produzione, ad esempio rigenerando dicloroetano secondo la reazione:
- CH2=CH2 + 2 HCl + ½ O2 → ClCH2CH2Cl + H2O
[modifica] Reazione di spostamento di NaCl con acido solforico
Il processo era già noto alla fine del XVIII secolo, veniva usato nel processo Leblanc per la produzione di carbonato di sodio, di cui costituiva il primo stadio. La reazione ha luogo in due stadi, il primo condotto a una temperatura intorno ai 150°C, il secondo in un intervallo compreso tra 540 e 600°C
- NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
- NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl↑
l'equilibrio di reazione di entrambe le reazioni è spostato verso destra a causa dell'allontanamento di HCl gassoso. Nella prima, in cui si usa un acido di forza confrontabile con il cloridrico, si opera a temperatura relativamente bassa, nella seconda è indispensabile aumentare notevolmente la temperatura poiché l'idrogenosolfato di sodio è un acido molto più debole sia del solforico che del cloridrico. Questo metodo permette di ottenere un prodotto con buon grado di purezza e viene quindi usato anche in laboratorio.
Questo è un processo non percorribile industrialmente in quanto l'acido solforico costa più di quello cloridrico.
[modifica] Processo Hargreaves
Il processo Hargreaves risale al XIX secolo e non si discosta molto dal precedente, in questo caso il cloruro di sodio viene fatto reagire con biossido di zolfo, aria e acqua. La reazione questa volta è esotermica e viene condotta intorno ai 450°C
- 2 NaCl + SO2 + ½ O2 + H2O → Na2SO4 + 2 HCl
Analogamente alla reazione di spostamento, la convenienza del metodo è legata alla disponibilità di NaCl e alla richiesta di solfato di sodio, che viene usato nell'industria della carta e del vetro.
[modifica] Sintesi diretta
La preparazione per reazione diretta tra cloro (Cl2) e idrogeno (H2) gassosi è il processo preferito per ottenere un prodotto ad elevato grado di purezza. La reazione è fortemente esotermica e può anche essere esplosiva, richiede quindi impianti speciali con assorbitori di calore molto efficienti. Altro svantaggio è costituito dall'elevato costo dei reagenti.
[modifica] Proprietà fisiche e reattività
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| % HCl | g HCl/l | Molarità | Densità | ° Bé |
|---|---|---|---|---|
| 10,5 | 110 | 3,06 | 1,050 | 6,87 |
| 15,5 | 166 | 4,61 | 1,075 | 10,07 |
| 20,4 | 224 | 6,22 | 1,100 | 13,12 |
| 22,3 | 248 | 6,89 | 1,110 | 14,3 |
| 24,3 | 272 | 7,56 | 1,120 | 15,46 |
| 26,2 | 296 | 8,22 | 1,130 | 16,6 |
| 28,2 | 321 | 8,92 | 1,140 | 17,72 |
| 30,1 | 347 | 9,64 | 1,150 | 18,82 |
| 32,1 | 373 | 10,36 | 1,160 | 19,91 |
| 34,2 | 400 | 11,11 | 1,170 | 20,97 |
| 36,2 | 428 | 11,89 | 1,180 | 22,01 |
| 38,3 | 456 | 12,67 | 1,190 | 23,04 |
| 40,4 | 485 | 13,47 | 1,200 | 24,05 |
L'acido cloridrico ha una elevata solubilità in acqua; a 0°C un litro d'acqua scioglie fino a 525 litri di HCl gassoso, pari a 825 grammi. A temperatura ambiente (20°C) la solubilità è inferiore, 485 g/litro (pari al 40,4%). La densità di tale soluzione è circa 1,200 g/cm³.
Forma con l'acqua un azeotropo che bolle a 110°C circa. L'azeotropo contiene il 20,17% di acido cloridrico.
La relazione tra densità e concentrazione delle soluzioni di acido cloridrico è riassunta nella tabella a fianco; esiste inoltre tra le due una correlazione empirica approssimata dalla formula
- C% = 200 · (D - 1)
Essendo un acido forte, il pH delle sue soluzioni diluite può essere facilmente calcolato assumendo che la concentrazione di ioni H+ sia praticamente uguale a quella della concentrazione nominale dell'acido. Una soluzione 0,1 M ha quindi pH uguale a 1.
Una soluzione acquosa di acido cloridrico è un buon conduttore elettrico, dato che tutto l'acido risulta dissociato in ioni H+ e Cl-.
L'acido cloridrico scioglie la maggior parte dei metalli, dato che i cloruri che si vengono a formare, essendo solubili, non riescono a passivare il metallo. Fanno eccezione il tantalio, il germanio, il rame ed il mercurio (quest'ultimo resiste all'azione dell'acido cloridrico solo in assenza di ossigeno). In miscela 3:1 con l'acido nitrico forma la cosiddetta acqua regia, uno dei pochi reattivi capaci di intaccare oro e platino per via dell'azione ossidante dell'acido nitrico.
La reazione con un metallo produce il corrispondente cloruro e idrogeno gassoso, ad esempio
- Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑
[modifica] Utilizzi e importanza biologica
L'acido cloridrico è un acido inorganico di grande utilizzo nell'industria chimica. Viene ad esempio impiegato nel trattamento di minerali e di fosfati grezzi, compare nei processi industriali organici in veste di reagente o di sottoprodotto, viene usato nel decapaggio e nel trattamento superficiale dei metalli.
L'acido cloridrico è anche un reagente importante nell'analisi chimica. Nell'analisi qualitativa consente il riconoscimento della presenza degli ioni di argento, piombo e mercurio (I) ("primo gruppo analitico", o "gruppo dei cloruri"). È il più usato titolante per le misure di alcalinità.
Come additivo alimentare, è classificato col numero E 507.
Negli esseri umani e negli animali è il componente principale dei succhi gastrici che si formano nello stomaco durante la digestione.
Nel campo delle pulizie trova utilizzo in svariate applicazioni:
- pulizia di cantiere dopo la posa di pavimenti resistenti agli acidi per eliminare tracce di cemento e stucco
- pulizia dei servizi igienici (eliminazione di residui calcarei)
- pulizia di pietre
Tuttavia il suo utilizzo è sempre sconsigliato visto il suo potere fortemente corrosivo ed è preferibile utilizzare detergenti acidi specificatamente studiati per tali impieghi. Sempre nel campo delle pulizie risulta particolarmente dannoso se utilizzato su marmi e pietre calcaree (le rovina irrimediabilmente). Deve sempre e comunque essere utilizzato da solo e mai mescolato con altre sostanze con le quali potrebbe reagire violentemente con gravi danni per la salute.
[modifica] Analisi
La presenza di acido cloridrico può venire rilevata e misurata sia sfruttando l'acidità del composto (titolazione con una base forte quale l'idrossido di sodio) o sfruttando la formazione di cloruro d'argento, insolubile e bianco (titolazione con nitrato d'argento):
- HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl↓
Il cloruro d'argento viene distinto da altri sali d'argento anch'essi bianchi perché per trattamento con una soluzione acquosa di ammoniaca si scioglie completamente
- AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2+ + Cl-
[modifica] Voci correlate
Portale Chimica: Il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia
