Acido cloridrico
| Acido cloridrico | |
| Nome IUPAC | |
|---|---|
| cloruro di idrogeno | |
| Nomi alternativi | |
| |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta | HCl |
| Massa molecolare (amu) | 36,465 |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | 7647-01-0 |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/l, in c.n.) | 1,6392 |
| 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 |
| Costante di dissociazione acida a 298 K | > 104 |
| 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 | |
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L'acido cloridrico (nome IUPAC: cloruro di idrogeno; commercialmente noto anche come acido muriatico) è un acido minerale forte, 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.
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 |
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. Generalmente al nome di acido muriatico oggi corrisponde una soluzione di HCl a media concentrazione, spesso di colore giallo per via della presenza di ioni di ferro.
Preparazione
In laboratorio è ottenibile dalla reazione tra cloruro di sodio e acido solforico
2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl↑
benché l'acido cloridrico sia più forte dell'acido solforico, l'equilibrio di reazione è spostato verso destra dall'allontanarsi dell'HCl gassoso.
Nell'industria chimica, l'acido cloridrico viene preparato per reazione diretta tra cloro (Cl2) e idrogeno (H2) gassosi. Si dice che l'idrogeno viene "bruciato" in atmosfera di cloro.
Un acido cloridrico di grado tecnico viene anche ottenuto come sottoprodotto delle reazioni di clorurazione dei composti organici.
Proprietà fisiche e reattività
| % HCl | g HCl/l | Molarità | Densità |
|---|---|---|---|
| 10,5 | 110 | 3,06 | 1,050 |
| 15,5 | 166 | 4,61 | 1,075 |
| 20,4 | 224 | 6,22 | 1,100 |
| 22,3 | 248 | 6,89 | 1,110 |
| 24,3 | 272 | 7,56 | 1,120 |
| 26,2 | 296 | 8,22 | 1,130 |
| 28,2 | 321 | 8,92 | 1,140 |
| 30,1 | 347 | 9,64 | 1,150 |
| 32,1 | 373 | 10,36 | 1,160 |
| 34,2 | 400 | 11,11 | 1,170 |
| 36,2 | 428 | 11,89 | 1,180 |
| 38,3 | 456 | 12,67 | 1,190 |
| 40,4 | 485 | 13,47 | 1,200 |
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
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 rettivi 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↑
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 decappaggio 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.
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-
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