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Chlorure d'hydrogĂšne

Le chlorure d’hydrogĂšne, de symbole chimique HCl, est un corps composĂ© de chlore et d'hydrogĂšne, incolore, toxique et hautement corrosif. Dans les conditions ambiantes de tempĂ©rature et de pression, c'est un gaz qui forme des fumĂ©es blanches au contact de l'humiditĂ©. Ces fumĂ©es sont constituĂ©es d'acide chlorhydrique, solution ionique de chlorure d'hydrogĂšne dans l'eau.

Chlorure d'hydrogĂšne
Image illustrative de l’article Chlorure d'hydrogùne
Image illustrative de l’article Chlorure d'hydrogùne
Identification
Nom UICPA acide chlorhydrique
chlorure d'hydrogĂšne
No CAS 7647-01-0
No ECHA 100.028.723
No CE 231-595-7
Apparence gaz, incolore, d'odeur acre[1].
Propriétés chimiques
Formule HCl [IsomĂšres]
Masse molaire[2] 36,461 ± 0,002 g/mol
H 2,76 %, Cl 97,23 %,
pKa -4
Moment dipolaire 1,108 6 ± 0,000 3 D

[3]

Propriétés physiques
T° fusion −114 °C[1]
T° Ă©bullition Ă  101,3 kPa : −85 °C[1]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 720 g·l-1[1]
Masse volumique 1,000 45 g·l-1 (gaz)[1]
Pression de vapeur saturante
Point critique 51,35 °C, 8,26 MPa [5]
Point triple 160 K (−114 °C), 13,8 kPa
Vitesse du son 296 m·s-1 (0 °C,1 atm)[6]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 186,90 J·K-1·mol-1
ΔfH0gaz −92,31 kJ·mol-1
ΔvapH° 16,15 kJ·mol-1 (1 atm, −85 °C);

9,08 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[7]

Cp 29,14 J/mol·K (25 °C)
Précautions
SGH[8]
SGH04 : Gaz sous pressionSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H314 et H331
SIMDUT[9]
A : Gaz compriméD1A : MatiÚre trÚs toxique ayant des effets immédiats gravesE : MatiÚre corrosive
A, D1A, E,
NFPA 704
Transport

-

Selon le chapitre 2.2.2.2.2, le chlorure d'hydrogÚne, sous sa forme liquéfiée réfrigérée n'est pas autorisé au transport par l'ADR
« ADR 2021 Vol 1 » [PDF], Nations unies, (ISBN 978-92-1-139177-0, consulté le ), p. 136
Inhalation amener à l'air frais, éventuellement réanimation cardiopulmonaire
Peau enlever les vĂȘtements souillĂ©s, laver Ă  grande eau, montrer Ă  un mĂ©decin
Yeux laver Ă  grande eau en maintenant les paupiĂšres ouvertes, montrer Ă  un ophtalmologiste
Ingestion ne pas faire boire, ne pas faire vomir, contacter un médecin.
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat bas : 0,25 ppm
haut : 10,06 ppm[10]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure d'hydrogĂšne, Ă  l’instar de l'acide chlorhydrique, est un produit chimique important en chimie, dans l’industrie ou dans la science. Le nom HCl se rĂ©fĂšre parfois de maniĂšre impropre Ă  l'acide chlorhydrique au lieu du chlorure d'hydrogĂšne pur. Les chimistes parlent parfois d'acide chlorhydrique gazeux ou anhydre pour se rĂ©fĂ©rer au chlorure d'hydrogĂšne.

Histoire

Le chlorure d’hydrogĂšne est connu depuis le Moyen Âge, oĂč les alchimistes savaient que l’acide chlorhydrique (connu alors sous le nom d’esprit de sel ou acidum salis) Ă©tait dans certaines circonstances liĂ© Ă  des vapeurs appelĂ©es gaz acide marin.

Au XVIIe siĂšcle, Johann Rudolf Glauber utilisa du sel (chlorure de sodium) et de l’acide sulfurique pour fabriquer du sulfate de sodium, avec pour produit secondaire de rĂ©action du chlorure d’hydrogĂšne :

2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4.

Cette dĂ©couverte est parfois attribuĂ©e Ă  Carl Wilhelm Scheele, qui mit Ă©galement en Ɠuvre cette rĂ©action en 1772. Joseph Priestley obtint du chlorure d’hydrogĂšne pur en 1772, et en 1818, Humphry Davy dĂ©montra que ce gaz est composĂ© d’hydrogĂšne et de chlore.

Au cours de la rĂ©volution industrielle, la demande pour des substances alcalines, et notamment de carbonate de sodium devint de plus en plus importante. Nicolas Leblanc dĂ©veloppa un nouveau procĂ©dĂ© industriel de production de carbonate de sodium. Dans le procĂ©dĂ© Leblanc, du sel (chlorure de sodium) est converti en carbonate de sodium en utilisant de l’acide sulfurique, de la craie et du charbon, avec une production secondaire de chlorure d’hydrogĂšne. Jusqu’à la promulgation au Royaume-Uni de l’Alkali Act en 1863, ce dernier Ă©tait libĂ©rĂ© dans l'air. Les producteurs de carbonate de sodium durent alors le dissoudre dans l’eau, ce qui permit de produire de l’acide chlorhydrique Ă  l’échelle industrielle. Plus tard, le procĂ©dĂ© Hargreaves fut dĂ©veloppĂ©, similaire au procĂ©dĂ© Leblanc Ă  ceci prĂšs que l’acide sulfurique est remplacĂ© par du dioxyde de soufre, de l’eau et l’air. Au dĂ©but du XXe siĂšcle, le procĂ©dĂ© Leblanc fut remplacĂ© par le procĂ©dĂ© Solvay qui ne produit pas de chlorure d’hydrogĂšne. Cependant, le chlorure d’hydrogĂšne constitue toujours une Ă©tape dans la production de l’acide chlorhydrique.

Chimie

Le changement de couleur du papier pH montre que le chlorure d’hydrogùne gazeux est acide

La molĂ©cule de chlorure d’hydrogĂšne HCl est une molĂ©cule diatomique constituĂ©e d’un atome d’hydrogĂšne H et d'un atome de chlore Cl, liĂ©s par une liaison simple. Le chlore Ă©tant nettement plus Ă©lectronĂ©gatif que l’hydrogĂšne, la liaison est polarisĂ©e. En consĂ©quence, la molĂ©cule porte un moment dipolaire important, avec une charge partielle nĂ©gative ή− portĂ©e par l’atome de chlore et une charge partielle positive ÎŽ+ portĂ©e par l’atome d’hydrogĂšne. Le chlorure d’hydrogĂšne est donc une molĂ©cule polaire. Elle est trĂšs soluble dans l’eau et dans les solvants polaires.

Au contact de l’eau, le chlorure d’hydrogĂšne s’ionise pour former des anions chlorures Cl− et des cations hydronium H3O+ (H+ solvatĂ©) :

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

La solution rĂ©sultant de la rĂ©action est appelĂ©e acide chlorhydrique. C’est un acide fort ce qui signifie que la constante d’aciditĂ© Ka (qui est liĂ©e au taux de dissociation de la molĂ©cule d’HCl) est trĂšs Ă©levĂ©e : le chlorure d’hydrogĂšne se dissocie presque totalement dans l’eau.

MĂȘme en l’absence d’eau, le chlorure d’hydrogĂšne agit tout de mĂȘme comme un acide. Par exemple, HCl peut se dissoudre dans d’autres solvants comme le mĂ©thanol et protoner des ions ou des molĂ©cules, agissant comme acide catalyseur pour certaines rĂ©actions chimiques pour lesquelles des conditions anhydres (absence totale d'eau) sont nĂ©cessaires :

HCl + CH3OH → CH3O+H2 + Cl− (protonation par HCl d'une molĂ©cule de mĂ©thanol CH3OH)

Du fait de sa nature acide, le chlorure d'hydrogĂšne est un gaz corrosif, tout particuliĂšrement en prĂ©sence d’humiditĂ© (2–5 ppm d'eau suffisent).

Production

La majeure partie du chlorure d’hydrogĂšne produit dans l’industrie est utilisĂ©e pour la production d’acide chlorhydrique.

Une mĂ©thode courante de production de chlorure d’hydrogĂšne dans l’industrie est le « four HCl », dans lequel du dihydrogĂšne et du dichlore gazeux rĂ©agissent au cours d'une rĂ©action exothermique pour former du chlorure d’hydrogĂšne :

Cl2 + H2 → 2 HCl

Cette rĂ©action est utilisĂ©e pour fabriquer un produit trĂšs pur, destinĂ© notamment Ă  l’industrie alimentaire.

Le chlorure d’hydrogĂšne peut Ă©galement ĂȘtre produit Ă  partir du dichlore et de composĂ©s contenant de l’hydrogĂšne par exemple les hydrocarbures. La chloration des composĂ©s organiques peut donner lieu Ă  la production de chlorure d’hydrogĂšne :

R-H + Cl2 → R-Cl + HCl

La rĂ©action de produits chlorĂ©s avec du fluorure d’hydrogĂšne pour former des composĂ©s fluorĂ©s permet Ă©galement de produire du chlorure d’hydrogĂšne :

R-Cl + HF → R-F + HCl

Lorsque ces rĂ©actions ont lieu en milieu anhydre (absence d’eau), il se forme du HCl gazeux.

Le chlorure d’hydrogĂšne peut Ă©galement ĂȘtre produit Ă  l’échelle industrielle Ă  partir de chlorure de sodium (NaCl) et d’acide sulfurique[11] :

2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4.

SynthĂšse du chlorure d'hydrogĂšne

Le chlorure d’hydrogĂšne peut ĂȘtre synthĂ©tisĂ© en ajoutant lentement de l’eau (ou un acide) Ă  certains rĂ©actifs chlorĂ©s en excĂšs, tels que des chlorures de phosphore, le chlorure de thionyle (SOCl2) ou des chlorures d'acyle. Un ajout trop important d’eau peut conduire Ă  la dissolution du chlorure d’hydrogĂšne formĂ© et Ă  la formation d’acide chlorhydrique. Par exemple, l’ajout lent d’eau froide au pentachlorure de phosphore conduit Ă  la formation d’HCl suivant :

PCl5 + H2O → POCl3 + 2 HCl

Un ajout d’eau chaude permet d’obtenir plus de HCl en hydrolysant PCl5 en acide phosphorique. La rĂ©action chimique entre l’eau et le trichlorure de phosphore PCl3 produit Ă©galement du HCl.

La rĂ©action du chlorure de thionyle avec l’eau produit du HCl ainsi que du dioxyde de soufre SO2. Pour les rĂ©actions du chlorure de thionyle ou des chlorures d’acyle avec l’eau, voir chlorure de thionyle et chlorure d'acyle.

GĂ©nĂ©rateur d’HCl

Il est possible de prĂ©parer de petites quantitĂ©s d’HCl pour une utilisation en laboratoire en utilisant un gĂ©nĂ©rateur d’HCl suivant diffĂ©rentes mĂ©thodes :

GĂ©nĂ©ralement, l’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique est ajoutĂ© goutte Ă  goutte au rĂ©actif dans un ballon. L’HCl peut ĂȘtre sĂ©chĂ© en le faisant buller au travers d’acide sulfurique concentrĂ©.

Utilisations

Les utilisations historiques du chlorure d’hydrogĂšne au cours du XXe siĂšcle incluent notamment l’hydrochloration des alcynes pour la production des monomĂšres chlorĂ©s chloroprĂšne et chlorure de vinyle, qui sont ensuite polymĂ©risĂ©s pour fabriquer du polychloroprĂšne (nĂ©oprĂšne) et polychlorure de vinyle (PVC). Pour la production de chlorure de vinyle, l’acĂ©tylĂšne (C2H2) subit une addition de HCl sur la triple liaison pour former du chlorure de vinyle.

Le « procĂ©dĂ© acĂ©tylĂšne », utilisĂ© depuis les annĂ©es 1960 pour produire le chloroprĂšne, commence par la rĂ©action de deux molĂ©cules d’acĂ©tylĂšne. L’intermĂ©diaire obtenu subit une addition de HCl sur la triple liaison ce qui conduit au chloroprĂšne :

Le procĂ©dĂ© acĂ©tylĂšne a Ă©tĂ© remplacĂ© par un procĂ©dĂ© au cours duquel Cl2 s’additionne Ă  l’une des doubles liaisons du 1,3-butadiĂšne, Ă©tape suivie par une Ă©limination qui produit du chloroprĂšne et du HCl.

À l’heure actuelle, les principales applications du chlorure d'hydrogùne concernent :

Effets sur la santé

Le chlorure d’hydrogĂšne forme de l’acide chlorhydrique au contact des tissus du corps. Son inhalation peut causer de la toux, la suffocation, l’inflammation des parois nasales, de la gorge et du systĂšme respiratoire. Dans les cas les plus graves, elle peut entraĂźner un ƓdĂšme pulmonaire, une dĂ©faillance du systĂšme cardiovasculaire et la mort. Le chlorure d’hydrogĂšne peut causer de graves brĂ»lures des yeux et des dommages oculaires irrĂ©versibles. Il ne doit ĂȘtre utilisĂ© que dans une piĂšce bien ventilĂ©e et avec un masque.

Voir aussi

Notes et références

  1. CHLORURE D'HYDROGENE, Fiches internationales de sécurité chimique
  2. Masse molaire calculĂ©e d’aprĂšs « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, , 89e Ă©d., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 9-50
  4. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, , 7e Ă©d., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50
  5. (en) Klotz, Irving M. / Rosenberg, Robert M., Chemical Thermodynamics, Basic Concepts and Methods, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, , 564 p. (ISBN 978-0-471-78015-1 et 0-471-78015-4), p. 98
  6. (en) W. M Haynes, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2010-2011, 91e Ă©d., 2610 p. (ISBN 978-1-4398-2077-3), p. 14-40
  7. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-4200-9084-0)
  8. Numéro index 017-002-00-2 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du rÚglement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  9. « Chlorure d'hydrogÚne » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  10. « Hydrogen chloride », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le )
  11. « Chlorure d'hydrogÚne », sur Société chimique de France, (consulté le )
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