Chlorure de zinc

Ce sel chlorure de zinc ZnCl₂ est un solide blanc ou incolore, de densité 2,9. Ce corps est déliquescent extrêmement hygroscopique.

Il est très soluble dans l'eau, avec une solubilité de 432 g pour 100 g d'eau pure à 25 °C et de 615 g pour 100 g d'eau pure à 100 °C. Il l'est un peu moins dans l'éthanol, avec une solubilité avoisinant 100 g pour 100 g d'éthanol à 12 °C. Il reste très soluble dans l'éther. Il est insoluble dans l'ammoniac liquide.

Les solutions aqueuses concentrées de chlorure de zinc ont la propriété de dissoudre l'amidon, la soie et la cellulose. Elles ne peuvent donc pas être filtrées à travers du papier de filtration standard.

Quatre structures cristallines différentes ont été observées, mais seule la forme δ (hexagonal compact) peut apparaître lorsque le composé est pur et anhydre. S'il subit une trempe rapide, ZnCl₂ peut être obtenu sous forme vitreuse, donc amorphe.

À la température ambiante et jusqu'à 390 K, le chlorure de zinc cristallise dans le système monoclinique, groupe d'espace P2₁/c, avec pour paramètres de maille a = 6.54 Å, b = 11.31 Å, c = 12.33 Å et β = 117.94° [6]. A 390 K, il subit une transformation de phase vers une structure quadratique de groupe d'espace I42d, avec pour paramètres de maille a = 5.398 Å et c = 10.33 Å [7].

Structure cristalline de ZnCl2 à température ambiante

Structure cristalline de ZnCl2 à T > 390 K

Solubilité dans l'eau

Le chlorure de zinc est un sel ionique, qui possède tout de même un caractère covalent qui est mis en évidence par sa température de fusion relativement basse (275 °C) et sa solubilité élevée dans des solvants comme l'éther. Il se comporte comme un acide de Lewis modéré, et les solutions de chlorure de zinc ont un pH voisin de 4. Lorsqu'il est chauffé sous une forme hydratée, il s'hydrolyse pour former de l'oxychlorure de zinc.

En solution aqueuse, le chlorure de zinc est une source d'ions Zn²⁺ utile pour la préparation d'autres sels de zinc comme le carbonate de zinc :

ZnCl₂(aq) + Na₂CO₃(aq) → ZnCO₃(s) + 2 NaCl(aq)

Le chlorure de zinc anhydre est obtenu à partir de zinc métal et de chlorure d'hydrogène :

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g)

Les formes hydratées et le sel en solution aqueuse peuvent être préparés directement en utilisant une réaction acido-basique, par exemple à partir du minerai de sulfure de zinc :

ZnS(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂S(l)

Le chlorure de zinc commercial contient généralement de l'[eau]) et de l'oxychlorure de zinc produit par hydrolyse. Ces produits peuvent être purifiés comme suit : 100 g de ZnCl₂ commercial sont chauffés à reflux dans 800 ml de dioxane anhydre en présence de poussière de zinc métallique. Le mélange est filtré à chaud (pour retirer le zinc), puis refroidi pour former un précipité blanc de chlorure de zinc pur. Les échantillons anhydres peuvent être purifiés par sublimation sous un flux de chlorure d'hydrogène, suivi par un chauffage à 400 °C sous un flux d'azote sec.

Le chlorure de zinc est l'électrolyte des piles Leclanché. Il a de nombreuses applications dans l'industrie textile, comme mordant en teinture ou en impression textile, la métallurgie comme fondant pour soudures ainsi que la synthèse chimique.

C'est aussi un désinfectant, un cautérisant et un produit d'embaumement. Il est considéré comme un corps caustique, désinfectant les plaies et fistules, par la médecine de la Belle Époque.

Le chlorure de zinc est notamment utilisé pour le soudage, du fait de sa capacité de dissoudre les oxydes métalliques lors qu'il est à l'état fondu. Cette propriété permet également de l'utiliser dans les ciments à base d'oxyde de magnésium pour les prothèses dentaires. ZnCl₂ est utilisé également comme agent d'ignifugation et comme réactif d'attaque de métaux.

Le chlorure de zinc est aussi utilisé pour la galvanisation, ainsi qu'en production de batteries.

Le chlorure de zinc est corrosif et irritant, et doit être manipulé avec précautions. Il est conseillé de porter des lunettes de sécurité et des gants.

• R: 34 (Provoque des brûlures)
• R: 50 (Très toxique pour les organismes aquatiques)
• R: 53 (Peut entraîner des effets néfastes à long terme pour l'environnement aquatique)
• 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)
• S: 60 (Éliminer le produit et son récipient comme un déchet dangereux)
• S: 61 (Éviter le rejet dans l'environnement. Consulter les instructions spéciales/la fiche de données de sécurité)

1. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
2. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
3. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
4. D. Nicholls, Complexes and First-Row Transition Elements, Macmillan Press, London, 1973.
5. A. F. Wells, 'Structural Inorganic Chemistry, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
6. J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
7. G. J. McGarvey, in Handbook of Reagents for Organic Synthesis, Volume 1: Reagents, Auxiliaries and Catalysts for C-C Bond Formation, (R. M. Coates, S. E. Denmark, eds.), pp. 220-3, Wiley, New York, 1999.
8. B. S. Furnell et al., Vogel's Textbook of Practical Organic Chemistry, 5th edition, Longman/Wiley, New York, 1989.
9. R. L. Shriner, W. C. Ashley, E. Welch, in Organic Syntheses Collective Volume 3, p 725, Wiley, New York, 1955.
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11. E. Bauml, K. Tschemschlok, R. Pock, H. Mayr, Tetrahedron Letters, 29, 6925 (1988).
12. S. Kim, Y. J. Kim, K. H. Ahn, Tetrahedron Letters, 24, 3369 (1983).
13. H. O. House, D. S. Crumrine, A. Y. Teranishi, H. D. Olmstead, Journal of the American Chemical Society, 95, 3310 (1973).