Chlorure d'hydrogène

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Chlorure d'hydrogène
Chlorure d'hydrogène
Identification
Nom IUPAC acide chlorhydrique
chlorure d'hydrogène
No CAS 7647-01-0
No EINECS 231-595-7
Apparence gaz, incolore, d'odeur acre[1].
Propriétés chimiques
Formule brute HCl  [Isomères]
Masse molaire[3] 36,461 ± 0,002 g/mol
H 2,76 %, Cl 97,23 %,
pKa -4
Moment dipolaire 1,1086 ± 0,0003 D [2]
Propriétés physiques
fusion -114 °C[1]
ébullition à 101,3 kPa : -85 °C[1]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 720 g·l-1[1]
Masse volumique 1,00045 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 (°C,1 atm)[6]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 186,90 J·K-1·mol-1
ΔfH0gaz -92,31 kJ·mol-1
Δvap 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
Directive 67/548/EEC
Toxique
T
Corrosif
C



Transport
-
   1050   

-
   2186   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[9]
A : Gaz compriméD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
A, D1A, E,
SGH[10]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H314, H331,
Inhalation amener à l'air frais, éventuellement réanimation cardiopulmonaire
Peau enlever les vêtements souillés, laver à grande eau, montrer à un médecin
Yeux laver à grande eau en maintenant les paupières ouvertes, montrer à 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[11]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure d’hydrogène, de symbole chimique HCl, est un gaz incolore toxique et hautement corrosif, qui forme des fumées blanches au contact de l’humidité. Ces fumées sont constituées d’acide chlorhydrique, qui se forme lorsque le chlorure d’hydrogène entre en contact avec de l'oxygène, formant ainsi de l'eau et de l'acide chlorhydrique. Le chlorure d’hydrogène, à l’instar de l'acide chlorhydrique, est un produit chimique important en chimie, dans l’industrie ou dans la science. Le nom HCl se réfère parfois de manière impropre à l’acide chlorhydrique au lieu du chlorure d’hydrogène gazeux. Les chimistes parlent également d'acide chlorhydrique gazeux ou anhydre pour se référer au chlorure d'hydrogène.

Histoire[modifier | modifier le code]

Le chlorure d’hydrogène est connu depuis le Moyen Âge, où les alchimistes savaient que l’acide chlorhydrique (connu alors sous le nom d’esprit de sel ou acidum salis) était dans certaines circonstances lié à des vapeurs appelées gaz acide marin.

Au XVIIe siècle, 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 réaction du chlorure d’hydrogène :

2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4

Cette découverte est parfois attribuée à Carl Wilhelm Scheele, qui mit également en œuvre cette réaction en 1772. Joseph Priestley obtint du chlorure d’hydrogène pur en 1772, et en 1818, Humphry Davy démontra que ce gaz est composé d’hydrogène et de chlore.

Au cours de la révolution industrielle, la demande pour des substances alcalines, et notamment de carbonate de sodium devint de plus en plus importante. Nicolas Leblanc développa un nouveau procédé industriel de production de carbonate de sodium. Dans le procédé 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’hydrogène. Jusqu’à la promulgation au Royaume-Uni de l’Alkali Act en 1863, ce dernier était libéré 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 à l’échelle industrielle. Plus tard, le procédé Hargreaves fut développé, similaire au procédé Leblanc à ceci près que l’acide sulfurique est remplacé par du dioxyde de soufre, de l’eau et l’air. Au début du XXe siècle, le procédé Leblanc fut remplacé par le procédé Solvay qui ne produit pas de chlorure d’hydrogène. Cependant, le chlorure d’hydrogène constitue toujours une étape dans la production de l’acide chlorhydrique.

Chimie[modifier | modifier le code]

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

La molécule de chlorure d’hydrogène HCl est une molécule diatomique constituée d’un atome d’hydrogène H et d'un atome de chlore Cl, liés par une liaison simple. Le chlore étant nettement plus électronégatif que l’hydrogène, la liaison est polarisée. En conséquence, la molécule porte un moment dipolaire important, avec une charge partielle négative δ- portée par l’atome de chlore et une charge partielle positive δ+ portée par l’atome d’hydrogène. Le chlorure d’hydrogène est donc une molécule polaire. Elle est très soluble dans l’eau et dans les solvants polaires. H Cl.PNG

Au contact de l’eau, le chlorure d’hydrogène s’ionise pour former des anions chlorures Cl- et des cations hydronium H3O+ (H+ solvaté) :

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

La solution résultant de la réaction est appelée acide chlorhydrique. C’est un acide fort ce qui signifie que la constante d’acidité Ka (qui est liée au taux de dissociation de la molécule d’HCl) est très élevée : le chlorure d’hydrogène se dissocie presque totalement dans l’eau.

Même en l’absence d’eau, le chlorure d’hydrogène agit tout de même comme un acide. Par exemple, HCl peut se dissoudre dans d’autres solvants comme le méthanol et protoner des ions ou des molécules, agissant comme acide catalyseur pour certaines réactions chimiques pour lesquelles des conditions anhydres (absence totale d'eau) sont nécessaires.

HCl + CH3OH → CH3O+H2 + Cl-

protonation d'une molécule de méthanol (CH3OH) par HCl

Du fait de sa nature acide, le chlorure d'hydrogène est un gaz corrosif, tout particulièrement en présence d’humidité (25 ppm d'eau suffisent).

Production[modifier | modifier le code]

La majeure partie du chlorure d’hydrogène produit dans l’industrie est utilisée pour la production d’acide chlorhydrique.

Une méthode courante de production de chlorure d’hydrogène dans l’industrie est le « four HCl », dans lequel du dihydrogène et du dichlore gazeux réagissent au cours d'une réaction exothermique pour former du chlorure d’hydrogène :

Cl2 + H2 → 2 HCl

Cette réaction est utilisée pour fabriquer un produit très pur, destiné notamment à l’industrie alimentaire.

Le chlorure d’hydrogène peut également être produit à partir du dichlore et de composés contenant de l’hydrogène par exemple les hydrocarbures. La chloration des composés organiques peut donner lieu à la production de chlorure d’hydrogène :

R-H + Cl2 → R-Cl + HCl

La réaction de produits chlorés avec du fluorure d’hydrogène pour former des composés fluorés permet également de produire du chlorure d’hydrogène :

R-Cl + HF → R-F + HCl

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

Le chlorure d’hydrogène peut également être produit à l’échelle industrielle à partir de chlorure de sodium (NaCl) et d’acide sulfurique.

Synthèse du chlorure d'hydrogène[modifier | modifier le code]

Le chlorure d’hydrogène peut être synthétisé en ajoutant lentement de l’eau (ou un acide) à certains réactifs chlorés en excès, tels que des chlorures de phosphore, le chlorure de thionyle (SOCl2) ou des chlorures d'acyle. Un ajout trop important d’eau peut conduire à la dissolution du chlorure d’hydrogène formé et à la formation d’acide chlorhydrique. Par exemple, l’ajout lent d’eau froide au pentachlorure de phosphore conduit à 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 réaction chimique entre l’eau et le trichlorure de phosphore PCl3 produit également du HCl.

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

Générateur d’HCl[modifier | modifier le code]

Il est possible de préparer de petites quantités d’HCl pour une utilisation en laboratoire en utilisant un générateur d’HCl suivant différentes méthodes :

Généralement, l’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique est ajouté goutte à goutte au réactif dans un ballon. L’HCl peut être séché en le faisant buller au travers d’acide sulfurique concentré.

Utilisations[modifier | modifier le code]

Les utilisations historiques du chlorure d’hydrogène au cours du XXe siècle incluent notamment l’hydrochloration des alcynes pour la production des monomères chlorés chloroprène et chlorure de vinyle, qui sont ensuite polymérisés pour fabriquer du polychloroprène (néoprène) et polychlorure de vinyle (PVC). Pour la production de chlorure de vinyle, l’acétylène (C2H2) subit une addition de HCl sur la triple liaison pour former du chlorure de vinyle.

Le « procédé acétylène », utilisé depuis les années 1960 pour produire le chloroprène, commence par la réaction de deux molécules d’acétylène. L’intermédiaire obtenu subit une addition de HCl sur la triple liaison ce qui conduit au chloroprène :

Chloroprene synthesis.svg

Le procédé acétylène a été remplacé par un procédé au cours duquel Cl2 s’additionne à l’une des doubles liaisons du 1,3-butadiène, étape suivie par une élimination qui produit du chloroprène et du HCl.

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

Effets sur la santé[modifier | modifier le code]

Hazard C.svg

Le chlorure d’hydrogène 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 système respiratoire. Dans les cas les plus graves, elle peut entraîner un œdème pulmonaire, une défaillance du système cardiovasculaire et la mort. Le chlorure d’hydrogène peut causer de graves brûlures des yeux et des dommages oculaires irréversibles. Il ne doit être utilisé que dans une pièce bien ventilée et avec un masque.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d et e CHLORURE D'HYDROGENE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. a, b et c (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill,‎ 1997, 7e éd., 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,‎ 2008, 564 p. (ISBN 0-471-78015-4), p. 98
  6. (en) W. M Haynes, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 2010-2011, 91e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773), p. 14-40
  7. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  8. « chlorure d'hydrogene » sur ESIS, consulté le 19 février 2009
  9. « Chlorure d'hydrogène » 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. Numéro index 017-002-00-2 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  11. « Hydrogen chloride », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)