Acide chlorhydrique

L'acide chlorhydrique est une solution aqueuse ayant pour solutés des ions oxonium H 3 O + et des ions chlorure Cl -. On peut l'obtenir par dissolution de chlorure d'hydrogène H Cl qui est un gaz.


Catégories :

Produit chimique corrosif - Acide halogénohydrique

Définitions :

  • Mono acide minéral fort (entièrement dissocié en solution). De formule HCl. (GC et EB) (source : ac-strasbourg)
Acide chlorhydrique
Acide chlorhydrique
Général
Nom IUPAC acide chlorhydrique
Synonymes solution de chlorure d'hydrogène
No CAS 7647-01-0
No EINECS 231-595-7
No E E507
Apparence Liquide incolore
Propriétés chimiques
Formule brute HCl  [Isomères]
Masse molaire[1] 36, 461 ± 0, 002 g·mol-1
H 2, 76 %, Cl 97, 23 %,
pKa acide fort dans l'eau
Propriétés physiques
T° fusion -30 °C, 37 % HCl[2]
T° ébullition 48 °C, 38 % HCl
Solubilité 700 g·l-1 (eau)
Masse volumique 1, 19 g·cm-3 (solution à 37%) [2]
T° d'auto-inflammation N/A
Viscosité dynamique 1, 53 mPa·s à 25 °C
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 186, 9 J·K-1·mol-1
ΔfH0gaz -92, 31 kJ·mol-1
Précautions
Directive 67/548/EEC[2]
Corrosif
C
Phrases R : 34, 37,
Phrases S : 26, 36, 45,
Transport[2]
80
   1789   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

Classification du CIRC
Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme[3]
Inhalation Les vapeurs peuvent être mortelles
Peau Peut provoquer de graves blessures
Yeux Très dangereux
Ingestion Toxique, quelquefois mortelle
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'acide chlorhydrique est une solution aqueuse ayant pour solutés des ions oxonium H3O+ et des ions chlorure Cl-. On peut l'obtenir par dissolution de chlorure d'hydrogène HCl qui est un gaz. Ce dernier est un acide fort qui s'ionise complètement en solution aqueuse. L'acide chlorhydrique est le principal constituant des acides gastriques. C'est un acide fréquemment utilisé comme réactif dans l'industrie chimique. L'acide chlorhydrique étant un liquide particulièrement corrosif, il doit être manié avec précaution. L'acide chlorhydrique concentré peut avoir un pH inférieur à 1.

L'acide chlorhydrique, connu aussi dans l'histoire sous le nom d'acide muriatique (ce nom est antérieur à la découverte du chlore et de la formule chimique HCl) a été découvert par l'alchimiste Jabir Ibn Hayyan au voisinage de l'an 800. C'est une espèce chimique qui a été souvent utilisée dans l'histoire depuis les débuts de la chimie. Au Moyen Âge, il était utilisé par les alchimistes dans leur quête de la pierre philosophale (sous le nom d'«esprit de sel» ou acidum salis). Il fut ensuite utilisé par de nombreux scientifiques, parmi lesquels Glauber, Priestley ou Davy, qui contribuèrent à établir la chimie moderne.

Au cours de la révolution industrielle, l'acide chlorhydrique devint un réactif chimique industriel important utilisé dans de nombreuses applications, surtout pour la production à grande échelle de composés organiques comme le chlorure de vinyle pour le PVC, ou comme le 4, 4'-MDI/Diisocyanate de toluène pour le polyuréthane, mais aussi pour des applications à plus petite échelle comme la production de gélatine ou le traitement du cuir. La production d'acide chlorhydrique est voisine à l'heure actuelle de 20 millions de tonnes par an (estimation en légère augmentation).

Histoire

Jabir ibn Hayyan, manuscrit du XVe siècle

L'acide chlorhydrique a été découvert au voisinage de l'an 800 par l'alchimiste perse Jabir Ibn Hayyan, qui l'obtint en mélangeant du sel (chlorure de sodium, NaCl) et du vitriol (acide sulfurique, H2SO4) en solution[4]. Jabir découvrit et inventa la plupart de produits chimiques, et relata ses découvertes dans plus de vingt ouvrages qui permirent la propagation de ses connaissances sur l'acide chlorhydrique et d'autres produits chimiques pendant plusieurs siècles. Son invention de l'eau régale, mélange d'acide chlorhydrique et d'acide nitrique servant à dissoudre l'or, participa à la quête de la pierre philosophale.

Au Moyen Âge, les alchimistes européens connaissaient l'acide chlorhydrique sous le nom d'esprit de sel ou acidum salis. La vapeur, le chlorure d'hydrogène, était nommée gaz acide marin[5]. L'ancien nom acide muriatique possède la même origine (muriatique veut dire "appartenant au sel ou à l'eau de mer"), et le nom est quelquefois toujours utilisé. Basilius Valentinus, l'abbé-alchimiste de l'abbaye d'Erfurt (Allemagne), en produisit une quantité importante au XVe siècle.

Au XVIIe siècle, Johann Rudolf Glauber de Karlstadt am Main (Allemagne) utilisa du sel (NaCl) et de l'acide sulfurique pour préparer du sulfate de sodium (Na2SO4), produisant ainsi du chlorure d'hydrogène gazeux (HCl) [5]. Joseph Priestley de Leeds prépara du chlorure d'hydrogène pur en 1772, et en 1818 Humphry Davy de Penzance (Royaume-Uni) démontra que ce produit chimique est constitué d'hydrogène et de chlore[5].

Au cours de la révolution industrielle, la demande de substances alcalines, et surtout de carbonate de sodium, augmenta fortement en Europe, et le procédé industriel mis au point par Nicolas Leblanc permettait une production bon marché à grande échelle comme produit secondaire. Dans le procédé Leblanc, du sel est transformé en carbonate de sodium, en utilisant comme réactifs de l'acide sulfurique, de la craie et du charbon, avec aussi une production secondaire de chlorure d'hydrogène gazeux. Jusqu'à ce que la promulgation en 1863 de l'Alkali Act l'interdise au Royaume-Uni, le chlorure d'hydrogène était relâché dans l'air[5]. Suite à cette interdiction, les producteurs de carbonate de sodium furent contraints de dissoudre le gaz dans l'eau, produisant ainsi de l'acide chlorhydrique à l'échelle industrielle[5].

Quand le procédé Leblanc fut remplacé au début du XXe siècle par le procédé Solvay, sans production secondaire d'acide chlorhydrique, ce dernier s'était d'ores et déjà imposé comme un réactif chimique important pour la plupart d'applications. Son intérêt commercial contribua à l'émergence d'autres techniques de production, qui sont toujours utilisées à l'heure actuelle (voir dans la suite).

L'acide chlorhydrique est cité comme un précurseur dans la Table 2 de la convention de 1988 contre le trafic de drogues, du fait de son utilisation dans la synthèse d'héroïne et de cocaïne.

Chimie

Titrage acide-base

Le chlorure d'hydrogène (HCl (g) ) est un monoacide, qui se dissocie (s'ionise) pour donner un ion H+ (un proton). L'autre ion constitué lors de la dissociation est l'ion chlorure Cl-. En solution aqueuse, l'ion H+ se lie à une molécule d'eau pour former un ion oxonium H3O+.

\mathrm{HCl_{(g)} + H_2O_{(l)} \longrightarrow H_3Oˆ+_{(aq)} + Clˆ-_{(aq)}}

L'acide chlorhydrique peut par conséquent être utilisé pour préparer des sels dits chlorures, comme par exemple le chlorure de sodium NaCl (s) . L'acide chlorhydrique est un acide fort : il est complètement dissocié dans l'eau.

Modèle moléculaire du Chlorure d'Hydrogène

Les monoacides possèdent une seule constante de dissociation acide, Ka, qui est liée au taux de dissociation de l'acide dans l'eau. Pour un acide fort comme HCl, le Ka est particulièrement élevé (>1). Des tentatives ont été faites pour assigner une constante Ka à HCl. Quand un sel de chlorure comme NaCl (s) est ajouté à HCl aqueux, il n'a quasiment aucun effet sur le pH, ce qui indique que l'ion Cl- est une base conjuguée extrêmement faible et que HCl est complètement dissocié en solution aqueuse. Pour des solutions d'acide chlorhydrique concentrées ou intermédiaires, l'hypothèse que la molarité des ions H+ est égale à la molarité d'HCl est excellente, avec un accord de quatre chiffres significatifs.

Parmi les acides forts courants en chimie, tous inorganiques, l'acide chlorhydrique est le monoacide le moins susceptible de subir une réaction parasite d'oxydo-réduction. Il fait partie des acides les moins dangereux à manipuler : en dépit de son acidité, il produit des ions chlorure particulièrement peu réactifs et non toxiques. Les solutions d'acide chlorhydrique moyennement concentrées sont stables et leur concentration ne fluctue pas dans le temps. Ces propriétés, alliées au fait qu'il est disponible comme réactif pur, font de l'acide chlorhydrique un très bon réactif acide ou un très bon acide pour le titrage de solutions basiques de concentrations inconnues. Les acides forts sont utiles pour le titrage parce qu'ils donnent des points d'équivalence plus marqués, rendant les résultats plus précis. L'acide chlorhydrique est souvent utilisé en analyse chimique ou pour dissoudre des échantillons en vue d'analyse. Les solutions d'acide chlorhydrique concentrées peuvent dissoudre certains métaux en formant des chlorures d'oxydes métalliques et du dihydrogène gazeux. Il est aussi utilisé comme catalyseur acide dans certaines réactions chimiques.

Propriétés physiques

Les propriétés physiques de l'acide chlorhydrique, telles que les points d'ébullition ou de fusion, dépendent de la concentration ou de la molarité d'HCl en solution aqueuse. Elles fluctuent depuis les propriétés physiques de l'eau pour 0 % de HCl jusqu'à celles de l'acide chlorhydrique fumant pour des fractions supérieures à 40 % de HCl.

Pourcentage massique
(%)
Concentration massique
(kg·m-3)
Masse volumique
(kg/L)
Molarité pH 
Viscosité
(mPa·s)
Chaleur spécifique
(kJ·kg-1·K-1)
Pression de vapeur
(Pa)
Point d'ébullition
(°C)
Point de fusion
(°C)
10 104, 80 1, 048 2, 87 M -0, 5 1, 16 3, 47 0, 527 103 -18
20 219, 60 1, 098 6, 02 M -0, 8 1, 37 2, 99 27, 300 108 -59
30 344, 70 1, 149 9, 45 M -1, 0 1, 70 2, 60 1, 410 90 -52
32 370, 88 1, 159 10, 17 M -1, 0 1, 80 2, 55 3, 130 84 -43
34 397, 46 1, 169 10, 90 M -1, 0 1, 90 2, 50 6, 733 71 -36
36 424, 44 1, 179 11, 64 M -1, 1 1, 99 2, 46 14, 100 61 -30
38 451, 82 1, 189 12, 39 M -1, 1 2, 10 2, 43 28, 000 48 -26
Les température et pression de référence pour les valeurs données dans la table sont 20 °C et 1 atmosphère (101 kPa).

L'acide chlorhydrique comme mélange binaire de HCl et H2O possède un azéotrope en ébullition à 108, 6 °C pour une fraction de 20, 2 % HCl. En cristallisation, il possède quatre eutectiques pour former les cristaux de HCl·H2O (68 % HCl), HCl·2H2O (51 % HCl), HCl·3H2O (41 % HCl) et HCl·6H2O (25 % HCl) et de glace (0% HCl).

Production

Réaction entre chlore et hydrogène

Le dichlore gazeux réagit avec le dihydrogène pour produire du chlorure d'hydrogène gazeux. Ce dernier est ensuite absorbé dans l'eau.

\mathrm{Cl_{2 (g)} + H_{2 (g)} \longrightarrow 2\, HCl_{(g)}}


La réaction a lieu dans un brûleur : les 2 gaz sont acheminés dans une chambre de combustion où ils réagissent en présence d'une flamme qui permet une température supérieure à 2 000 °C [5]. L'absence d'humidité dans les réactifs est essentielle, car la vapeur d'eau permet au chlorure d'hydrogène constitué de corroder l'installation. Pour éviter cette corrosion, une installation en silice ou en graphite est nécessaire[5]. Le mélange hydrogène et chlore étant explosif, il faut s'assurer que la réaction est complète. Pour ce faire un léger excès d'hydrogène (1-2%) est utilisé, ce qui assure un produit exempt de toute trace de chlore[5].

D'autres procédés basés sur le même principe "brûlent" du carbone (coke) ou du dioxyde de soufre en présence de chlore et de vapeur d'eau[5].

\mathrm{2 Cl_{2} + 2 H_{2}O + C \longrightarrow \ 4 HCl +CO_2}

\mathrm{Cl_{2} + 2 H_{2}O + SO_2 \longrightarrow \ 2 HCl + H_2SO_4}


Réaction entre chlorures et acide sulfurique

Cette voie de synthèse nommée aussi procédé au sulfate est un grand consommateur d'énergie et son importance diminue aujourd'hui dans la production du chlorure d'hydrogène. L'acide sulfurique réagit en 2 étapes avec le sel contenant le chlorure :


\mathrm{MCl + H_2SO_4 \longrightarrow \ MHSO_4 + HCl}


\mathrm{MCl + MHSO_4 \longrightarrow \ M_2SO_4 + HCl}


La première réaction a lieu à 150 à 300 °C, tandis que la seconde étape nécessite une température d'environ 550 à 600 °C et un excès de sel[5].
Le procédé Mannheim et le procédé Berlin sont 2 exemples de production utilisant cette voie de synthèse[5].

Coproduit de la chloration et de la fluoration

La majeure partie de la production d'acide chlorhydrique est liée à la chloration de composés organiques surtout la production de chlorure de vinyle à partir de 1, 2-dichloroéthane[5]. Il s'agit fréquemment d'une production intégrée, c. -à-d. que le flux gazeux de chlorure d'hydrogène quitte l'installation de chloration pour être utilisé dans une autre installation chimique. C'est une réaction de substitution d'un atome d'hydrogène par un atome de chlore provenant du dichlore. L'atome d'hydrogène ainsi libéré se recombine pour former le chlorure d'hydrogène.

\mathrm{R-H + Cl_{2} \longrightarrow R-Cl + HCl}


La récupération de de l'acide s'effectue par condensation des composés chlorés, par distillation fractionnée des produits issus de la chloration après liquéfaction ou par absorption dans l'eau du chlorure d'hydrogène[5].

Une voie de synthèse de la fluoration permet la production de d'acide chlorhydrique. La réaction est comparable à la chloration, mais cette fois c'est un atome de chlore préalablement fixé sur le substrat qui est substitué par un atome de fluor. Cette réaction est surtout utilisé pour la fluoration de chlorofluoroalcanes, de composés aromatiques et d'hétérocycles[5].

\mathrm{R-Cl + HF \longrightarrow R-F + HCl}


L'utilisation de catalyseurs est fréquemment indispensable pour les cas de multifluoration : les halogénures d'antimoine sont les plus usités en phase liquide tandis qu'en phase gazeuse ce sont les sels de fluor tels le fluorure d'aluminium ou le fluorure de chrome [6].
Le chlorure d'hydrogène gazeux obtenu est soit réutilisé directement, soit dissous dans de l'eau pour former de l'acide chlorhydrique.

Incinération de déchets chlorés

Les composés organiques chlorés correspondent à une classe de déchets toxiques surtout liés à une faible biodégradabilité. L'incinération est la méthode la plus utilisée pour neutraliser de telles substances. La combustion a lieu à des températures supérieures à 1 000 °C dans des installations réfractaires en présence d'excès d'oxygène. Les gaz de combustion contenant de l'eau, du gaz carbonique et du chlorure d'hydrogène sont refroidis via un refroidissement à l'eau par contact direct. L'acide est récupéré par absorption dans l'eau[5].

\mathrm{C_xH_yCl_z + a O_2 \longrightarrow x CO_2 + \frac{y-z}{2} H_2O + z HCl}


Marché industriel

L'acide chlorhydrique est produit en solution jusqu'à des concentrations de 38 % HCl. Des concentrations plus élevées sont envisageables d'un point de vue chimique, mais l'évaporation est alors importante et tant le stockage que la manipulation demandent des précautions supplémentaires, telles des températures basses ou une mise sous pression. Les solutions produites pour l'industrie ont par conséquent des concentrations voisines de 30 % à 34 % HCl, optimisées pour le transport de façon à limiter les pertes par évaporation. Les solutions pour un usage domestique (essentiellement dans les produits d'entretien) ont le plus souvent des concentrations de l'ordre de 10 % à 12 % HCl, pour lesquelles il est cependant recommandé de diluer de nouveau avant utilisation.

Les principaux fabricants d'acide chlorhydrique dans le monde sont surtout Dow Chemical avec 2 millions de tonnes par an[7], mais aussi Formosa plastics, Georgia gulf corporation, Tosoh corporation, Akzo Nobel et Tessenderlo avec des productions comprises entre 0, 5 et 1, 5 millions de tonnes par an[7]. La production mondiale totale est estimée à 20 millions de tonnes par an, dont à peu près 3 millions de tonnes par synthèse directe et le complément comme produit secondaire de réactions organiques[7]. La plus grande partie de la production est utilisée directement par le producteur : le marché mondial «externe» est estimé à 5 millions de tonnes par an[7].

Utilisations

L'acide chlorhydrique est un acide inorganique fort, utilisé dans la plupart de procédés industriels. La qualité du produit utilisé dépend le plus souvent de l'application envisagée.

Productions de composés organiques

La majeure partie de l'acide chlorhydrique est utilisée pour la production de composés organiques tels que le chlorure de vinyle pour le PVC ou le 4, 4'-MDI/Diisocyanate de toluène pour le polyuréthane. Cette utilisation fonctionne souvent sur un mode captif, c'est-à-dire avec une utilisation d'acide chlorhydrique fabriqué localement. Parmi les autres composés organiques dont la fabrication nécessite de l'acide chlorhydrique, on peut citer le bisphénol A pour les polycarbonates, le charbon actif et l'acide ascorbique (vitamine C), mais aussi de nombreux produits pharmaceutiques.

Régénération d'échangeurs d'ions

Une utilisation importante de l'acide chlorhydrique de haute qualité est la régénération de résines échangeuses d'ions. L'échange de cations est fréquemment utilisé pour retirer des ions dont surtout Na+ ou Ca2+ de solutions aqueuses pour produire de l'eau déminéralisée :

Les résines échangeuses d'ions et l'eau déminéralisée ainsi obtenue sont particulièrement utilisées dans l'industrie chimique, la production d'eau potable ou l'industrie agroalimentaire.

Neutralisation et contrôle du pH

L'acide chlorhydrique est fréquemment utilisé pour réguler l'acidité (pH) de solutions :

\mathrm{H_3Oˆ+_{(aq)} + HOˆ-_{(aq)} \longrightarrow  2\,H_2O_{(l)}}

Dans les industries nécessitant une pureté élevée (industrie pharmaceutique, agroalimentaire, ou de production d'eau potable), le contrôle du pH de l'eau utilisée dans les procédés est effectué avec de l'acide chlorhydrique de haute qualité. Dans les industries moins sensibles, de l'acide chlorhydrique de qualité technique est utilisé pour neutraliser l'eau rejetée, ou pour les traitements de piscines.

Décapage des aciers

Le décapage est une étape principale dans le traitement de surface d'un métal, le plus fréquemment du fer ou de l'acier, pour retirer la couche d'oxyde avant de lui faire subir une extrusion, une galvanisation ou tout autre procédé. Le réactif le plus fréquemment utilisé pour le décapage des aciers carbone est l'acide chlorhydrique de qualité technique, de concentration le plus souvent voisine de 18% HCl.

\mathrm{Fe_2O_{3(s)} + Fe_{(s)}+ 6\,(H_3Oˆ+_{(aq)}, Clˆ-_{(aq)}) \longrightarrow  3\,(Feˆ{2+}_{(aq)}, 2\,Clˆ-_{(aq)})  + 9\,H_2O_{(l)}}

Le produit de la réaction a longtemps été réutilisé comme solution de chlorure de fer (II) , mais les concentrations importantes de métaux lourds tendent à faire disparaître cette utilisation.

L'industrie métallurgique a développé dans les dernières années un procédé de régénération de l'acide chlorhydrique servant à récupérer l'acide utilisé lors du décapage. L'un des procédé de régénération les plus courants est le procédé Dependeg  :

\mathrm{4\,(Feˆ{2+}_{(aq)}, 2\,Clˆ-_{(aq)}) + 12\,H_2O_{(l)} + O_{2(g)} \longrightarrow 8\,(H_3Oˆ+_{(aq)}, Clˆ-_{(aq)}) + 2\,Fe_2O_{3(s)}}

De cette manière, l'acide chlorhydrique est utilisé en circuit fermé. L'oxyde de fer produit par le procédé de régénération forme d'autre part un produit secondaire valorisable dans l'industrie.

L'acide chlorhydrique n'est pas un réactif de décapage fréquemment utilisé dans le cas des aciers inoxydables (on utilise plutôt des solutions à base d'acide fluorhydrique).

Production de composés inorganiques

L'acide chlorhydrique est parfois utilisé pour produire la plupart de composés inorganiques au cours de réactions de type acido-basique, surtout des produits de traitement de l'eau tels que le chlorure de fer (III) ou le chlorure d'aluminium.

\mathrm{Fe_2O_{3(s)} + Fe_{(s)}+ 6\,(H_3Oˆ+_{(aq)}, Clˆ-_{(aq)}) \longrightarrow  2\,(Feˆ{3+}_{(aq)}, 3\,Clˆ-_{(aq)})  + 9\,H_2O_{(l)}}

Le chlorure de fer (III) et le chlorure d'aluminium sont utilisés comme agents coagulants ou floculants dans des traitements d'effluents, la production d'eau potable ou la production de papier.

Parmi d'autres composés inorganiques produits avec de l'acide chlorhydrique, on peut citer le chlorure de calcium (CaCl2) pour le salage des routes, le chlorure de nickel (II) (NiCl2) pour l'électrodéposition, ou le chlorure de zinc (ZnCl2) pour la galvanisation ou la production de batteries.

Autres utilisations

L'acide chlorhydrique est une espèce chimique principale utilisée aussi dans la plupart d'applications à petite échelle, telles que le traitement du cuir ou la construction, ou comme nettoyant domestique. Qui plus est , la production de pétrole peut être facilitée en injectant de l'acide chlorhydrique dans les formations rocheuses constituant le puits de pétrole, ce qui sert à dissoudre une partie de la roche et de former une structure poreuse. L'acidification est un procédé fréquemment utilisé pour la production pétrolière en mer du Nord.

De nombreuses transformations chimiques mettant en œuvre de l'acide chlorhydrique sont aussi utilisées pour la production d'ingrédients alimentaires ou d'additifs alimentaires. On peut surtout citer l'aspartame, le fructose, l'acide citrique, la lysine, les protéines hydrolysées et la gélatine. L'acide chlorhydrique utilisé est alors de qualité extra-pure.

L'acide chlorhydrique et les organismes vivants

Physiologie

L'acide chlorhydrique est le principal constituant des acides gastriques. Il est par conséquent présent dans l'estomac où il contribue à la digestion des aliments. Il est sécrété par les cellules pariétales (aussi connues sous le nom de cellules oxyntiques) au cours d'un mécanisme complexe mettant en jeu une importante quantité d'énergie. Ces cellules contiennent un réseau de sécrétion important (appelé canaliculi), depuis lequel l'acide chlorhydrique est sécrété dans l'estomac. Elles font partie des glandes épithéliales de l'estomac.

Pathophysiologie et pathologie

Les mécanismes qui préviennent les dommages de l'épithélium digestif par l'acide chlorhydrique sont les suivants :

Quand ces mécanismes de protections ne fonctionnent pas, il peut se développer des brûlures d'estomac (ou ulcère). Des médicaments nommés inhibiteur de la pompe à protons permettent d'empêcher la production excessive d'acide dans l'estomac, alors que des antiacides permettent de neutraliser les acides présents.

Occasionnellement, la production d'acide chlorhydrique dans l'estomac peut être insuffisante. Cet état pathologique est connu sous le nom d'achlorhydrie (ou hypochlorhydrie). Il peut potentiellement conduire à des gastro-entérites.

Armes chimiques

Au cours de la Première Guerre mondiale, le phosgène (COCl2) était une arme chimique fréquemment utilisée. Le principal effet du phosgène résulte de la dissolution du gaz dans les membranes muqueuses des poumons où il est convertit par hydrolyse en acide carbonique et en acide chlorhydrique. Ce dernier contribue à rompre les membranes alvéolaires et les poumons se remplissent de fluide (œdème pulmonaire).

L'acide chlorhydrique est aussi en partie responsable des effets du gaz moutarde. En présence d'eau, par exemple à la surface des yeux ou dans les poumons, le gaz moutarde réagit en formant de l'acide chlorhydrique.

Sécurité

L'acide chlorhydrique fortement concentré forme des vapeurs acides. Ces vapeurs et la solution d'acide ont toutes deux un effet corrosif sur les tissus humains, et peuvent endommager les organes respiratoires, les yeux, la peau et les intestins. Le dichlore, un gaz particulièrement toxique, est produit quand l'acide chlorhydrique est mélangé avec des produits chimiques oxydants courants tels que l'eau de Javel (Na+ (aq) + ClO- (aq) ) ou le permanganate de potassium (KMnO4). Pour minimiser les risques lors de l'utilisation d'acide chlorhydrique, il convient de prendre les précautions appropriées. A titre d'exemple, il ne faut jamais ajouter de l'eau dans l'acide : pour éviter les projections de gouttelettes acides, il convient d'ajouter l'acide dans l'eau. Il est aussi recommandé de toujours porter des lunettes de sécurité et des gants[8]

Voir aussi

Notes et références

  1. Masse molaire calculée selon Atomic weights of the elements 2007 sur www. chem. qmul. ac. uk
  2. Entrée de «Hydrochloric acid solution» dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la BGIA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 5 juillet 2009 (JavaScript indispensable)
  3. IARC Working Group on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans, «Evaluations Globales de la Cancérogénicité pour l'Homme, Groupe 3 : Inclassables quant à leur cancérogénicité pour l'Homme» sur http ://monographs. iarc. fr, CIRC, 16 janvier 2009. Consulté le 22 août 2009
  4. Jâbir Ibn Hayyân - Un grand chimiste, consulté le 7 mai 2008
  5. (en) Severin Austin and Arndt Glowacki, Hydrochloric Acid, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co, coll. «Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry», 15 juin 2000 [présentation en ligne] 
  6. (en) Günter Siegemund, Werner Schwertfeger, Andrew Feiring, Bruce Smart, Fred Behr, Herward Vogel, Blaine McKusick, Fluorine Compounds, Organic, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co, coll. «Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry», 15 juin 2000 [présentation en ligne] 
  7. Chemicals Economics Handbook, Hydrochloric Acid, SRI International, 2001, p. 733.4000A-733.3003F
  8. Fiche toxicologique : Chlorure d'hydrogène et solutions aqueuses sur www. inrs. fr. Consulté le 30 mars 2010

Sources

Liens externes

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"Le gaz chlorhydrique (chlorure"

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