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Cet article concerne le corps pur. Pour le chlorure d'hydrogène en solution, voir Acide chlorhydrique.

Chlorure d'hydrogène
Identification
Nom UICPA	acide chlorhydrique chlorure d'hydrogène
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  [Isomères]
Masse molaire[3]	36,461 ± 0,002 g/mol H 2,76 %, Cl 97,23 %,
pKa	-4
Moment dipolaire	1,108 6 ± 0,000 3 D [2]
Propriétés physiques
T° fusion	−114 °C[1]
T° ébullition	à 101,3 kPa : −85 °C[1]
Solubilité	dans l'eau à 20 °C : 720 g·l-1[1]
Masse volumique	1,49 g·l-1 (gaz)[1] équation[4] : ${\displaystyle \rho =3.342/0.2729^{(1+(1-T/324.65)^{0.3217})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 158,97 à 324,65 K. Valeurs calculées : 0,79748 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 158,97 −114,18 34,854 1,27081 170,02 −103,13 34,06278 1,24196 175,54 −97,61 33,65988 1,22727 181,06 −92,09 33,25168 1,21239 186,58 −86,57 32,83783 1,1973 192,11 −81,04 32,41796 1,18199 197,63 −75,52 31,99165 1,16645 203,15 −70 31,55843 1,15065 208,67 −64,48 31,11779 1,13459 214,2 −58,95 30,66913 1,11823 219,72 −53,43 30,21179 1,10155 225,24 −47,91 29,74502 1,08453 230,76 −42,39 29,26794 1,06714 236,29 −36,86 28,77954 1,04933 241,81 −31,34 28,27867 1,03107 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 247,33 −25,82 27,76393 1,0123 252,86 −20,29 27,23368 0,99297 258,38 −14,77 26,68595 0,973 263,9 −9,25 26,1183 0,9523 269,42 −3,73 25,52773 0,93077 274,95 1,8 24,9104 0,90826 280,47 7,32 24,26133 0,88459 285,99 12,84 23,57384 0,85953 291,51 18,36 22,8386 0,83272 297,04 23,89 22,04198 0,80367 302,56 29,41 21,16264 0,77161 308,08 34,93 20,16371 0,73519 313,6 40,45 18,97084 0,6917 319,13 45,98 17,38176 0,63376 324,65 51,5 12,246 0,4465
Pression de vapeur saturante	équation[4] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(104.27+{\frac {-3731.2}{T}}+(-15.047)\times ln(T)+(3.1340E-2)\times T^{1})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 158,97 à 324,65 K. Valeurs calculées : 4 722 161,04 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 158,97 −114,18 13 522 170,02 −103,13 31 962,18 175,54 −97,61 46 856,36 181,06 −92,09 66 846,64 186,58 −86,57 93 068,96 192,11 −81,04 126 773,06 197,63 −75,52 169 316,03 203,15 −70 222 156,14 208,67 −64,48 286 847,69 214,2 −58,95 365 037,4 219,72 −53,43 458 462,74 225,24 −47,91 568 952,44 230,76 −42,39 698 429,36 236,29 −36,86 848 915,79 241,81 −31,34 1 022 541,06 T (K) T (°C) P (Pa) 247,33 −25,82 1 221 551,62 252,86 −20,29 1 448 323,34 258,38 −14,77 1 705 376,06 263,9 −9,25 1 995 390,34 269,42 −3,73 2 321 226,34 274,95 1,8 2 685 944,85 280,47 7,32 3 092 830,5 285,99 12,84 3 545 417,17 291,51 18,36 4 047 515,78 297,04 23,89 4 603 244,46 302,56 29,41 5 217 061,42 308,08 34,93 5 893 800,65 313,6 40,45 6 638 710,64 319,13 45,98 7 457 496,57 324,65 51,5 8 356 400
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) équation[4] : ${\displaystyle C_{P}=(4.7300E4)+(90.000)\times T}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 165 à 185 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 165 −108,15 62 150 1 705 166 −107,15 62 240 1 707 167 −106,15 62 330 1 709 167 −106,15 62 330 1 709 168 −105,15 62 420 1 712 169 −104,15 62 510 1 714 169 −104,15 62 510 1 714 170 −103,15 62 600 1 717 171 −102,15 62 690 1 719 171 −102,15 62 690 1 719 172 −101,15 62 780 1 722 173 −100,15 62 870 1 724 173 −100,15 62 870 1 724 174 −99,15 62 960 1 727 175 −98,15 63 050 1 729 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 175 −98,15 63 050 1 729 176 −97,15 63 140 1 732 177 −96,15 63 230 1 734 177 −96,15 63 230 1 734 178 −95,15 63 320 1 737 179 −94,15 63 410 1 739 179 −94,15 63 410 1 739 180 −93,15 63 500 1 742 181 −92,15 63 590 1 744 181 −92,15 63 590 1 744 182 −91,15 63 680 1 747 183 −90,15 63 770 1 749 183 −90,15 63 770 1 749 184 −89,15 63 860 1 751 185 −88,15 63 950 1 754
Précautions
SGH[9]
Danger H314 et H331 H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H331 : Toxique par inhalation
SIMDUT[10]
A, D1A, E, A : Gaz comprimé Tension de vapeur absolue à 50 °C = 7 950 kPa D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3 E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
2 3 1 W
Transport
268    1050    Code Kemler : 268 : gaz toxique et corrosif Numéro ONU : 1050 : CHLORURE D’HYDROGÈNE ANHYDRE Classe : 2.3 Code de classification : 2TC : Gaz liquéfié, toxique, corrosif ; Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 8 : Matières corrosives -    2186    Numéro ONU : 2186 : CHLORURE D’HYDROGÈNE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.3 Code de classification : 3TC : Gaz liquéfié réfrigéré, toxique, corrosif ; Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 8 : Matières corrosives Selon le chapitre 2.2.2.2.2, le chlorure d'hydrogène, sous sa forme liquéfiée réfrigérée n'est pas autorisé au transport par l'ADR « ADR 2021 Vol 1 » [PDF], Nations unies, 2020 (ISBN 978-92-1-139177-0, consulté le 30 avril 21), p. 136
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.
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Le chlorure d’hydrogène, de symbole chimique HCl, est un corps composé de chlore et d'hydrogène, incolore, toxique et hautement corrosif. Dans les conditions ambiantes de température et de pression, c'est un gaz qui forme des fumées blanches au contact de l'humidité. Ces fumées sont constituées d'acide chlorhydrique, solution ionique de chlorure d'hydrogène dans l'eau.

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 pur. Les chimistes parlent parfois d'acide chlorhydrique gazeux ou anhydre pour se référer au chlorure d'hydrogène.

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 XVII^e 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 XX^e 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.

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.

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

Du fait de sa nature acide, le chlorure d'hydrogène est un gaz corrosif, tout particulièrement en présence d’humidité (2–5 ppm d'eau suffisent).

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 :

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 :

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

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^[12] :

2 NaCl + H₂SO₄ → 2 HCl + Na₂SO₄.

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 :

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.

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

• libération à partir d’acide chlorhydrique concentré en utilisant de l’acide sulfurique concentré.
• libération à partir d’acide chlorhydrique concentré en utilisant du chlorure de calcium anhydre.
• en faisant réagir de l’acide sulfurique et du chlorure de sodium suivant : NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

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.

Les utilisations historiques du chlorure d’hydrogène au cours du XX^e 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 :

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 :

• pour la plus grande part la production d’acide chlorhydrique
• l’hydro-chloration du caoutchouc
• la production de chlorure de vinyle et de chlorure d’alkyle
• le traitement du coton
• l’industrie des semi-conducteurs.

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.

• acide chlorhydrique
• chlorure
• fluorure d'hydrogène
• bromure d'hydrogène
• iodure d'hydrogène

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