Voir la source de Acide chlorhydrique

{{Voir paronyme|Acidcloridrix}}
{{Autre4|le chlorure d’hydrogène en solution|le gaz|Chlorure d'hydrogène}}
{{Voir homonymes|HCL}}
{{Infobox Chimie
 | nom                      = Acide chlorhydrique
 | image                    = Hydrochloric acid.svg
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 | légende                  = [[Ion hydronium]] et [[chlorure]] constituant l'acide chlorhydrique.
<!-- Général --> | DCI                      = 
 | nomIUPAC                 = acide chlorhydrique
 | synonymes                = solution de chlorure d'hydrogène, autrefois acide muriatique, esprit de sel
 | CAS                      = {{CAS|7|6|4|7|0|1|0}}
 | ECHA                     = 231-595-7
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 | RTECS                    = {{RTECS|MW4025000}}
 | ATC                      = {{ATC|B05XA13}} {{ATCvet|}}
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 | InChIKey                 = 
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 | StdInChIKey              = 
 | apparence                = transparent, très légèrement jaunâtre
<!-- Propriétés chimiques --> | formule                  = 
 | H                        = 1
 | Cl                       = 1 <!--|cacher=oui|exp=|categorisationAuto=désactivée-->
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 | pKa                      = {{pKa|-6.3|T(°C)=|T(K)=}}<ref>William L. Jolly, ''Modern Inorganic Chemistry'', McGraw-Hill, 1984, {{p.|177}}.</ref>
 | momentDipolaire          = {{nb||D}}
 | susceptibiliteMagnetique = 
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 | indiceIode               = 
 | indiceAcide              = 
 | indiceSaponification     = <!-- Propriétés physiques -->
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 | solubilite               = {{nb|700|g||l|-1|M=36.461}} (eau){{refsou}}
 | parametreSolubilite      = <!-- {{Nb||MPa|1/2}} ({{température||°C}}) -->
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 | masseVolumique           = environ {{nb|1.19|g||cm|-3}}<ref name="GESTIS"/> à {{tmp|20|°C}} (solution à 37 %)
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 | pressionVapeur           = 
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 | esfSolide                = {{Nb||kJ||mol|-1}}
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 | enthVap                  = 
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 | PCS                      = 
 | PCI                      = <!-- Propriétés biochimiques -->
 | codons                   = 
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 | acideAmineEss            = <!-- Propriétés électroniques -->
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 | classe                   = <!-- '' ''{{surligner|}}'' '' ({{n°}} )--> {{Infobox Chimie/Groupe espace||ref=}}
 | Schoenflies              = 
 | Strukturbericht          = 
 | structureType            = 
 | parametresMaille         = 
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 | macle                    = <!-- Propriétés optiques -->
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 | SIMDUT                   = {{SIMDUT|}}
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 | CIRC                     = Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme<ref>{{Lien web
 | url = http://monographs.iarc.fr/FR/Classification/crthgr03list.php
 | titre = Evaluations Globales de la Cancérogénicité pour l'Homme, Groupe 3 : Inclassables quant à leur cancérogénicité pour l'Homme
 | auteur = IARC Working Group on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans
 | date = 16 janvier 2009
 | site = monographs.iarc.fr
 | éditeur = CIRC
 | consulté le = 22 août 2009
|brisé le = 2023-10-25}}.</ref>
 | inhalation               = Les vapeurs peuvent être mortelles
 | peau                     = Peut provoquer de graves blessures
 | yeux                     = Très dangereux
 | ingestion                = Toxique, parfois mortelle
<!-- Écotoxicologie --> | DL50                     = <!-- {{Nb||mg||kg|-1}} (souris, [[Ingestion|oral]]) <br /> (souris, [[Injection intraveineuse|i.v.]]) <br /> (souris, [[sous-cutané|s.c.]]) <br /> (souris, [[intrapéritonéal|i.p.]]) -->
 | CL50                     = 
 | LogP                     = <!--([[octanol]]/eau)-->
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 | isomères                 = <!-- Supplément -->
 | supplement               = 
}}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboîte ----------------------------- -->
L''''acide chlorhydrique''' (aussi anciennement appelé acide muriatique) est une [[Solution (chimie)|solution]] de [[chlorure d'hydrogène]] dans l'[[eau]]. Le chlorure d'hydrogène, un [[acide fort]], est un gaz [[Molécule diatomique|diatomique]] de [[formule chimique]] HCl qui s'ionise totalement en [[solution aqueuse]] pour donner toute une variété d'[[Espèce chimique|espèces chimiques]], notamment des [[anion]]s [[chlorure]] Cl{{exp|−}} et des [[cation]]s [[Ion hydronium|hydronium]] {{fchim|H|3|O}}{{exp|+}}, ces derniers étant en moyenne [[Solvatation|solvatés]] par cinq [[Molécule d'eau|molécules d'eau]] ; diverses variétés d'[[Ion oxonium|ions oxonium]] sont également présents parmi les [[soluté]]s. Il se présente sous la forme d'un liquide incolore d'aspect aqueux à l'odeur piquante très reconnaissable. L'acide concentré est très [[Corrosion|corrosif]], avec des émanations ou « fumées » toxiques, et il doit être manié avec précaution<ref>[http://cap.chru-lille.fr/~cap/GP/magazines/98973.html Présentation de HCl par le centre antipoison de Lille].</ref> ; il peut avoir un [[potentiel hydrogène|pH]] inférieur à -1<ref>{{Article|prénom=Kieran F.|nom=Lim|titre=Negative pH Does Exist|périodique=Journal of Chemical Education|volume=83|mois=octobre|année=2006|doi=10.1021/ed083p1465|lire en ligne=http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed083p1465}}.</ref>.

L'acide chlorhydrique est le principal constituant des [[Suc gastrique|acides gastriques]]. Cet [[acide minéral]] est couramment utilisé comme réactif dans l'[[industrie chimique]]. Il est essentiellement produit comme [[Précurseur (chimie)|précurseur]] du [[chlorure de vinyle]] destiné à la fabrication du [[Polychlorure de vinyle|PVC]]. Dans l'[[industrie agroalimentaire]], il est utilisé comme [[additif alimentaire]] et pour la production de [[gélatine]]. Son utilisation domestique, sous forme diluée, se résume à l'entretien des [[Installation sanitaire|installations sanitaires]] afin d'en éliminer les dépôts de [[calcaire]].

L'acide chlorhydrique est aussi connu sous le nom d’''acide muriatique''<!-- L'appellation "Acide muriatique" est encore très utilisée au Québec. De nombreuses solutions commerciales d'acide chlorhydrique portent le nom d'acide muriatique. --> ou d’''esprit de sel'', et ce déjà bien avant la découverte du [[chlore]], car il était produit au {{s-|XV}} par [[Basile Valentin]] à partir de [[Halite|sel gemme]] NaCl et de [[sulfate de fer(II)]] {{fchim|FeSO|4}} (le « vitriol vert »), et au {{s-|XVII}} par l'Allemand [[Johann Rudolf Glauber]] à partir de [[Sel alimentaire|sel de table]] et d'[[acide sulfurique]] {{H2SO4}}. Il aurait été découvert par l'[[Alchimie|alchimiste]] [[Jabir ibn Hayyan]] aux alentours de l'an [[800]]<ref name=":0">{{Lien web |langue=fr |titre=DJĀBIR IBN ḤAYYĀN (VIIIe s.) |url=https://www.universalis.fr/encyclopedie/djabir-ibn-hayyan/ |accès url=payant |site=Universalis |consulté le=5 décembre 2023}}.</ref>. L'acide muriatique est une espèce chimique qui a été fréquemment utilisée depuis les débuts de la [[chimie]]. Au [[Moyen Âge]], sous le nom d'« esprit de sel » qui dénote la proximité avec le sel marin [[Chlorure de sodium|NaCl]], il était utilisé par les alchimistes dans leur quête de la [[pierre philosophale]]<ref>[http://portail.atilf.fr/cgi-bin/dico1look.pl?strippedhw=esprit&headword=&docyear=ALL&dicoid=ALL&articletype=1 Esprit de sel], dans le ''Dictionnaire de l'Académie française'', {{1re}}{{éd.}}, 1694.</ref> (ou ''acidum salis''). Après [[Johann Rudolf Glauber|Glauber]], il fut ensuite encore plus communément utilisé au laboratoire de chimie, notamment au tournant du {{s2-|XVIII|XIX}} par des scientifiques tels que [[Joseph Priestley|Priestley]] ou [[Humphry Davy|Davy]] qui contribuèrent à établir la chimie moderne.

== Histoire ==

[[Fichier:Al-Jaahith - African Arab Naturalist - Basra - al jahiz.jpg|vignette|Jabir ibn Hayyan, manuscrit du {{s-|XV}}.|gauche]]{{Source douteuse}}
L'acide chlorhydrique a été découvert au voisinage de l'an [[800]] par l'[[alchimie|alchimiste]] [[Jabir ibn Hayyan]], qui l'obtint en mélangeant du [[sel alimentaire|sel]] ([[chlorure de sodium]], NaCl) et du [[vitriol]] ([[acide sulfurique]], H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) en solution<ref name=":0" />.

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, est le ''[[gaz]] [[acide]] [[mer|marin]]''<ref name="Ullmann">{{Ouvrage
 | titre = Hydrochloric Acid
 | éditeur = Wiley-VCH Verlag
 | collection = Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry
 | auteur1 = Severin Austin | auteur2 = Arndt Glowacki
 | langue = en
 | jour = 15
 | mois = juin
 | année = 2000
 | doi = 10.1002/14356007.a13_283
 | présentation en ligne = http://www.mrw.interscience.wiley.com/emrw/9783527306732/ueic/article/a13_283/current/abstract?hd=All,hydrochloric&hd=All,acid
}}.</ref>. L'ancien nom ''acide muriatique'' possède la même origine : ''muriatique'' signifie « appartenant au sel ou à l'[[eau]] de mer », et le nom est parfois encore utilisé. [[Basile Valentin|Basilius Valentinus]], l'abbé-alchimiste de l'[[abbaye]] d'[[Erfurt]] ([[Allemagne]]), en produisit une quantité importante au {{s-|XV}}.

Au {{s-|XVII}}, [[Johann Rudolf Glauber]] de [[Karlstadt-sur-le-Main|Karlstadt am Main]] ([[Allemagne]]) utilise du sel, NaCl, et de l’acide sulfurique pour préparer du [[sulfate de sodium]] ({{formule chimique|Na|2|SO|4}}), produisant ainsi du chlorure d’hydrogène gazeux, HCl<ref name="Ullmann"/>. [[Joseph Priestley]] de [[Leeds]] prépare du chlorure d’hydrogène pur en [[1772]], et en [[1818]] [[Humphry Davy]] de [[Penzance]] ([[Royaume-Uni]]) démontre que ce produit chimique est constitué d'[[hydrogène]] et de chlore<ref name="Ullmann"/>.

Au cours de la [[révolution industrielle]], la demande de substances [[Base (chimie)|alcalines]], et notamment de [[carbonate de sodium]], augmente fortement en [[Europe]], et le procédé industriel mis au point par [[Nicolas Leblanc]] permet une production bon marché à grande échelle en tant que 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 [[Houille|charbon]], avec également 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 est relâché dans l'air<ref name="Ullmann"/>. À la suite de cette interdiction, les producteurs de carbonate de sodium sont contraints de dissoudre le gaz dans l'eau, produisant ainsi de l'acide chlorhydrique à l'échelle industrielle<ref name="Ullmann"/>.

Lorsque le procédé Leblanc est remplacé au début du {{XXe siècle}} par le [[procédé Solvay]], sans production secondaire d'acide chlorhydrique, celui-ci s'était d'ores et déjà imposé comme un réactif chimique important pour un grand nombre 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 contre le trafic illicite de stupéfiants et de substances psychotropes|convention de 1988]] contre le [[trafic de stupéfiants|trafic de drogues]], du fait de son utilisation dans la synthèse d'[[héroïne]] et de [[cocaïne]].

== Chimie ==

[[Fichier:HCl molecule model-VdW surface.svg|vignette|droite|Modèle moléculaire du chlorure d'hydrogène.]]

Le chlorure d'hydrogène (HCl{{ind|(g)}}), sous forme gazeuse, est un monoacide qui se dissocie (s'ionise) dans l'eau pour donner un [[ion]] H{{exp|+}} (un [[proton]]). L'autre ion formé lors de la dissociation est l'ion [[chlorure]] Cl{{exp|-}}. En [[solution aqueuse]], l'ion H{{exp|+}} se lie à une molécule d'eau pour former un [[ion oxonium]] {{fchim|H|3|O}}{{exp|+}}. En effet, la molécule d’eau est sensiblement polarisée et peut former une liaison faible avec le noyau hydrogène de la seconde molécule fortement polarisée, laquelle libère alors l’ion chlorure qui conserve l’électron issu de l’hydrogène :

:HCl{{ind|(g)}} + [[Eau|{{fchim|H|2|O|(l)}}]] → [[Hydronium|{{fchim|H|3|O}}{{indexp|(aq)|+}}]] + [[Chlorure|Cl{{indexp|(aq)|−}}]].

L'acide chlorhydrique peut donc être utilisé pour préparer des sels dits ''chlorures'', par exemple le chlorure de sodium NaCl{{ind|(s)}}. L'acide chlorhydrique est un acide fort : il est totalement dissocié dans l'eau.

Des deux ions {{fchim|H|3|O}}{{exp|+}} et Cl{{exp|-}} résultants de cette [[hydratation]] du chlorure d'hydrogène, l’ion chlorure n'est plus polarisé spatialement (mais reste légèrement réactif face à un autre composé réductible présent dans la solution), alors que l'ion oxonium distribue équitablement les deux électrons issus des atomes hydrogène de l'eau autour des trois noyaux d'hydrogène de l'ion oxonium, dans une configuration faiblement polarisée spatialement (et beaucoup plus stable que celle du chlorure d’hydrogène). Cette faible polarisation spatiale de l'ion oxonium peut toutefois encore former une liaison faible avec une autre molécule d'eau à son voisinage, en phase liquide ou dans un cristal (glace d'acide chlorhydrique). Ces liaisons faibles opportunes font apparaître, temporairement en phase liquide, des complexes quasi-quadrivalents mais très instables autour du noyau d'oxygène, en formant avec l'eau ou ses rares ions hydrogène des liaisons plus fiables que celles liant deux molécules d'eau en phase liquide ; ces complexes sont capables de libérer alors très facilement n'importe lequel des 4 noyaux d’hydrogène résultant de cette association, ce qui lui confère son caractère de solution acide très réactive, notamment sur un [[métal]] ou un [[composé organique]].

Un autre impact de la présence accrue des ions oxonium dans la solution (en phase liquide) est que leur hydratation opportune et instable entraîne une augmentation de la viscosité ({{nb|1.53|mPa||s}} à {{tmp|25|°C}}) de la solution par rapport à l'eau pure (proche de {{nb|1.00|mPa||s}} à la même température), dont les chaines de liaison faibles entre molécules d'eau sont facilement perturbées et cassées de façon plus aléatoire, ce qui augmente aussi la capacité de l'eau fluidifiée à traverser des membranes poreuses (plus vite que l'acide chlorhydrique moins fluide, dont les ions oxonium très réactifs réagiront au contraire plus facilement avec la membrane qu'ils peuvent détruire en augmentant la porosité, ce qui facilite ensuite le passage de l'acide), cette eau liquide au voisinage immédiat de l'acide forme des chaines moléculaires plus courtes. Les solutions d'acide chlorhydriques sont donc très pénétrantes.

Les glaces d'acide chlorhydrique forment également des cristaux plus fins et plus facilement fragmentés que ceux de la glace d'eau pure (à conditions de glaciation égales) et seront les premières à fondre (à une température légèrement plus basse) ; la température de glaciation de l'acide chlorhydrique et la quantité relative de glace formée dépend de la concentration en acide de la solution, mais cette différence n'est pas notable pour les solutions usuelles ou les solutions gastriques (insuffisamment concentrées en dépit du pH fortement acide). Cependant c'est l'eau pure de la solution qui gèlera la première (à {{tmp|0|°C}} et non à {{tmp|-30|°C}} pour la solution d'acide chlorhydrique en concentration molaire), ce qui peut alors dégager le chlorure d'hydrogène gazeux qui se réhydrate dans la fraction non gelée de l'eau surnageante (sauf en cas de [[surgélation]] brutale à température très froide pour bloquer les recombinaisons et exfiltrations de soluté à travers les glaces en formation), dont la concentration en acide augmente par conséquent. Cette particularité permet aussi à certaines [[Acidobacteria|bactéries acidophiles]] de résister à des températures très basses où elles devraient geler assez brutalement et exploser (par exemple lors de la congélation qui ne détruit pas les bactéries présentes dans les sucs gastriques, qui doivent absolument être éliminés des aliments par lavage avant congélation, car ces bactéries peuvent rester actives et encore se multiplier dans l'aliment pourtant gelé).

[[Fichier:Titrage.svg|vignette|droite|Titrage acide-base.]]

Les monoacides possèdent une seule [[constante d'acidité|constante de dissociation acide]], ''K''<sub>a</sub>, qui est liée au taux de dissociation de l'acide dans l'eau. Pour un acide fort comme HCl, le ''K''<sub>a</sub> est très élevé ({{nobr|> 1}}). Des tentatives ont été faites pour assigner une constante ''K''<sub>a</sub> à HCl. Lorsqu'un sel de chlorure comme NaCl<sub>(s)</sub> est ajouté à HCl aqueux, il n'a pratiquement aucun effet sur le [[potentiel hydrogène|pH]], ce qui indique que l'ion Cl<sup>−</sup> est une [[base conjuguée]] extrêmement faible et que HCl est totalement dissocié en solution aqueuse. Pour des solutions d'acide chlorhydrique concentrées ou intermédiaires, l'hypothèse que la [[Concentration molaire|molarité]] des ions H<sup>+</sup> (pratiquement tous hydratés) est égale à la molarité d'HCl avant sa solution est excellente, avec un accord de quatre [[chiffre significatif|chiffres significatifs]].

Parmi les acides forts courants en chimie, tous inorganiques, l'acide chlorhydrique est le monoacide le moins susceptible de subir une [[réaction d'oxydoréduction]] [[réaction parasite|parasite]]. Il est l'un des acides les moins [[danger]]eux à manipuler : en dépit de son acidité, il produit des ions chlorure très peu [[Réactif (chimie)|réactifs]] et non [[toxicité|toxiques]]. Les solutions d'acide chlorhydrique moyennement concentrées sont stables et leur concentration ne varie 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 [[base (chimie)|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 fréquemment utilisé en [[analyse chimique]] ou pour dissoudre des échantillons en vue d'analyse. Les solutions d'acide chlorhydrique concentrées peuvent dissoudre certains [[métal|métaux]] en formant des chlorures d'[[oxyde métallique|oxydes métalliques]] et du [[dihydrogène]] gazeux. Il est également utilisé comme [[catalyse]]ur acide dans certaines réactions chimiques.

Au cours de la [[révolution industrielle]], l'acide chlorhydrique devint un réactif chimique industriel important utilisé dans de nombreuses applications, notamment pour la production à grande échelle de [[composé organique|composés organiques]] comme le [[chlorure de vinyle]] pour le [[Polychlorure de vinyle|PVC]], ou comme le [[4,4'-MDI]]/[[Diisocyanate de toluène]] pour le [[polyuréthane]], ainsi que pour des applications à plus petite échelle comme la production de [[gélatine]] ou le traitement du [[cuir]]. La production d'acide chlorhydrique avoisine à l'heure actuelle les vingt millions de tonnes par an (estimation en légère augmentation).

=== Propriétés physiques ===

Les propriétés physiques de l'acide chlorhydrique, telles que les [[point d'ébullition|points d'ébullition]] ou de [[Point de fusion|fusion]], dépendent de la concentration ou de la molarité d'HCl en solution aqueuse. Elles varient 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.

{| class="wikitable alternance centre" | style="text-align:center"
! [[Pourcentage massique]] d'HCl<br />(% massique)
! [[Concentration massique]]<br />(kg d'HCl/m{{3}} de solution)
! [[Masse volumique]] de la solution<br />({{nb|kg/L}})
! [[Molarité]] ({{nb|mol/L}})
! [[potentiel hydrogène|pH]]
! [[Viscosité dynamique|Viscosité]]<br />({{nb|mPa s}})
! [[Chaleur spécifique]]<br />({{nb|kJ kg-1 K-1}})
! [[Pression de vapeur saturante|Pression de vapeur]]<br />({{nb|kPa}})
! [[Point d'ébullition]]<br />(°C)
! [[Point de fusion]]<br />(°C)
|-
| 10
| 104,80 || 1,048 || 2,87 || {{nobr|–0,5}} || 1,16 || 3,47 || 1,95 || 103 || –18{{Référence nécessaire}}
|-
| 20
| 219,60 || 1,098 || 6,02 || {{nobr|–0,8}} || 1,37 || 2,99 || 1,40{{Référence nécessaire}} || 108 || –59
|-
| 30
| 344,70 || 1,149 || 9,45 || {{nobr|–1,0}} || 1,70 || 2,60 || 2,13 || 90 || –52
|-
| 32
| 370,88 || 1,159 || 10,17 || {{nobr|–1,0}} || 1,80 || 2,55 || 3,73 || 84 || –43
|-
| 34
| 397,46 || 1,169 || 10,90 || {{nobr|–1,0}} || 1,90 || 2,50 || 7,24 || 71 || –36
|-
| 36
| 424,44 || 1,179 || 11,64 || {{nobr|–1,1}} || 1,99 || 2,46 || 14,5 || 61 || –30
|-
| 38
| 451,82 || 1,189 || 12,39 || {{nobr|–1,1}} || 2,10 || 2,43 || 23,8 || 48 || –26
|}
{{Centrer|Les [[température]] et [[pression]] de référence pour les valeurs données dans la table sont {{tmp|20|°C}} et {{nb|1|atm}} ({{nb|101|kPa}}).}}

L'acide chlorhydrique en tant que mélange binaire de HCl et {{H2O}} possède un [[azéotrope]] en [[ébullition]] à {{tmp|108.6|°C}} pour une fraction de 20,2 % HCl. En [[cristallisation (chimie)|cristallisation]], il possède quatre [[eutectique]]s pour former les cristaux de HCl·{{H2O}} (68 % HCl), HCl·2{{H2O}} (51 % HCl), HCl·3{{H2O}} (41 % HCl) et HCl·6{{H2O}} (25 % HCl) et de glace (0 % HCl).

<gallery>
Phase diagram HCl H2O s l.PNG
Phase diagram HCl H2O l v.PNG
</gallery>

===Synthèse===
==== Réaction entre le dichlore et le dihydrogène ====

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

:[[Dichlore|{{fchim|Cl|2 (g)}}]] + [[Dihydrogène|{{fchim|H|2 (g)}}]] → 2 {{fchim|HCl|(g)}}.

La réaction a lieu dans un [[brûleur]] : les deux gaz sont acheminés dans une chambre de combustion où ils réagissent en présence d'une flamme qui permet une température supérieure à {{tmp|2000|°C}}<ref name="Ullmann"/>. L'absence d'humidité dans les réactifs est primordiale, car la [[vapeur d'eau]] permet au chlorure d'hydrogène formé de corroder l'installation. Pour éviter cette corrosion, une installation en silice ou en graphite est nécessaire<ref name="Ullmann"/>. 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<ref name="Ullmann"/>.

D'autres procédés basés sur le même principe « brûlent » du carbone ([[coke (charbon)|coke]]) ou du [[dioxyde de soufre]] en présence de chlore et de vapeur d'eau<ref name="Ullmann"/>.

:2 [[Dichlore|{{fchim|Cl|2}}]] + 2 [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Carbone|C]] → 4 HCl + [[Dioxyde de carbone|{{fchim|CO|2}}]] ;
:[[Dichlore|{{fchim|Cl|2}}]] + 2 [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] → 2 HCl + [[Acide sulfurique|{{fchim|H|2|SO|4}}]].

==== Réaction entre chlorures et acide sulfurique ====

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

:[[Métal|M]][[Chlorure|Cl]] + [[Acide sulfurique|{{fchim|H|2|SO|4}}]] → [[Métal|M]][[Hydrogénosulfate|{{fchim|HSO|4}}]] + HCl ;
:[[Métal|M]][[Chlorure|Cl]] + [[Métal|M]][[Hydrogénosulfate|{{fchim|HSO|4}}]] → [[Métal|{{fchim|M|2}}]][[Sulfate|{{fchim|SO|4}}]] + HCl.

La première réaction a lieu à {{tmp|150|300|°C}}, alors que la deuxième étape nécessite une température d'environ {{tmp|550|600|°C}} et un excès de sel<ref name="Ullmann"/>.

Le [[procédé Mannheim]] et le [[procédé Berlin]] sont deux exemples de production utilisant cette voie de synthèse<ref name="Ullmann"/>.

==== Coproduit de la chloration et de la fluoration ====

La majeure partie de la production d'acide chlorhydrique est liée à la [[Chloration (chimie)|chloration]] de [[composé organique|composés organiques]] notamment la production de [[chlorure de vinyle]] à partir de [[1,2-Dichloroéthane|1,2-dichloroéthane]]<ref name="Ullmann"/>. Il s'agit souvent d'une production intégrée, c'est-à-dire que le flux gazeux de chlorure d'hydrogène quitte l'installation de chloration pour être utilisé dans une autre installation chimique. Il s'agit d'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.

:R–H + [[Dichlore|{{fchim|Cl|2}}]] → R–Cl + HCl.

La récupération de l'acide s'effectue par [[condensation]] des composés chlorés, par [[distillation fractionnée]] des produits issus de la chloration après [[liquéfaction]] ou par [[Absorption (physique)|absorption]] dans l'eau du chlorure d'hydrogène<ref name="Ullmann"/>.

Une voie de synthèse de la [[fluoration]] permet la production de d'acide chlorhydrique. La réaction est semblable 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 notamment utilisée pour la fluoration de [[chlorofluorocarbure|chlorofluoroalcanes]], de composés aromatiques et d'[[hétérocycle]]s<ref name="Ullmann"/>.

:R–Cl + [[Fluorure d'hydrogène|HF]] → R–F + HCl.

L'utilisation de [[catalyse]]urs est souvent nécessaire pour les cas de multifluoration : les halogénures d'[[antimoine]] sont les plus usités en phase liquide alors qu'en phase gazeuse ce sont les sels de fluor tels le [[fluorure d'aluminium]] ou le [[fluorure de chrome]]<ref name="Ullmann2">{{Ouvrage
 | titre = Fluorine Compounds, Organic
 | éditeur = Wiley-VCH Verlag
 | collection = Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry
 | auteur1 = Günter Siegemund |auteur2=Werner Schwertfeger |auteur3=Andrew Feiring |auteur4=Bruce Smart |auteur5=Fred Behr |auteur6=Herward Vogel |auteur7=Blaine McKusick
 | langue = en
 | jour = 15
 | mois = juin
 | année = 2000
 | doi = 10.1002/14356007.a11_349
 | présentation en ligne = http://www.mrw.interscience.wiley.com/emrw/9783527306732/ueic/article/a11_349/current/abstract?hd=All,fluorination
}}.</ref>.

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 notamment liés à une faible biodégradabilité. L'[[Incinération des déchets|incinération]] est la méthode la plus utilisée pour neutraliser de telles substances. La [[combustion]] a lieu à des températures supérieures à {{tmp|1000|°C}} dans des installations [[Matériau réfractaire|réfractaire]]s 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<ref name="Ullmann"/>.

{{retrait|1= <math>\mathrm C_x \mathrm H_y \mathrm{Cl}_z + a \mathrm O_2 \longrightarrow x \mathrm{CO}_2 + \frac{y-z}{2} \mathrm{H_2O} + z \mathrm{HCl}</math>}}

=== Marché industriel ===
L'acide chlorhydrique est produit en [[solution aqueuse|solution]] jusqu'à des concentrations de 38 % HCl. Des concentrations plus élevées sont possibles 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 [[température]]s basses ou une mise sous [[pression]]. Les solutions produites pour l'industrie ont donc des concentrations voisines de {{unité/2|30|à=34|%}} HCl, optimisées pour le transport de manière à limiter les pertes par évaporation. Les solutions pour un usage domestique (principalement dans les produits d'entretien) ont généralement des concentrations de l'ordre de {{nobr|10 à 12 %}} HCl, pour lesquelles il est toutefois recommandé de diluer de nouveau avant utilisation.

Les principaux fabricants d'acide chlorhydrique dans le [[Monde (univers)|monde]] sont notamment [[Dow Chemical]] avec {{nobr|2 millions}} de tonnes par an<ref name=CEH/>, ainsi que [[Formosa plastics]], [[Georgia gulf corporation]], [[Tosoh corporation]], [[AkzoNobel]] et [[Tessenderlo]] avec des productions comprises entre {{nb|0.5|et=1.5|million}} de tonnes par an<ref name=CEH>''Chemicals Economics Handbook'', Hydrochloric Acid, SRI International, 2001, {{p.|733}}, 4000A-733.3003F.</ref>. La production mondiale totale est estimée à {{unité|20|millions}} de tonnes par an, dont environ {{unité|3|millions de tonnes}} par synthèse directe et le complément comme produit secondaire de réactions organiques<ref name=CEH/>. La plus grande partie de la production est utilisée directement par le producteur : le marché mondial « externe » est estimé à {{unité|5|millions}} de tonnes par an<ref name=CEH/>.

== Utilisations ==
L'acide chlorhydrique est un acide inorganique très fort, utilisé dans un grand nombre de procédés industriels. La qualité du produit utilisé dépend généralement de l'application envisagée. Cet acide sert à la fabrication d'engrais, de chlorures et de sels métalliques divers. De plus, on l'utilise pour le décapage et le détartrage des métaux.

=== Productions de composés organiques ===
La majeure partie de l'acide chlorhydrique est utilisée pour la production de [[composé organique|composés organiques]] tels que le [[chlorure de vinyle]] pour le [[Polychlorure de vinyle|PVC]] ou le [[4,4'-MDI]]/[[Diisocyanate de toluène]] pour le [[polyuréthane]]. Cette utilisation fonctionne fréquemment 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 [[polycarbonate]]s, le [[charbon actif]] et l'[[acide ascorbique]] (vitamine C), ainsi que de nombreux [[Industrie pharmaceutique|produits pharmaceutiques]].

=== Régénération d'échangeurs d'ions ===

Une utilisation importante de l'acide chlorhydrique de haute qualité est la régénération de [[résine échangeuse d'ions|résines échangeuses d'ions]]. L'échange de [[cation]]s est couramment utilisé pour retirer des [[ion]]s dont notamment [[sodium|Na{{exp|+}}]] ou [[calcium|Ca{{exp|2+}}]] de solutions aqueuses pour produire de l'eau déminéralisée :
* Na{{exp|+}} est remplacé par H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
* Ca{{exp|2+}} est remplacé par 2 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>

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

=== Neutralisation et contrôle du pH ===

L'acide chlorhydrique est couramment utilisé pour réguler l'acidité ([[Potentiel hydrogène|pH]]) de solutions :

:[[Ion hydronium|{{fchim|H|3|O}}{{indexp|(aq)|+}}]] + [[Hydroxyde|OH{{indexp|(aq)|−}}]] {{équil}} 2 [[Eau|{{fchim|H|2|O|(aq)}}]].

Dans les industries nécessitant une [[Pureté chimique|pureté]] élevée (industrie pharmaceutique, agroalimentaire, ou de production d'eau potable), le contrôle du [[potentiel hydrogène|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 [[piscine]]s.

=== Décapage des aciers ===

Le [[décapage]] est une étape essentielle dans le traitement de surface d'un [[métal]], le plus souvent 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 couramment utilisé pour le décapage des aciers carbone est l'acide chlorhydrique de qualité technique, de concentration généralement voisine de 18 % HCl.

{{retrait|1= <math>\mathrm{Fe_2O_{3(s)} + Fe_{(s)}+ 6\,(H_3O^+_{(aq)}, Cl^-_{(aq)}) \longrightarrow 3\,(Fe^{2+}_{(aq)}, 2\,Cl^-_{(aq)}) + 9\,H_2O_{(l)}}</math>}}

Le produit de la réaction a longtemps été réutilisé en tant que solution de [[chlorure de fer(II)]], mais les concentrations importantes de [[Élément-trace métallique|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 permettant de récupérer l'acide utilisé lors du décapage. L'un des procédés de régénération les plus courants est le [[procédé Dependeg]] :
{{retrait|1= <math>\mathrm{4\,(Fe^{2+}_{(aq)}, 2\,Cl^-_{(aq)}) + 12\,H_2O_{(l)} + O_{2(g)} \longrightarrow 8\,(H_3O^+_{(aq)}, Cl^-_{(aq)}) + 2\,Fe_2O_{3(s)}}</math>}}

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

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

=== Production de composés inorganiques ===

L'acide chlorhydrique peut être utilisé pour produire un grand nombre de composés inorganiques au cours de réactions de type [[Réaction acido-basique|acido-basique]], notamment des produits de traitement de l'eau tels que le [[chlorure de fer(III)]] ou le [[chlorure d'aluminium]].

{{retrait|1= <math>\mathrm{Fe_2O_{3(s)} + Fe_{(s)}+ 6\,(H_3O^+_{(aq)}, Cl^-_{(aq)}) \longrightarrow 2\,(Fe^{3+}_{(aq)}, 3\,Cl^-_{(aq)}) + 9\,H_2O_{(l)}}</math>}}

Le chlorure de fer(III) et le chlorure d'aluminium sont utilisés comme agents coagulants ou [[floculation|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]] (CaCl{{ind|2}}) pour le salage des routes, le [[chlorure de nickel(II)]] (NiCl{{ind|2}}) pour l'électrodéposition, ou le [[chlorure de zinc]] (ZnCl{{ind|2}}) pour la [[galvanisation]] ou la production de [[batterie d'accumulateurs|batteries]].

=== Autres utilisations ===

L'acide chlorhydrique est un produit chimique fondamental utilisé également dans un grand nombre d'applications à petite échelle, telles que le ''traitement'' du [[cuir]] ou la construction, ou en tant que ''nettoyant'' domestique. De plus, la production de [[pétrole]] peut être facilitée en injectant de l'acide chlorhydrique dans les formations rocheuses constituant le puits de pétrole, ce qui permet de ''dissoudre'' une partie de la roche et de former une structure [[porosité|poreuse]]. L'acidification est un procédé couramment utilisé pour la production pétrolière en [[mer du Nord]].

L'acide chlorhydrique est utilisé à des fins de ''détartrant'' en dissolvant le calcaire (majoritairement fait de [[carbonate de calcium]] {{fchim|CaCO|3}}) présent sur la surface de pièces fréquemment au contact de l'eau (toilette, éviers{{etc.}}), selon la réaction suivante :

:[[Carbonate de calcium|{{fchim|CaCO|3}}]] + 2 HCl → [[Dioxyde de carbone|{{fchim|CO|2}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Chlorure de calcium|{{fchim|CaCl|2}}]].

De nombreuses transformations chimiques mettant en œuvre de l'acide chlorhydrique sont également utilisées pour la production d'ingrédients [[aliment|''alimentaires'']] ou d'[[additif alimentaire|additifs alimentaires]]. On peut notamment citer l'[[aspartame]], le [[fructose]], l'[[acide citrique]], la [[lysine]], les [[protéine]]s hydrolysées et la [[gélatine]]. L'acide chlorhydrique utilisé est alors de qualité extra-pure. En tant qu'additif, il correspond au code européen {{NrE|E507}}.

L’acide chlorhydrique est également utilisé dans les systèmes de ''refroidissement'' atmosphérique de certaines [[centrale nucléaire|centrales nucléaires]].

Enfin, il est utilisé pour nettoyer des minéraux tels que les quartz, l'acide dissolvant les salissures (fer…) qui voilent les cristaux.

== L'acide chlorhydrique et les organismes vivants ==

=== Physiologie ===

L'acide chlorhydrique est le principal constituant des [[Suc gastrique|acides gastriques]]. Il est donc présent dans l'[[estomac]] où il contribue à la [[digestion]] des aliments. Il est sécrété par les [[cellule pariétale|cellules pariétales]] (également 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 [[Épithélium|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 :
* une [[rétroaction]] négative des sécrétions d'acide ;
* une fine couche de [[mucus]] couvrant l'épithélium gastrique ;
* la sécrétion de [[bicarbonate de sodium]] par les cellules épithéliales de l'[[estomac]] et du [[pancréas]] ;
* la structure même de l'épithélium gastrique ;
* un afflux [[sang]]uin adéquat ;
* les prostaglandines (elles stimulent les sécrétions de mucus et de bicarbonate, maintiennent l'intégrité de la barrière épithéliale, permettent l'afflux sanguin adéquat et stimulent la réparation des membranes muqueuses endommagées).

Lorsque ces mécanismes de protections ne fonctionnent pas, il peut se développer des brûlures d'estomac (ou [[ulcère]]). Des médicaments appelés [[inhibiteur de la pompe à protons|inhibiteurs de la pompe à protons]] permettent d'empêcher la production excessive d'acide dans l'estomac, tandis que des [[antiacide]]s permettent de neutraliser les acides présents.

Dans certains cas, 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-entérite]]s.

=== Armes chimiques ===
Au cours de la [[Première Guerre mondiale]], le [[phosgène]] ({{fchim|COCl|2}}), synthétisé à partir de [[monoxyde de carbone]] et de [[chlore]] pur, était une [[arme chimique]] couramment utilisée. Le principal effet du phosgène résulte de la dissolution du gaz dans les membranes muqueuses des [[poumon]]s où il est converti par [[hydrolyse]] en [[acide carbonique]] et en acide chlorhydrique. Celui-ci contribue à rompre les membranes alvéolaires et les poumons se remplissent de fluide ([[œdème|œdème pulmonaire]]).

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

== Sécurité ==
L'acide chlorhydrique fortement concentré forme des [[Gaz|vapeurs]] acides. Ces dernières et la solution d'acide ont toutes deux un effet corrosif sur les [[Tissu biologique|tissus]] humains, et peuvent endommager les organes respiratoires, les [[œil|yeux]], la [[peau]] et les [[intestin]]s. Le [[dichlore]], un gaz très toxique, est produit lorsque l'acide chlorhydrique est mélangé avec des produits chimiques [[oxydant]]s courants tels que l'[[eau de Javel]] (Na<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + ClO<sup>−</sup><sub>(aq)</sub>) ou le [[permanganate de potassium]] (KMnO<sub>4</sub>). Pour minimiser les risques lors de l'utilisation d'acide chlorhydrique, il convient de prendre les précautions appropriées. Par 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 également recommandé de toujours porter des [[lunettes]] de sécurité et des gants<ref>{{Lien web
|url=http://www.inrs.fr/publications/bdd/fichetox/fiche.html?refINRS=FICHETOX_13
|titre= Fiche toxicologique : Chlorure d'hydrogène et solutions aqueuses
|site= www.inrs.fr
|consulté le=03 février 2020
}}.</ref>.

L'ingestion d'acide chlorhydrique peut entraîner une perforation de l'estomac ou de l’œsophage, quelques jours après l'ingestion<ref>{{Lien web|langue=fr|titre=Acide chlorhydrique ou Chlorure d'hydrogène|url=https://travail-emploi.gouv.fr/sante-au-travail/prevention-des-risques-pour-la-sante-au-travail/autres-dangers-et-risques/article/acide-chlorhydrique-ou-chlorure-d-hydrogene|site=ministère du Travail|date=2009-01-09|consulté le=2018-12-22}}.</ref>.

Certains produits anticalcaires, utilisés notamment pour le nettoyage des WC, contiennent de l'acide chlorhydrique. L'acide chlorhydrique, s'il est rejeté dans l'environnement, participe à l'[[acidification des sols]]<ref>{{Lien web|titre=La pollution acide [L'essentiel sur…, Environnement, Pollution de l'air extérieur] : Observation et statistiques|url=http://www.statistiques.developpement-durable.gouv.fr/lessentiel/ar/227/0/pollution-acide.html|site=www.statistiques.developpement-durable.gouv.fr|consulté le=2018-12-22|brisé le = 2023-10-25}}.</ref>.

== Notes et références ==
{{Références}}

== Bibliographie ==
* Chemicals Economics Handbook, ''Hydrochloric Acid'', SRI International, 2001.4000A-733.3003F.
* Van Dorst, W.C.A. {{et al.}}, ''Technical product brochure Hydrochloric Acid'', AkzoNobel Base Chemicals, 2004.
* Van Dorst, W.C.A., ''Various technical papers'', AkzoNobel Base Chemicals, 1996-2002.
* Lide, David, NIST, ''CRC Handbook of Chemistry and Physics'', CRC Press, {{61e}}{{éd.}}, 1980-1981.
* Aspen Technology, ''Aspen Properties'', binary mixtures modelling software, calculations by AkzoNobel Engineering, 2002-2003.
* Evison D., Hinsley D., Rice P., ''Chemical weapons'', 2002, 324(7333):332-5, {{PMID|11834561}}.
* Arthur C., M.D. Guyton, John E. Hall, ''Textbook of Medical Physiology'', W.B. Saunders Company, {{10e}}{{éd.}}, {{date-|15 août 2000}} {{ISBN|978-0-7216-8677-6}}.

== Voir aussi ==
=== Articles connexes ===
* [[Acide]]
* [[Chlorure d'hydrogène]]
* [[Chlorure]]

=== Liens externes ===
* [http://www.inrs.fr/fichetox/ft13.html Fiche toxicologique], INRS.
* [http://www.atomer.fr/1/1_densite-solution-acide-chlorhydrique.html Densités des solutions d'acide chlorhydrique (HCl aq) dans les CSTP de 0,36 % à 40 % en masse], sur ''www.atomer.fr''.

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[[Catégorie:Acide halogénohydrique|Chlorhydrique]]
[[Catégorie:Composé du chlore]]
[[Catégorie:Cancérogène du groupe 3 du CIRC]]