{"id":1631,"date":"-0001-11-30T00:00:00","date_gmt":"-0001-11-29T23:10:04","guid":{"rendered":""},"modified":"-0001-11-30T00:00:00","modified_gmt":"-0001-11-29T22:00:00","slug":"1631","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/www.vialattea.net\/content\/1631\/","title":{"rendered":"Volevo sapere se era possibile concentrare l’ acido cloridrico comunemente in commercio….. Se s\u00ec, come?"},"content":{"rendered":"

L’ acido cloridrico viene oggi
\n comunemente commercializzato con il nome di acido
\n muriatico, nome che fu impiegato per la prima volta da
\n Lavoisier alla fine del 1700 per designare la presenza di
\n cloro in una allora ignota forma inorganica.<\/font>
\n In
\n condizioni standard l’ acido cloridrico e’ un gas
\n incolore di odore pungente. E’ particolarmente aggressivo
\n nei confronti delle mucose del sistema respiratorio e
\n quindi va maneggiato con molta cautela.<\/font>
\n E’
\n fortemente solubile in acqua e nel processo viene
\n rilasciata una notevole quantita’ di calore. Allo stesso
\n modo anche il processo di diluizione e’ esotermico.<\/font>
\n
\n Al
\n fine di verificare una eventuale possibile concentrazione
\n di una soluzione acquosa di acido cloridrico sarebbe
\n necessario approfondire l’equilibrio di fase
\n liquido-vapore per il sistema HCl-H<\/font>2<\/sub><\/font>O.<\/font>
\n
\n Tale
\n sistema e’ molto complesso in quanto HCl e acqua formano,
\n al variare della pressione, diversi azeotropi che sono
\n stati accuratamente determinati tanto da essere spesso
\n utilizzati come standard analitici. In particolare si
\n vede che la concentrazione di acido cloridrico nell’
\n azeotropo diminuisce all’ aumentare della pressione (vedi
\n tabella seguente):<\/font>
\n \u00a0
\n \u00a0 <\/p>\n

<\/p>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
Pressione (KPa)<\/font><\/td>\nT ebollizione
\n (\u00b0C)<\/font><\/td>\n		%peso HCl<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
6.7<\/font><\/td>\n48.725\u00a0<\/font><\/td>\n23.419<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
\u00a033\u00a0<\/font><\/td>\n81.205<\/font><\/td>\n21.883<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
66\u00a0<\/font><\/td>\n97.578<\/font><\/td>\n20.916<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
93<\/font><\/td>\n106.424<\/font><\/td>\n20.360<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
101\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0
\n (P atmosferica)<\/font><\/td>\n		108.584<\/font><\/td>\n20.222<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
106<\/font><\/td>\n110.007<\/font><\/td>\n20.155<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
133<\/font><\/td>\n116.185<\/font><\/td>\n19.734<\/font><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

<\/center><\/div>\n

Come si vede a pressione
\n atmosferica l’ azeotropo (T ebollizione di 108.584 \u00b0C)
\n contiene circa un 20.2% di HCl.<\/font>
\n Assunta
\n una conoscenza di massima dei diagrammi di equilibrio
\n liquido-vapore le conclusioni sono quindi facilmente
\n traibili.<\/font>
\n Eseguendo
\n una distillazione partendo da soluzioni a concentrazione
\n di HCl inferiore a quella dell’ azeotropo verra’
\n distillato un vapore a concentrazione di H<\/font>2<\/sub><\/font>O
\n superiore rispetto a quella del liquido con cui esso<\/font>
\n
\n e’
\n in equilibrio. La composizione del liquido, dunque, si
\n impoverira’ di acqua fino a giungere alla composizione
\n dell’ azeotropo. A questo punto tutta la soluzione
\n evaporera’ a temperatura costante e il vapore avra’
\n esattamente la stessa composizione del liquido con cui e’
\n in equilibrio. E’ inutile dire che in questo modo si
\n potra’ ottenere al massimo un contenuto di HCl pari a
\n quello dell’ azeotropo.<\/font> <\/p>\n

Se
\n invece si parte da soluzioni piu’ concentrate in HCl
\n rispetto all’azeotropo effettivamente si riuscira’ a
\n distillare un vapore piu’ ricco in HCl rispetto alla
\n soluzione con cui esso e’ in equilibrio. Nel frattempo la<\/font>
\n
\n soluzione
\n si impoverira’ in HCl e di nuovo tendera’ ad assumere la
\n composizione dell’ azeotropo. Pero’ se a questo punto si
\n condensa il vapore e si ripete l’ operazione piu’ volte
\n sara’ possibile ottenere HCl piu’ o<\/font>
\n meno
\n puro. E’ chiaro che maggiore purezza richiede un maggior
\n numero di stadi di distillazione e quindi maggiori costi.
\n E’ altrettanto ovvio che maggiore e’ la concentrazione di
\n HCl nella soluzione di partenza e minori saranno gli
\n stadi richiesti.<\/font> <\/p>\n

Poiche’ le soluzioni di acido
\n muriatico normalmente in commercio, hanno
\n concentrazioni\u00a0 superiori a quelle dell’ azeotropo
\n (nell’ ordine di 25-35 % peso di HCl)<\/font>
\n \u00a0
\n \u00a0 <\/p>\n

<\/p>\n\n\n\n\n\n\n
Be’ (Gradi
\n Baume’)\u00a0<\/font><\/td>\n		%peso HCl<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
18<\/font><\/td>\n27.92<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
20<\/font><\/td>\n31.45<\/font><\/td>\n<\/tr>\n
22<\/font><\/td>\n35.21<\/font><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

<\/center><\/div>\n

in linea di principio e’\u00a0
\n possibile per distillazione concentrare l’ acido in esse
\n contenute.<\/font>
\n In
\n pratica e’ pero’ opportuno sottolineare i rischi connessi
\n con tale operazione, dovuti alla alta aggressivita’ dell’
\n HCl concentrato. Solo persone competenti e ben conscie
\n di\u00a0 cio’ che fanno dovrebbero cimentarsi<\/font>
\n con
\n tali procedure.<\/font> <\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

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