L’acido muriatico è il nome commerciale dato all’acido cloridrico o Cloruro di Idrogeno (HCl): più propriamente è una soluzione acquosa di HCl che in acqua è completamente dissociato in ioni Cl– e H3O+; quest’ultimo, ione idronio, derivante dall’ unione di una molecola d’acqua con lo ione idrogeno rilasciato dall’acido:
H2O + H+ –> H3O+
L’acido muriatico non è molto puro, ma contiene in generale anche sali disciolti provenienti dal ciclo di lavorazione attraverso il quale viene ottenuto.
La reazione tra HCl e l’alluminio (Al) è una reazione redox (altrimenti detta di ossido-riduzione), vale a dire una reazione di scambio di elettroni tra una specie che si ossida, perde cioè elettroni, e una che si riduce, e cioè acquista elettroni. La specie che si ossida è anche detta riducente, perchè è causa della riduzione dell’altra specie coinvolta nella reazione, mentre la specie che si riduce è anche detta ossidante. Nel caso specifico, la specie che si ossida (il riducente) è l’alluminio che perde 3 elettroni secondo la semireazione (di ossidazione):
Al –> Al3+ + 3e–
dove gli elettroni (negativi) sono indicati con il simbolo e–. Le cariche in questa semireazione sono bilanciate nel senso che nella parte sinistra (a sinistra del simbolo "–>") la specie Al (alluminio metallico) ha carica nulla e, a destra, abbiamo una carica complessiva ancora nulla, data dalla somma algebrica delle 3 cariche positive dello ione Al3+ e delle tre cariche negative dei tre elettroni.
La specie che si riduce (l’ossidante) è invece l’idrogeno, secondo la semireazione (di riduzione):
2H3O+ + 2e– –> H2 + 2H2O
in cui due ioni idronio acquistano due elettroni per produrre una molecola di idrogeno (H2) e due molecole d’acqua. Anche in questa reazione le cariche sono bilanciate, così come lo sono tutte le specie chimiche presenti (6 H in totale a sinistra, e 6 H in totale a destra, ecc…).
La somma bilanciata delle due semireazioni è la reazione complessiva; il bilancio deve essere fatto in modo che il numero di elettroni rilasciati dalla specie riducente (Al) sia esattamente identico al numero di elettroni acquisiti dalla specie ossidante (H3O+). Questo si ottiene facilmente moltiplicando per 2 la reazione di ossidazione, e per 3 la reazione di riduzione: in tal modo il riducente lascia 6 elettroni e l’ossidante ne acquista esattamente lo stesso numero. Sommando quindi le due reazioni, in tal modo bilanciate, si ottiene:
6H3O+ + 2Al –> 3H2 + 2Al3+ + 6H2O
La reazione è fortemente spostata a destra (vale a dire, tutto l’alluminio disponibile viene ossidato ad Al3+, almeno se esiste in soluzione sufficiente HCl) a causa della forte tendenza di Al ad ossidarsi rispetto all’analoga tendenza di H3O+ (queste tendenze sono in effetti quantificate dai potenziali redox).
L’idrogeno (H2) viene prodotto in forma gassosa e lascia la soluzione acquosa; questo è prodotto in forma pura, nel senso che la reazione non produce di per sè altri gas; tuttavia, poichè la reazione è fortemente esotermica (libera molta energia che riscalda la soluzione) può esserci un incremento dell’evaporazione dell’acqua, almeno se non debitamente raffreddata, e quindi si potrebbe ottenere una miscela gassosa di H2 e H2O. Ancora, l’idrogeno prodotto può essere eventualmente raccolto ma la purezza del gas ottenuto dipenderà dalla capacità dell’impianto di raccolta di evitarne il mescolamento con le altre specie già presenti nell’aria (azoto, ossigeno, anidride carbonica, argon, ecc…).
Come residuo della reazione avremo una soluzione, in generale acida (se abbiamo utilizzato un eccesso di acido rispetto all’alluminio), contenente ioni Al3+ e ioni Cl– (questi ultimi non hanno in effetti partecipato alla reazione redox). Evaporando progressivamente il solvente (H2O) si potrà osservare la precipitazione di cristallini del sale AlCl3 (cloruro di alluminio), insieme eventualmente a quelli di altri sali già disciolti come impurezza nella soluzione originale di acido muriatico.