Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
Etant donné que cette molécule est assez fortement polarisée, \(\textrm{HCl (g)}\) est très soluble dans l'eau, qui est un solvant polaire. Cette solution s'appelle l'acide chlorhydrique.
\(\textrm{HCl (aq)}\) est un acide très fort, moins fort cependant que \(\textrm{HBr (aq)}\) et \(\textrm{HI (aq)}\).
\(\textrm{HCl (g)}+\textrm H_2\textrm O\leftrightarrows\textrm H_3\textrm O^+\textrm{ (aq)}+\textrm{Cl}^-\textrm{ (aq)}\textrm{ }\textrm{ }pK_a=-7\)
Ainsi, en solution aqueuse, il est nivelé sur \(\textrm H_3\textrm O^+\), comme tous les acides qui possèdent des \(pK_a\) inférieurs à zéro. En effet, dans l'eau, il n'y a pas d'acide plus fort que \(\textrm H_3\textrm O^+\).
Les propriétés acido-basiques d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique seront donc celles des ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) d'une part et des ions \(\textrm{Cl}^-\) (inexistantes) d'autre part.
On dit que \(\textrm{Cl}^-\) est un « ion spectateur », comme \(\textrm{Na}^+\).
Propriétés oxydo-réductrices
Ce sont les deux ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) et \(\textrm{Cl}^-\) obtenus au cours de la dissolution de \(\textrm{HCl}\) dans l'eau qui jouent respectivement le rôle d'oxydant et de réducteur.
H+(aq) oxydant relativement faible
On considère le couple \(\textrm{HCl/H}_2\), c'est-à-dire, en solution aqueuse, le couple \(\textrm H^+\textrm{ (aq)/H}_2\) avec \(E°=+0 \textrm V\) .
Sa demi-équation est, en solution aqueuse :
\(\textrm H^+\textrm{ (aq)}+\textrm e^-\to\frac{1}{2}.\textrm H_2\)
\((\textrm{HCl}+\textrm e^-\to\frac{1}{2}.\textrm H_2+\textrm{Cl}^-)\)
\(\textrm H^+\textrm{ (aq)}\) réagit sur des réducteurs forts comme certains métaux : \(\textrm{Na}\), \(\textrm{Ca}\), \(\textrm{Mg}\), \(\textrm{Zn}\), \(\textrm{Fe}\)... pour donner de l'hydrogène.
Exemple :
\(\textrm{Fe}+2.\textrm H_3\textrm O^+\to\textrm{Fe}^{2+}+\textrm H_2\textrm{ (g)}+2.\textrm H_2\textrm O\)
Cl- réducteur relativement faible
On considère le couple \(\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)/HCl}\), c'est-à-dire, en solution aqueuse, \(\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)/Cl}^-\) avec \(E°=\textrm{1,36} \textrm V\).
Sa demi-équation est, en solution aqueuse :
\(\textrm{Cl}^-\to\frac{1}{2}.\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)}+\textrm e^-\)
\((\textrm{HCl}\to\frac{1}{2}.\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)}+\textrm e^-+\textrm H^+)\)
\(\textrm{Cl}^-\) n'est réducteur que vis-à-vis d'oxydants très puissants.
Exemple : Oxydation par le bichromate
Le couple est \(\textrm{Cr}_2\textrm O_7^{2-}\textrm{/Cr}^{3+}\) avec \(E°=+1\textrm,33 \textrm V\).
\(\displaystyle{ \begin{array}{c c c} \textrm{Cr}_2\textrm O_7^{2-}+14.\textrm H^++6.\textrm e^-\to2.\textrm{Cr}^{3+}+7.\textrm H_2\textrm O&\times{1}\\ \frac{1}{2}.\textrm{Cl}_2+\textrm e^-\to\textrm{Cl}^-&\times{6} \\ -------------------\\\textrm{Cr}_2\textrm O_7^{2-}+6.\textrm{Cl}^-+14.\textrm H^+\to2.\textrm{Cr}^{3+}+3.\textrm{Cl}_2+7.\textrm H_2\textrm O \end{array}}\)
Exemple :
\(2.\textrm{HCl}+\frac{1}{2}.\textrm O_2\textrm{ (g)}\to\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)}+\textrm H_2\textrm O\)
Cette réaction fait l'objet du procédé DEACON qui était utilisé au XIXe siècle pour produire le dichlore.