Cloruro di magnesio
Il cloruro di magnesio è il composto inorganico di formula MgCl2. Esiste anche in varie forme idrate MgCl2 • nH2O; di queste, comune è l'esaidrato MgCl2 • 6H2O. In condizioni normali questi composti sono solidi incolori e inodori, tipici alogenuri ionici, molto solubili in acqua. In natura si trova in molte salamoie e laghi salati, nonché in vari minerali, tra i quali bischofite, MgCl2 • 6H2O, e carnallite, KCl • MgCl2 • 6H2O. L'utilizzo principale del cloruro di magnesio è nella produzione di magnesio metallico; è usato inoltre come additivo alimentare e in numerose altre applicazioni.
| Cloruro di magnesio | |
|---|---|
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| Nomi alternativi | |
| E511 | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | MgCl2 |
| Massa molecolare (u) | 95,211 (anidro) 203,31 (esaidrato) |
| Aspetto | solido incolore |
| Numero CAS | (anidro) 7791-18-6 (esaidrato) |
| Numero EINECS | 232-094-6 |
| PubChem | 24584 |
| DrugBank | DBDB09407 |
| SMILES | [Mg+2].[Cl-].[Cl-] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,32 (anidro) 1,569 (esaidrato) |
| Densità (kg·m−3, in c.s.) | 5,252 |
| Indice di rifrazione | 1,675 (anidro) 1,569 (esaidrato) |
| Solubilità in acqua | anidro 54,3 g/100 ml (20 °C) 72,6 g/100 mL (100 °C) esaidrato 157 g/100 mL (20 °C) |
| Temperatura di fusione | 987 (714 °C) (decomposizione) |
| Temperatura di ebollizione | 1685 (1412 °C) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –641,8 (anidro) –2501 (esaidrato) |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | –592,2 (anidro) –2116 (esaidrato) |
| S0m(J·K−1mol−1) | 89,7 (anidro) 366 (esaidrato) |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 71,4 (anidro) 315 (esaidrato) |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 8100 ratto orale |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Frasi H | --- |
| Consigli P | --- [1] |
Struttura
modificaMgCl2 è un composto ionico. La forma anidra cristallina ha una cella elementare tipo CdCl2, dove l'atomo di magnesio ha coordinazione ottaedrica. Esistono molte forme idrate di formula generale MgCl2 • nH2O, che perdono progressivamente acqua al crescere della temperatura: n = 12 (-16,4 °C), 8 (-3,4 °C), 6 (116,7 °C), 4 (181 °C), 2 (ca. 300 °C).[2] Nella forma esaidrata lo ione Mg2+ ha ancora coordinazione ottaedrica, ma è legato a sei molecole d'acqua.[3]
Produzione
modificaCommercialmente il cloruro di magnesio si può estrarre da salamoie, dall'acqua di mare o dai minerali bischofite, MgCl2 • 6H2O, e carnallite, KCl • MgCl2 • 6H2O. Per queste vie si ottiene l'esaidrato MgCl2 • 6H2O; da questo si può ottenere il prodotto anidro con una varietà di processi industriali di disidratazione.[4]
Il prodotto anidro si può ottenere anche trattando a caldo l'ossido di magnesio con coke e cloro:
- MgO + C + Cl2 → MgCl2 + CO
MgCl2 si forma inoltre come sottoprodotto nel processo Kroll per la produzione di titanio metallico:
- 2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti
In laboratorio si può ottenere cloruro di magnesio da idrossido di magnesio e acido cloridrico, o per reazione tra magnesio e acido cloridrico:
- Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
- Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
Usi
modificaIl cloruro di magnesio ha numerosissime applicazioni. La più importante è come materiale di partenza per la produzione di magnesio metallico per via elettrolitica ad alta temperatura:[5][6]
- MgCl2(l) → Mg(l) + Cl2(g)
Tra le altre applicazioni, è usato nella manifattura di tessuti, carta, materiali ignifughi e cementi. Mescolato con ossido di magnesio, forma il cemento magnesicico. Viene inoltre usato come agente flocculante nel trattamento delle acque.
Nell'industria alimentare è usato come regolatore di acidità, agente rassodante, esaltatore di sapidità e anti-agglomerante. Nell'Unione europea è l'additivo alimentare E511, senza limiti di utilizzo sia negli alimenti che nell'agricoltura biologica. Viene utilizzato anche nell'industria farmaceutica e cosmetica. Può essere utilizzato come coagulante nella preparazione del tofu.
Viene inoltre usato per creare soluzioni con punto di ebollizione attorno a 154°C per effettuare prove di corrosione (Stress Corrosion Cracking) secondo la normativa ASTM G36.
Note
modifica- ^ Sostanza non pericolosa secondo la regolamentazione (CE) N. 1272/2008.
- ^ Holleman e Wiberg 2001
- ^ Wells 1984
- ^ Otto 2002
- ^ Greenwood e Earnshaw (1997)
- ^ Patnaik 2003
Bibliografia
modifica- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (EN) A. F. Holleman e E. Wiberg, Inorganic chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
- (EN) W. Otto, Magnesium compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a15_595.
- (EN) P. Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, New York, McGraw-Hill, 2003, ISBN 0-07-049439-8.
- (EN) A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, Oxford, Clarendon Press, 1984, ISBN 0-19-855370-6.
Altri progetti
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