Cloruro di magnesio

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Cloruro di magnesio
Campione di cloruro di magnesio
Modello della struttura cristallina del cloruro di magnesio
Nomi alternativi
E511
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare MgCl2
Massa molecolare (u) 95,211 (anidro)
203,31 (esaidrato)
Aspetto solido incolore
Numero CAS [7786-30-3] (anidro)
7791-18-6 (esaidrato)
Numero EINECS 232-094-6
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
LD50 (mg/kg) 8100 ratto orale
Indicazioni di sicurezza
Frasi H ---
Consigli P --- [1]

Il cloruro di magnesio è il composto inorganico di formula MgCl2. Esiste anche in varie forme idrate MgCl2nH2O; 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.

Struttura[modifica | modifica sorgente]

MgCl2 è un composto ionico. La forma anidra cristallina ha una cella elementare tipo MgCl2, dove l'atomo di magnesio ha coordinazione ottaedrica. Esistono molte forme idrate di formula generale MgCl2nH2O, 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[modifica | modifica sorgente]

Commercialmente 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[modifica | modifica sorgente]

Il 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.

Note[modifica | modifica sorgente]

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • (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.