Cloruro di magnesio

Cloruro di magnesio
Modello della struttura cristallina del cloruro di magnesio
Campione di 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
PubChem	24584
DrugBank	DBDB09407
SMILES	[Mg+2].[Cl-].[Cl-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm^3, 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
ΔfH^0 (kJ·mol^−1)	–641,8 (anidro) –2501 (esaidrato)
ΔfG^0 (kJ·mol^−1)	–592,2 (anidro) –2116 (esaidrato)
S^0m(J·K^−1mol^−1)	89,7 (anidro) 366 (esaidrato)
C^0p,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]

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.

Struttura

MgCl₂ 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

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

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.

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

1. Sostanza non pericolosa secondo la regolamentazione (CE) N. 1272/2008.
2. Holleman e Wiberg 2001
3. Wells 1984
4. Otto 2002
5. Greenwood e Earnshaw (1997)
6. Patnaik 2003

Bibliografia

• (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.

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