Соляная кислота

Соля́ная кислота́ (также хлороводоро́дная, или хлористоводоро́дная кислота, химическая формула — HCl) — сильная неорганическая кислота. Раствор хлороводорода в воде.

Соляная кислота
Общие
Систематическое наименование	Хлороводородная кислота
Хим. формула	HCl
Физические свойства
Состояние	Жидкость
Молярная масса	36.46 г/моль
Плотность	1.19 г/см³
Энергия ионизации	12,75 эВ[1]
Термические свойства
Температура
• плавления	-30 °C
• кипения	48 °C
Энтальпия
• образования	-167,5 кДж/моль
Давление пара	190 гПа[2]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ${\displaystyle pK_{a}}$	-5,9[3]
Растворимость
• в воде	Растворима
Структура
Дипольный момент	3,7E−30 Кл·м[1]
Классификация
Рег. номер CAS	7647-01-0
Рег. номер EINECS	933-977-5
Кодекс Алиментариус	E507
RTECS	MW4025000
Безопасность
Предельная концентрация	5 мг/м³[4]
Токсичность	3 класс опасности[5]
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 1 ACID
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

При стандартных условиях — это сильная одноосновная кислота. Бесцветная, прозрачная, едкая жидкость, «дымящаяся» на воздухе (техническая соляная кислота — желтоватого цвета из-за примесей железа, хлора и пр.). В концентрации около 0,5 % присутствует в желудке человека. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

История

Впервые хлороводород получил алхимик Василий Валентин, нагрев гептагидрат сульфата железа с поваренной солью и назвав полученное вещество «духом соли» (лат. spiritus salis). Иоганн Глаубер в XVII веке получил соляную кислоту из поваренной соли и серной кислоты. В 1790 году британский химик Гемфри Дэви получил хлороводород из водорода и хлора, таким образом установив его состав. Возникновение промышленного производства соляной кислоты связано с технологией получения карбоната натрия: на первой стадии этого процесса поваренную соль вводили в реакцию с серной кислотой, в результате чего выделялся хлороводород. В 1863 году в Англии был принят закон «Alkali Act», согласно которому запрещалось выбрасывать этот хлороводород в воздух, а необходимо было пропускать его в воду. Это привело к развитию промышленного производства соляной кислоты. Дальнейшее развитие произошло благодаря промышленным методам получения гидроксида натрия и хлора путём электролиза растворов хлорида натрия^[6].

Физические свойства

Физические свойства соляной кислоты сильно зависят от концентрации растворённого хлороводорода:

Концентрация (вес), мас. %	Концентрация (г/л), кг HCl/м³	Плотность, кг/л	Молярность, M, или моль/л	Водородный показатель (pH)	Вязкость, мПа·с	Удельная теплоемкость, кДж/(кг·К)	Давление пара, кПа	Температура кипения, °C	Температура плавления, °C
10 %	104,80	1,048	2,87	−0,4578	1,16	3,47	1,95	103	−18
20 %	219,60	1,098	6,02	−0,7796	1,37	2,99	1,40	108	−59
30 %	344,70	1,149	9,45	−0,9754	1,70	2,60	2,13	90	−52
32 %	370,88	1,159	10,17	−1,0073	1,80	2,55	3,73	84	−43
34 %	397,46	1,169	10,90	−1,0374	1,90	2,50	7,24	71	−36
36 %	424,44	1,179	11,64	−1,06595	1,99	2,46	14,50	61	−30
38 %	451,82	1,189	12,39	−1,0931	2,10	2,43	28,30	48	−26

При 20 °C, 1 атм (101,325 кПа)

Хлороводород хорошо растворим в воде. Так, при 0 °C один объём воды может поглотить 507 объёмов ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$, что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ ниже, поэтому на практике обычно используют соляную кислоту с концентрацией от 35 до 38% масс.

При низкой температуре хлороводород с водой даёт кристаллогидраты составов ${\displaystyle {\ce {HCl.H2O}}}$ (температура плавления −15,4 °С), ${\displaystyle {\ce {HCl.2H2O}}}$ (температура плавления −18 °С), ${\displaystyle {\ce {HCl.3H2O}}}$ (температура плавления −25 °С), ${\displaystyle {\ce {HCl.6H2O}}}$ (температура плавления −70 °С). При атмосферном давлении (101,325 кПа) хлороводород с водой образуют азеотропную смесь с температурой кипения 108,6 °С и содержанием ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ 20,4 мас. %^[7].

Химические свойства

• Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду электрохимических потенциалов до водорода, с образованием соли и выделением газообразного водорода:

${\displaystyle {\ce {2Li + 2HCl -> 2LiCl + H2 ^}}}$,

${\displaystyle {\ce {Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}}}$,

${\displaystyle {\ce {2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2 ^}}}$.

• Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:

${\displaystyle {\ce {Li_2O + 2HCl -> 2LiCl + H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H_2O}}}$.

• Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):

${\displaystyle {\ce {NaOH + HCl -> NaCl + H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {Ba(OH)2 + 2HCl -> BaCl2 + 2H_2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H_2O}}}$.

• Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например, с угольной кислотой:

${\displaystyle {\ce {Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^}}}$.

• Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + 16HCl -> 5Cl_2 ^ + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O}}}$.

Соляная кислота (в стакане) взаимодействует с аммиаком

• Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристаллов хлорида аммония^[8]:

${\displaystyle {\ce {NH3 + HCl -> NH4Cl}}}$.

• Качественная реакция на соляную кислоту и её соли — взаимодействие кислоты с нитратом серебра, при котором образуется белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте^[9]:

${\displaystyle {\ce {HCl + AgNO3 -> AgCl v + HNO3}}}$

• Смесь концентрированных соляной и азотной кислотой, именуемая царской водкой, обладает очень сильными окисляющими свойствами и используется в лабораториях для очистки оборудования. Также, эта смесь способна растворять золото и иные благородные металлы:

${\displaystyle {\ce {3HCl + HNO3 <=> Cl2 + NOCl + 2H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {Au + 3HNO3 + 4HCl -> H[AuCl4] + 3NO2 + 3H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {Pt + 4HNO3 + 6HCl -> H2[PtCl6] + 4NO2 + 4H2O}}}$.

Получение

Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода (HCl) в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре, полученная таким способом кислота называется синтетической.

${\displaystyle {\ce {H2 + Cl2 -> 2HCl ^}}}$

Также соляную кислоту получают из абгазов — побочных газов, образующихся при различных процессах, например, при хлорировании углеводородов. Хлороводород, содержащийся в этих газах, называется абгазным, а полученная таким образом кислота — абгазной. В последние десятилетия доля абгазной соляной кислоты в объёме производства постепенно увеличивается, вытесняя кислоту, полученную сжиганием водорода в хлоре. Но полученная методом сжигания водорода в хлоре соляная кислота содержит меньше примесей и применяется для получения реагента высокой чистоты.

В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на твёрдую поваренную соль:

${\displaystyle {\ce {NaCl\ +H2SO4->[150~^{\circ }{\text{C}}]NaHSO4\ +HCl\uparrow }}}$.

При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие:

${\displaystyle {\ce {2NaCl\ +H2SO4->[550~^{\circ }{\text{C}}]Na2SO4\ +2HCl}}}$.

Получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (производится нагревание гидратированной соли):

${\displaystyle {\ce {MgCl2.6H2O->[t,~^{\circ }{\text{C}}]MgO\ +2HCl\ +5H2O}}}$,

${\displaystyle {\ce {AlCl3.6H2O->[t,~^{\circ }{\text{C}}]Al(OH)3\ +3HCl\ +3H2O}}}$.

Эти реакции могут идти не до конца с образованием основных хлоридов (оксихлоридов) переменного состава, например:

${\displaystyle {\ce {2MgCl2 + H2O -> Mg2OCl2 + 2HCl}}}$^[10]

Помимо этого, соляная кислота может быть получена при помощи обменных реакций её солей с другими кислотами. Например, при добавлении серной кислоты к раствору хлорида кальция или бария и дальнейшем фильтровании осадка. В первом случае в растворе будет некоторая примесь сульфата кальция, который значительно более растворим в воде по сравнению с сульфатом бария:

${\displaystyle {\ce {CaCl2 + H2SO4 -> CaSO4 v + 2HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 v + 2HCl}}}$

Применение

Перевозка соляной кислоты железнодорожным транспортом осуществляется в специализированных вагонах-цистернах

Промышленность

• Применяется в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при пайке и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и других металлов. В смеси с поверхностно-активными веществами используется для очистки керамических и металлических изделий (для этих целей необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции.
• В пищевой промышленности зарегистрирована как регулятор кислотности (пищевая добавка E507). Применяется для изготовления сельтерской (содовой) воды.

Медицина

Основная статья: Кислотность желудочного сока

• Естественная составная часть желудочного сока человека. В концентрации 0,3—0,5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначается внутрь при недостаточной кислотности.

В быту

• Соляная кислота продаётся как средство для удаления известкового налёта на керамических и иных поверхностях, благодаря её реакции с нерастворимыми карбонатами, например:

${\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + CO2 ^ + H2O}}}$

Особенности обращения

Соляная кислота относится к веществам III класса опасности^[5]. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне — 5 мг/м³^[4].

Высококонцентрированная соляная кислота представляет собой едкое вещество. При попадании на кожу вызывает сильные химические ожоги. Особенно опасным считается попадание в глаза (в значительном количестве). Для нейтрализации ожогов применяют раствор слабого основания, или соли слабой кислоты, обычно пищевой соды.

При открывании сосудов с концентрированной соляной кислотой пары хлороводорода, образуют туман с влагой воздуха, раздражающий глаза и дыхательные пути человека.

Реагируя с сильными окислителями (хлорной известью, диоксидом марганца, перманганатом калия), образует токсичный газообразный хлор.

В РФ оборот соляной кислоты концентрации 15 % и более — ограничен^[11].

Примечания

1. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
2. https://gestis.dguv.de/data?name=520030
3. Trummal A, Lipping L, Kaljurand I, Koppel IA, Leito I (May 2016). "Acidity of Strong Acids in Water and Dimethyl Sulfoxide". The Journal of Physical Chemistry A (англ.). 120 (20): 3663—9. Bibcode:2016JPCA..120.3663T. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253. PMID 27115918. S2CID 29697201.
4. ГОСТ 12.1.005-76 "Воздух рабочей зоны. Санитарно-гигиенические требования".
5. ГОСТ 12.1.007-76 "Система стандартов безопасности труда. Вредные вещества. Классификация и общие требования безопасности".
6. Ullmann, 2000, p. 191.
7. Ullmann, 2000, p. 194.
8. Дым без огня: взаимодействие аммиака с хлороводородом Архивная копия от 4 марта 2016 на Wayback Machine — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
9. Ходаков Ю.В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 82. Соляная кислота // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 195—196. — 240 с. — 1 630 000 экз.
10. page-book.ru — Реми Г. Курс неорганической химии (Том 1): Стр.301  (неопр.). Дата обращения: 23 августа 2012. Архивировано из оригинала 11 мая 2013 года.
11. Постановление Правительства Российской Федерации от 3 июня 2010 года № 398 Архивировано 30 июня 2016 года.

Ссылки

• Austin S., Glowacki A. Hydrochloric Acid (англ.) // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — Wiley, 2000. — doi:10.1002/14356007.a13_283.