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

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 .

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. % .

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 :

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

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

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

• 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 :

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

• 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:

${\displaystyle {\ce {2MgCl2 + H2O -> Mg2OCl2 + 2HCl}}}$

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

Промышленность

• Применяется в гидрометаллургии и гальванопластике ( травление , декапирование ), для очистки поверхности металлов при пайке и лужении , для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. 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

• 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 . Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне — 5 мг/м³ .

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 .

Примечания

Ссылки

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