Соляная кислота
| 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 |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | -30 °C |
| • кипения | 48 °C |
| Энтальпия | |
| • образования | -605.22 кДж/моль |
| Химические свойства | |
| Константа диссоциации кислоты [math]\displaystyle{ pK_a }[/math] | -10 |
| Растворимость | |
| • в воде | Растворима |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 7647-01-0 |
| Безопасность | |
| Предельная концентрация | 5 мг/м³[1] |
| Токсичность | 3 класс опасности[2] |
| Пиктограммы СГС |
     |
| NFPA 704 | |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Соля́ная кислота́ (также хлороводоро́дная, или хлористоводоро́дная кислота, химическая формула — HCl) — сильная химическая 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 в 1394 году, 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[3].
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)
При низкой температуре хлороводород с водой даёт кристаллогидраты составов [math]\ce{ HCl.H2O }[/math] (температура плавления −15,4 °С), [math]\ce{ HCl.2H2O }[/math] (температура плавления −18 °С), [math]\ce{ HCl.3H2O }[/math] (температура плавления −25 °С), [math]\ce{ HCl.6H2O }[/math] (температура плавления −70 °С). При атмосферном давлении (101,325 кПа) хлороводород с водой образуют азеотропную смесь с температурой кипения 108,6 °С и содержанием [math]\ce{ HCl }[/math] 20,4 мас. %[4].
Химические свойства
- Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду электрохимических потенциалов до водорода, с образованием соли и выделением газообразного водорода:
- [math]\ce{ 2Na + 2HCl -> 2NaCl + H2 ^ }[/math],
- [math]\ce{ Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^ }[/math],
- [math]\ce{ 2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2 ^ }[/math].
- [math]\ce{ Na2O + 2HCl -> 2NaCl + H2O }[/math],
- [math]\ce{ MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O }[/math],
- [math]\ce{ Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H_2O }[/math].
- Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):
- [math]\ce{ NaOH + HCl -> NaCl + H2O }[/math],
- [math]\ce{ Ba(OH)2 + 2HCl -> BaCl2 + 2H_2O }[/math],
- [math]\ce{ Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H_2O }[/math].
- Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например, с угольной кислотой:
- [math]\ce{ Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^ }[/math].
- Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:
- [math]\ce{ 2KMnO4 + 16HCl -> 5Cl_2 ^ + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O }[/math].
- Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристаллов хлорида аммония[5]:
- [math]\ce{ NH3 + HCl -> NH4Cl }[/math].
- 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[6]:
- [math]\ce{ HCl + AgNO3 -> AgCl v + HNO3 }[/math].
Получение
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода (HCl) в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре, полученная таким способом кислота называется синтетической. 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 при необходимости высокой чистоты.
В лабораторных условиях используется разработанный алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на твёрдую поваренную соль:
- [math]\ce{ NaCl\ + H2SO4 ->[150~^\circ\text{C}] NaHSO4\ + HCl\uparrow }[/math].
При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие:
- [math]\ce{ 2NaCl\ + H2SO4 ->[550~^\circ\text{C}] Na2SO4\ + 2HCl }[/math].
Получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (производится нагревание гидратированной соли):
- [math]\ce{ MgCl2.6H2O ->[t,~^\circ\text{C}] MgO\ + 2HCl\ + 5H2O }[/math],
- [math]\ce{ AlCl3.6H2O ->[t,~^\circ\text{C}] Al(OH)3\ + 3HCl\ + 3H2O }[/math].
Эти реакции могут идти не до конца с образованием основных хлоридов (оксихлоридов) переменного состава, например:
- [math]\ce{ 2MgCl2 + H2O -> Mg2OCl2 + 2HCl }[/math][7]
В промышленности хлороводород получают реакцией горения водорода в хлоре:
- [math]\ce{ H2 + Cl2 -> 2HCl ^ }[/math]
Хлороводород хорошо растворим в воде. Так, при 0 °C один объём воды может поглотить 507 объёмов [math]\ce{ HCl }[/math], что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость [math]\ce{ HCl }[/math] ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту.
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 (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции.
- В пищевой промышленности зарегистрирована как регулятор кислотности (пищевая добавка E507). Применяется для изготовления зельтерской (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.
Особенности обращения
Соляная кислота относится к веществам III класса опасности[2]. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне — 5 мг/м³[1].
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, притягивая влагу воздуха, образуют туман, 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[8].
Примечания
- ↑ 1,0 1,1 ГОСТ 12.1.005-76 "Воздух рабочей зоны. Санитарно-гигиенические требования".
- ↑ 2,0 2,1 ГОСТ 12.1.007-76 "Система стандартов безопасности труда. Вредные вещества. Классификация и общие требования безопасности".
- ↑ Ullmann, 2000, p. 191.
- ↑ Ullmann, 2000, p. 194.
- ↑ Дым без огня: взаимодействие аммиака с хлороводородом Архивная копия от 4 марта 2016 на Wayback Machine — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
- ↑ 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.
- ↑ page-book.ru — Реми Г. Курс неорганической химии (Том 1): Стр.301 (недоступная ссылка). Дата обращения: 23 августа 2012. Архивировано 11 мая 2013 года.
- ↑ 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.
| |
