Меню Главная Случайная статья Настройки Соляная кислота Материал из https://ru.wikipedia.org Соляная кислота (также хлороводородная, или хлористоводородная 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. Содержание 1 История 2 Физические свойства 3 Химические свойства 4 Получение 5 Применение 5.1 Промышленность 5.2 Медицина 5.3 В быту 6 Особенности обращения 7 Примечания 8 Ссылки 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/м 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, 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[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 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 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. При её реакции с очень плохо растворимым в воде карбонатом кальция и карбонатом магния образуются хорошо растворимые хлориды, например, реакция с карбонатом кальция: ${\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + CO2 ^ + H2O}}}$. Особенности обращения Соляная кислота относится к веществам III класса опасности[3]. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне — 5 мг/м[2]. 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 Trummal A, Lipping L, Kaljurand I, Koppel IA, Leito I (Май 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. 1 2 ГОСТ 12.1.005-76 "Воздух рабочей зоны. Санитарно-гигиенические требования". 1 2 ГОСТ 12.1.007-76 "Система стандартов безопасности труда. Вредные вещества. Классификация и общие требования безопасности". 1 2 David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5 https://gestis.dguv.de/data?name=520030 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 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. 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.