Соляная кислота

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 в. 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 соляной кислоты сильно зависят от концентрации растворённого хлороводорода:

При 20 °C, 1 атм (101,325 кПа)

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

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

${\displaystyle {\ce {2Na + 2HCl -> 2NaCl + H2 ^}}}$,

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

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

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

${\displaystyle {\ce {Na2O + 2HCl -> 2NaCl + H2O}}}$,

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

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

• 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[5]:

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

• 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[6]:

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

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 поваренную соль:

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

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:

${\displaystyle {\ce {2MgCl2 + H2O -> Mg2OCl2 + 2HCl}}}$[7]

В промышленности хлороводород получают реакцией горения водорода в хлоре:

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

Хлороводород хорошо растворим в воде. Так, при 0 °C 1 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 36-процентную соляную кислоту.

Соляная кислота относится к веществам III класса опасности[2] (ГОСТ 12.1.007-76)[8]. 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[9].

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