Salzsäure

R: 34-37
S: 26-36/37/39-45

Allgemeines
Name	Salzsäure
Andere Namen	Chlorwasserstoffsäure
Summenformel	H Cl
CAS-Nummer	7647-01-0
Kurzbeschreibung	farblose Flüssigkeit
Eigenschaften
Molmasse	36,46 g/mol
Aggregatzustand	flüssig
Dichte	1,16 g/cm³ (32 %ige Salzsäure)
Schmelzpunkt	-25 °C (32 %ige Salzsäure)
Siedepunkt	83-90 °C
Dampfdruck	21,3 hPa (20 °C) (w_HCl=0,31)
Löslichkeit	Lässt sich bis zu einer Konzentration von 40% in Wasser lösen
Säurekonstante	-2,2
Sicherheitshinweise

R- und S-Sätze
MAK	5 ml/m³

Salzsäure (systematischer Name Chlorwasserstoffsäure) ist eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff (Summenformel HCl). Sie ist eine starke anorganische Säure und zählt zu den Mineralsäuren. Die Salze der Chlorwasserstoffsäure heißen Chloride. Das bekannteste Chlorid ist das Natriumchlorid (NaCl, Kochsalz).

Geschichte

Salzsäure dürfte schon den ersten Alchemisten bekannt gewesen sein. Basilius Valentinus gewann in der ersten Hälfte des 15. Jahrhunderts Salzsäure durch Reaktion von Steinsalz mit Eisenvitriol. Die Darstellung aus Kochsalz und Schwefelsäure gelang Johann Rudolph Glauber im 17. Jahrhundert. Lavoisier nannte Salzsäure acide muriatique (lat. muria = Salzlake). Kochsalz-haltige Quellen werden heute noch als muriatische Quellen bezeichnet. In Nordamerika wird Salzsäure auch muriatic acid genannt.

Vorkommen

In der Natur sind nur die Salze der Salzsäure zu finden. In freier Form kommt sie im Magensaft der Wirbeltiere vor (0,1 bis 0,5 Massenprozent).

Gewinnung und Darstellung

Hergestellt wird Salzsäure im Labor aus konzentrierter Schwefelsäure und Kochsalz (daher der Name):

\mathrm{2\,NaCl + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + 2\,HCl}

Die Schwefelsäure verdrängt den Chlorwasserstoff aus seinem Salz, obwohl Chlorwasserstoff die stärkere Säure ist. Das ist möglich, weil HCl gasförmig ist und sich praktisch nicht in Schwefelsäure löst. Dadurch wird dem Gleichgewicht ständig Chlorwasserstoff entzogen.

In der chemischen Industrie wird hochreiner Chlorwasserstoff/Salzsäure durch die Verbrennung von Chlorknallgas (ein Gemisch aus Wasserstoff und Chlor) gewonnen.

\mathrm{Cl_2 + H_2 \rightarrow 2\,HCl}

Um die Säure fertigzustellen, löst man dies in Wasser:

\mathrm{HCL + aqua \rightarrow H^{+}_{aq} + Cl^{-}_{aq}}

Technisch reine Salzsäure fällt hauptsächlich als Nebenprodukt bei der Chlorierung organischer Verbindungen an.

Eigenschaften

% HCl	g HCl/l	Molarität	Dichte
10,5	110	3,06	1,050
15,5	166	4,61	1,075
20,4	224	6,22	1,100
22,3	248	6,89	1,110
24,3	272	7,56	1,120
26,2	296	8,22	1,130
28,2	321	8,92	1,140
30,1	347	9,64	1,150
32,1	373	10,36	1,160
34,2	400	11,11	1,170
36,2	428	11,89	1,180
38,3	456	12,67	1,190
40,4	485	13,47	1,200

HCl-Gas löst sich bei 0°C sehr gut in Wasser (wenn Wasser noch als flüssige Phase vorliegt) (825 g beziehungsweise 525 ml in einem Liter). Dabei entsteht Wärme. Bei 20 °C enthält ein Liter gesättigte Salzsäure 485 g HCl (40,4 %). Die Dichte der Lösung beträgt 1,20 g/cm³. Die Konzentrationsabhängigkeit der Dichte ist in der nebenstehenden Tabelle gezeigt. Zwischen der Dichte D und dem prozentualen Gehalt an HCl besteht ein zufälliger mathematischer Zusammenhang: Die verdoppelten Nachkommastellen entsprechen der Konzentration, z.B. 1,10 g/cm³ ist die Dichte von 20 %iger Salzsäure.

\% = 200 \cdot (D-1)

Salzsäure mit Gehalten von über 36 Gewichtsprozent HCl wurde früher auch als rauchende Salzsäure bezeichnet, da sich über offenen Gefäßen ein weißer Nebel bildet.

Reine Salzsäure kann ohne Rückstände verdampft werden. Wird Salzsäure mit einem HCl-Gehalt von über 20 Gewichtsprozent erhitzt, so entweicht mehr HCl als Wasser, bis ein Gemisch von 20 % HCl und 80 % Wasser übrig bleibt, das man als Azeotrop bezeichnet. Der genaue Gehalt an HCl im Azeotrop bei 1013 mbar ist 20,17 %, der Siedepunkt liegt bei 110 °C.

In Wasser verdünnt liegt Salzsäure vollständig dissoziiert vor und hat einen pH-Wert von etwa 1-2, konzentrierte Salzsäure (32%) hat einen pH-Wert von -1. Salzsäure kommt aber in der Regel nur stark verdünnt vor. An feuchter Luft bildet HCl-Gas einen Nebel aus feinen Salzsäure-Tröpfchen.

Verdünnte Salzsäure ist ein guter elektrischer Leiter.

Reaktionen

Salzsäure löst die meisten Metalle mit Ausnahme von Edelmetallen wie z.B. Tantal, Germanium, Kupfer und Quecksilber (nur bei Anwesenheit von Sauerstoff) und Silber unter Bildung von Chloriden und Wasserstoff, sofern diese nicht durch Passivierung geschützt sind.

\mathrm{Mg + 2\,HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2 \uparrow}

Metalloxide reagieren mit Salzsäure zu Chloriden und Wasser:

\mathrm{CuO + 2\,HCl \rightarrow CuCl_2 + H_2O}

Eine Mischung von Salzsäure und Salpetersäure wird Königswasser genannt, weil sie auch Gold, den "König der Metalle", zu lösen vermag. Dazu trägt neben der oxidierenden Wirkung des Nitrosylchlorids und des nascierenden Chlors auch die Verringerung der effektiven durch Komplexbildung bei:

\mathrm{Au^{3+} + 4\,Cl^- \rightarrow AuCl_4^-}

Verwendung

Salzsäure ist in der chemischen Industrie als anorganische Säure von großer Bedeutung. Salzsäure wird beispielsweise bei der Aufarbeitung von Erzen und Rohphosphat eingesetzt. Sie wird bei der Säurebehandlung von Erdöl- und Erdgas-Quellen verwendet sowie in der Metallverarbeitung beim Beizen, Ätzen und Löten.

Salzsäure ist ein wichtiges Reagenz in der chemischen Analyse. Sie vermag eine Gruppe von Metallen durch Fällung von anderen Metallen abzutrennen. Anschließend können diese getrennt weiter analysiert werden (siehe; Salzsäuregruppe). Die Alkalimetrie ist ein weiteres Verwendungsgebiet von Salzsäure.

Als Lebensmittelzusatzstoff trägt Salzsäure die Bezeichnung E 507.

Biologische Bedeutung

Bei Mensch und Tier ist die Salzsäure ein Bestandteil des Magensaftes, wo sie unter anderem die Hydrolyse von Fetten bewirkt.

Sicherheitshinweise

Kontakt mit der Haut führt zu Verätzungen. Die Dämpfe sind reizend. Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. Bei Gebrauch immer Schutzkleidung tragen d.h. Schutzbrille, Schutzhandschuhe und eine Schutzschürze.

Nachweis

Salzsäure wird zum einen durch ihren Säurecharakter nachgewiesen. Ergänzend dazu identifiziert man das Chlorid-Anion in stark verdünnter Lösung durch eine Fällung mit Silbernitrat in Form von Silberchlorid:

\mathrm{HCl + AgNO_3 \rightarrow HNO_3 + AgCl}

Der entstandene weiße Niederschlag löst sich in Ammoniakwasser oder in konzentrierter Salzsäure unter Komplexbildung auf:

\mathrm{AgCl + 2\,NH_3 \rightarrow

^*^+ + Cl^-}

\mathrm{AgCl + HCl \rightarrow H^+ +

^*^-}

Wird Salzsäure bei Anwesenheit von Braunstein erhitzt, so entsteht Chlorgas:

\mathrm{4\,HCl + MnO_2 \rightarrow Cl_2 + MnCl_2 + 2\,H_2O}

Der prozentuale Gehalt einer Salzsäure wird durch Titration mit Natronlauge ermittelt (→ Acidimitrie, Maßanalyse). Fotometrisch lässt sich diese Bestimmung sowie die von Chloriden mit Hilfe des Quecksilbersalzes der Chloranilsäure durchführen. Der Gehalt an Salzsäure im Magensaft bestimmt man mit Grünzburgs Reagenz.

Weblinks

Chemikalienliste

Chemische Lösung

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