Ácido clorhídrico

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Propiedades
Frasco contendo Ácido clorhídrico

Xeral

Nome Ácido clorhídrico
Fórmula química HCl (aq)
Aparencia Líquido incoloro ou debilmente amarelo
Número CAS [7647-01-0]

Físicas

Masa molecular 36,46 uma
Punto de fusión 247 K (-26 °C) (disolución ó 38%).
Punto de ebulición 321 K (48 °C) (disolución ó 38%).
383 K (110 °C) (disolución ó 20,2%).
Densidade 1,18 ×103 kg/m3(disolución ó 37%)
Solubilidade miscible en auga
Viscosidade 1,9 mPa•s a 25°C,
disolución ó 31.5%
pKa -8,0
Compostos relacionados. HF,
HBr ,
HI

Termoquímica

ΔfH0gas -92,3 kJ/mol. Para o HCl(gas).
S0gas, 1 bar 186,7 J/molK . Para o HCl(gas).
ΔfG0gas -95,3 kJ/mol . Para o HCl(gas).

Seguridade

MSDS External MSDS
Inxestión Pode producir gastrite, queimaduras, gastrite hemorráxica, edema, necrose. Recomendase beber auga ou leite e NON inducir o vómito.
Inhalación Pode producir irritación, edema e corrosión do tracto respiratorio, bronquite crónica. Recomendase levar a persoa a un lugar con aire fresco, mantela quente e quieta. Se se detén a respiración practicar reanimación cardiopulmonar.
Pel Pode producir queimaduras, úlceras, irritación. Quitar da zona afectada toda a vestimenta e calzado e facer correr auga durante 20 minutos polo menos.
Ollos Pode producir necrose na córnea, inflamación no ollo, irritación ocular e nasal, úlcera nasal. Lavar os ollos expostos con abundante auga durante 15 minutos polo menos.
Máis información Hazardous Chemical Database (En inglés)

As propiedades sen referencia veñen dadas en condicións estándar(100 kPa, 25ºC), a non ser que se indique outra cousa.


O ácido clorhídrico rara vez chamado aínda, ácido muriático, é unha disolución acuosa do gas cloruro de hidróxeno (HCl). É moi corrosivo e ácido. Emprégase moito como reactivo químico sendo un ácido forte que se disocia completamente en disolución acuosa. Unha disolución concentrada de ácido clorhídrico ten un pH inferior a 1; unha disolución de HCl 1 M da un pH co valor 0.

A temperatura ambiente, o cloruro de hidróxeno é un gas incoloro a lixeiramente amarelo, corrosivo, non inflamable, máis pesado que o aire, de olor fortemente irritante. Cando se expón ó aire, o cloruro de hidróxeno forma vapores corrosivos densos de cor branca. O cloruro de hidróxeno pode ser liberado por volcáns.

O cloruro de hidróxeno ten numerosos usos. Emprégase, por exemplo, para limpar, tratar e galvanizar metais, curtir coiro, e no refino e manufactura dunha ampla variedade de produtos. O cloruro de hidróxeno pode formarse durante a combustión de moitos plásticos. Cando entra en contacto coa auga, forma ácido clorhídrico. Tanto o cloruro de hidróxeno como o ácido clorhídrico son corrosivos.


Historia[editar | editar a fonte]

O ácido clorhídrico foi obtido por primeira vez polo alquimista Jabir ibn Hayyan (tamén coñecido como Geber), arredor do año 800, mesturando sal común con “ácido vitriólico” (ácido sulfúrico).

Jabir ibn Hayyan, debuxo dun manuscrito medieval

Na Idade Media, o ácido clorhídrico era coñecido entre os alquimistas europeos como espírito do sal ou acidum salis.

No século XVII, Johann Rudolf Glauber, de Karlstadt am Main, Alemaña, empregou sal (cloruro de sodio) e ácido sulfúrico para preparar sulfato sódico, liberando gas cloruro de hidróxeno. Joseph Priestley, de Leeds, Inglaterra preparou cloruro de hidróxeno puro en 1772, e Humphry Davy de Penzance demostrou que na súa composición química entraban o hidróxeno e o cloro.

Durante a Revolución Industrial en Europa, a demanda de substancias alcalinas, tales como a sosa e o carbonato de sodio, incrementouse, e o novo proceso industrial para a súa obtención, desenvolvido polo francés Nicolás Leblanc permitiu a produción a grande escala con baixos custos. No proceso Leblanc convértese sal en sosa, utilizando ácido sulfúrico, pedra calcaria e carbón, e liberándose cloruro de hidróxeno como produto de refugallo. Ata 1863 este era liberado á atmosfera. Unha acta dese ano obrigou aos produtores de sosa a absorber este gas en auga, producindo así ácido clorhídrico a escala industrial. A comezos do século vinte, cando o proceso Leblanc foi substituído polo proceso Solvay, que non permitía obter ácido clorhídrico como o primeiro, este xa era un produto químico utilizado de maneira frecuente en numerosas aplicacións e o interese comercial polo mesmo levou ó desenvolvemento doutros procesos de obtención, que se utilizan ata o día de hoxe, e que se describen máis abaixo. Actualmente, a meirande parte do ácido clorhídrico obtense absorbendo o cloruro de hidróxeno liberado na produción industrial de compostos orgánicos. O ácido clorhídrico está considerado pola convención de 1988 contra o tráfico ilícito de drogas como un precursor.

Química[editar | editar a fonte]

Reacción do ácido clorhídrico con amoníaco, liberando vapores brancos de cloruro de amonio

O cloruro de hidróxeno é un ácido monoprótico, o que significa que pode disociarse unha soa vez para ceder un ión H+ (un protón). En solucións acuosas, este protón únese a unha molécula de auga para dar un ión hidronio, H3O+:

HCl + H2O → H3O+ + Cl

O outro ión formado é o Cl, o ión cloruro. O ácido clorhídrico pode ser usado para preparar sales chamadas cloruros, como o cloruro de sodio. O ácido clorhídrico é un ácido forte, xa que se disocia case completamente en auga.

Os ácidos monopróticos teñen unha constante de disociación ácida, Ka, que indica o nivel de disociación dese ácido na auga. Para ácidos fortes como o HCl, o valor de Ka é alto. Ao agregar cloruros, como o NaCl, a unha disolución acuosa de HCl, o valor do pH practicamente non cambia, o que indica que o ión Cl é unha base conxugada notablemente débil, e que o HCl está case completamente disociado en solucións acuosas. Polo tanto, para disolucións de ácido clorhídrico de concentración relativamente alta, pode considerarse que a concentración de H+ é igual á do HCl.

Titulación ácida

Dos ácidos fortes comúns en química, o ácido clorhídrico é o ácido monoprótico con menor tendencia a provocar reaccións redox que poidan interferir con outras reaccións. É un dos ácidos fortes menos perigosos de manipular, a pesar da súa acidez, e produce o relativamente pouco reactivo e non tóxico ión cloruro. As súas disolucións de concentracións intermedias son bastante estables, mantendo a súa concentración co paso do tempo. Estes atributos, sumados ó feito de que se atopa dispoñible como un reactivo puro, fano un excelente reactivo acidificante, e titulador ácido (para determinar a cantidade de base nunha titulación ou valoración ácido-base). É comunmente utilizado en análise químico e para dixerir mostras para análise. Disolucións concentradas deste ácido poden utilizarse para disolver algúns metais, formando cloruros metálicos oxidados e hidróxeno (gas). Tamén se emprega como catalizador ácido-base nalgunhas reaccións químicas.


Propiedades físicas[editar | editar a fonte]

As propiedades físicas do ácido clorhídrico, tales como puntos de fusión e ebulición, densidade, e pH dependen da concentración ou molaridade do HCl na disolución ácida que pode ir do 0 ó 40 %. (As concentracións elevadas dan ácido clorhídrico fumante). O ácido clorhídrico, como mestura binaria , auga e cloruro de hidróxeno, ten un azeótropo que ferve á temperatura constante de 108,6ªC, e correspondese cunha concentración do 20,2%.

Conc. (m/m)
c : kg HCl/kg 
Conc. (m/v)
c : kg HCl/m3
Densidade
ρ : kg/L
Molaridade
M
 pH 
Viscosidade
η : mPa•s
Calor
específica

s : kJ/(kg•K)
Presión
de vapor

PHCl : Pa
Punto de
ebulición

b.p.
Punto de
fusión

m.p.
10% 104.80 1.048 2.87 M -0.5 1.16 3.47 0.527 103 °C -18 °C
20% 219.60 1.098 6.02 M -0.8 1.37 2.99 27.3 108 °C -59 °C
30% 344.70 1.149 9.45 M -1.0 1.70 2.60 1,410 90 °C -52 °C
32% 370.88 1.159 10.17 M -1.0 1.80 2.55 3,130 84 °C -43 °C
34% 397.46 1.169 10.90 M -1.0 1.90 2.50 6,733 71 °C -36 °C
36% 424.44 1.179 11.64 M -1.1 1.99 2.46 14,100 61 °C -30 °C
38% 451.82 1.189 12.39 M -1.1 2.10 2.43 28,000 48 °C -26 °C
A temperatura e presión de referencia para a táboa anterior son respectivamente 20 °C e 1 atmosfera (101 kPa).

Síntese[editar | editar a fonte]

O ácido clorhídrico (HCl) obtense no laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H2SO4) ao sal (NaCl):

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl

Na industria química obtéñense grandes cantidades de clorhídrico nas reaccións orgánicas de cloración das substancias orgánicas con cloro elemental (Cl2):

R-H + Cl2 → R-Cl + HCl

Grandes producións de ácido clorhídrico intégranse coa formación de compostos orgánicos con cloro ou flúor na súa composición, como o Teflón, o Freón o ácido cloroacético ou o PVC. En moitas reaccións químicas algún átomo de hidróxeno dun composto orgánico é substituído por un átomo de cloro da molécula de Cl2, combinándose o átomo de hidróxeno saínte co outro átomo de cloro, co que se forma HCl. O átomo de cloro que entrou na molécula orgánica pode ser reemplazado por flúor e formarse outra molécula de cloruro de hidróxeno.

R-H + Cl2 → R-Cl + HCl
R-Cl + HF → R-F + HCl

O cloruro de hidróxeno, gas, reutilízase directamente, ou absorbido sobre auga, en forma de ácido clorhídrico.

Outro método de produción a grande escala é o utilizado pola industria cloro-alcali, na que se electroliza unha disolución de sal común, producindo cloro, hidróxido de sodio e hidróxeno. O gas cloro así obtido pode combinarse co gas hidróxeno, formando HCl gas, quimicamente puro. Xa que a reacción é exotérmica, as instalacións nas que se realiza son coñecidas como fornos de HCl.

Cl2 + H2 → 2 HCl

O cloruro de hidróxeno, gas, puro, absórbese sobre auga desmineralizada dando por resultado ácido clorhídrico quimicamente puro.

A síntese directa, a partir dos elementos, non é viable economicamente salvo que se precise HCl de elevada pureza.


Na auga pura disólvense ata 38 g/100 mL aínda que a baixa temperatura pódense formar cristais de HCl•H2O cun contido do 68% de HCl. A disolución forma un azeótropo cun contido do 20,2% de HCl en masa e un punto de ebulición de 108,6 °C.

O ácido clorhídrico que se atopa no mercado adoita ter unha concentración do 38% ó 25%. Disolucións dunha concentración de algo máis do 40% son quimicamente posibles, pero a taxa de evaporación nelas é tan alta que se teñen que tomar medidas de almacenamento e manipulación extras. No mercado é posible adquirir disolucións para uso doméstico dunha concentración de entre o 10 e o 12%, utilizadas principalmente para a limpeza.

Aplicacións[editar | editar a fonte]

O ácido clorhídrico emprégase sobre todo como ácido barato, forte e volátil. O uso máis coñecido é o de desincrústante para eliminar residuos calcarios (carbonato de calcio: CaCO3). Nesta aplicación transfórmase o carbonato de calcio en cloruro de calcio e libéranse dióxido de carbono (CO2) e auga:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En química orgánica aproveitase o ácido clorhídrico na síntese de cloruros orgánicos, ben por substitución dun grupo hidroxilo dun alcohol ou por adición do ácido clorhídrico a un alqueno aínda que a miúdo estas reaccións non transcorren dun xeito moi selectivo.

Outra importante aplicación do ácido clorhídrico de alta calidade é na rexeneración de resinas de intercambio iónico. O intercambio catiónico adoita ser empregado para remover catións como Na+ e Ca2+ de disolucións acuosas, producindo auga desmineralizada.

Na+ é reemprazado por H3O+
Ca2+ é reemprazado por 2 H3O+

Utilízase para regular o pH da auga para a industria alimentaria, a industria farmacéutica, na potabilización da auga, e nas piscinas.

Na industria alimentaria utilízase, entre outras cousas, na produción da xelatina disolvendo con el a parte mineral dos ósos.

En metalurxia utilízase ás veces para disolver a capa de óxido que recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, ou outras técnicas.

Tamén é un produto de partida na síntese de cloruro de aluminio ou de cloruro de ferro(III) (FeCl3):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

Os meirandes consumos de ácido clorhídrico danse na produción de compostos orgánicos tales como o cloruro de vinilo para a obtención do PVC. Outros compostos orgánicos que empregan o HCl na súa obtención son o bisfenol-A, para a obtención do policarbonato, o carbón activado e o ácido ascórbico.

Entre outros usos do ácido clorhídrico está o emprego doméstico do mesmo como limpador, e a estimulación da produción petrolífera, inxectando grandes cantidades do mesmo nas rochas para que por disolución de partes das mesmas aumente a súa porosidade.

Efectos nocivos[editar | editar a fonte]

O cloruro de hidróxeno é irritante e corrosivo para calquera tecido co que teña contacto. A exposición breve a baixos niveis produce irritación da gorxa. A exposición a niveis máis altos pode producir respiración arfante, estreitamento dos bronquiolos, coloración azul da pel, acumulación de líquido nos pulmóns e mesmo a morte. A exposición a niveis aínda más altos pode producir inchazón e espasmos da gorxa e asfixia. Algunhas persoas poden sufrir una reacción inflamatoria ao cloruro de hidróxeno. Esta condición é coñecida como síndrome de disfunción reactiva das vías respiratorias (RADS, polas siglas en inglés), que é un tipo de asma causado por certas substancias irritantes ou corrosivas. O fosxeno (COCl2), un dos gases tóxicos empregados na Primeira Guerra Mundial, ao disolverse nas mucosas, especialmente na mucosa pulmonar, convertíase, por hidrólise, en dióxido de carbono e ácido clorhídrico. Este último ataca a membrana alveolo-pulmonar e fai que o pulmón se encha de líquido ocasionando edema pulmonar. O ácido clorhídrico é tamén en parte responsable dos efectos nocivos do gas mostaza, iperita. En presenza da auga, por exemplo na superficie húmida dos ollos e pulmóns, forma ácido clorhídrico.

A mestura do ácido con axentes oxidantes de uso común, como a lixivia (lixivia de cloro) (hipoclorito de sodio, NaClO) ou permanganato de potasio (KMnO4), produce o tóxico gas cloro.

Dependendo da concentración, o cloruro de hidróxeno pode producir desde leve irritación ata queimaduras graves dos ollos e a pel. A exposición prolongada a baixos niveis pode causar problemas respiratorios, irritación dos ollos e a pel e decoloración dos dentes.

Concentración
en masa
Clasificación Frases R
10%–25% Irritante (Xi) R36/37/38
>25% Corrosivo (C) R34 R37
Etiquetas de perigo :
CORROSIVO
Dangerous goods label for hydrochloric acid: corrosive Dangerous goods label for hydrochloric acid: corrosive

A pesar destas características os xugos gástricos no estómago humano conteñen aproximadamente o 3 % de ácido clorhídrico. Alí axuda a coagular as proteínas e desempeña un papel importante como coenzima da pepsina na súa dixestión. Tamén axuda na hidrólise dos polisacáridos presentes na comida. É segregado polas células parietais. Estas conteñen unha extensiva rede de secreción desde onde se segrega o HCl cara o lume do estómago.

Diversos mecanismos preveñen o dano que este ácido podería ocasionar no epitelio do tracto dixestivo:

  • Reguladores negativos da súa saída.
  • Unha grosa capa mucosa cubre o epitelio.
  • Bicarbonato de sodio segregado polas células epiteliais gástricas e o páncreas.
  • A estrutura do epitelio.
  • Un abastecemento sanguíneo adecuado.
  • Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secrecións mucosas e de bicarbonato, manteñen a integridade da barreira epitelial, permiten o adecuado fluxo sanguíneo, estimulan a reparación das membranas da mucosa danadas).

Cando por algunha razón estes mecanismos fallan, pode aparecer o ardor de estómago (pirosis) ou úlceras gástricas e duodenais. Medicamentos chamados inhibidores da bomba de protóns preveñen unha produción excesiva de ácido no estómago, mentres que os antiácidos poden neutralizar o ácido existente. A meirande parte das úlceras gástricas e duodenais están asociadas coa presenza no estómago da bacteria Helicobacter pylori. A agresión que esta bacteria causa á mucosa gástrica faina vulnerable ó ataque do ácido clorhídrico. Un tratamento co antibiótico adecuado pode eliminar esta bacteria e impedir o desenvolvemento da úlcera.

Tamén pode ocorrer que non se produza suficiente cantidade de ácido clorhídrico no estómago ou ningunha. Estes cadros patolóxicos son coñecidos polos termos hipoclorhidria e aclorhidria. Poden conducir a unha gastroenterite.

O ácido clorhídrico en contacto con certos metais pode desprender hidróxeno podendo formar atmosferas explosivas no ambiente, isto pode ocorrer por exemplo cando se usa nos traballos de decapado de metais.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Sustancias químicas relacionadas
Temas relacionados