Ácido clorhídrico

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Ácido clorhídrico
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Molécula de ácido clorhídrico (HCl).
Hydrochloric acid 05.jpg
Frasco conteniendo ácido clorhídrico (HCl).
Nombre (IUPAC) sistemático
Cloruro de hidrógeno
General
Otros nombres Ácido muriático (América)
Aguafuerte (España)
Salfumant
Espíritu de sal
Ácido de sal
Ácido marino
Ácido clórico
Fórmula molecular HCl
Identificadores
Número CAS 7647-01-0[1]
Propiedades físicas
Apariencia líquido incoloro o
levemente amarillo
Densidad 1190 (solución 37%)
1160 solución 32%
1120 solución 25% kg/m3; 1.12 g/cm3
Masa molar 36.46 g/mol
Punto de fusión 247 K (-26 °C)
Punto de ebullición 321 K (48 °C)
Viscosidad 1.9
Propiedades químicas
Acidez -6.2[2] pKa
Termoquímica
ΔfH0gas -92.31 kJ/mol
ΔfH0líquido -167.2 kJ/mol
S0gas, 1 bar 186.91 J·mol-1·K
Peligrosidad
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
1
COR
Riesgos
Ingestión Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis. Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.[3]
Inhalación Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio, bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco, mantenerla caliente y quieta. Si se detiene la respiración practicar reanimación cardio pulmonar.
Piel Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Retirar de la zona afectada toda la vestimenta y calzados y lavar con agua abundante durante al menos 20 minutos.
Ojos Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua durante al menos 15 minutos.
Compuestos relacionados
Ácidos relacionados Fluoruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico (por su extracción a partir de sal marina en América), agua fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución de HCl 0,1 M da un pH de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar a un ser humano, en un litro de agua. Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la microbiota gastrointestinal, además de la destrucción de los tejidos gastrointestinales).

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.

El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.


Historia[editar]

El ácido clorhídrico, fue obtenido por primera vez por Jabir ibn Hayyan (también conocido como Geber), alrededor del año 800, mezclando sal común con vitriolo (ácido sulfúrico).

Jabir ibn Hayyan, dibujo de un manuscrito medieval.

En la Edad Media, el ácido clorhídrico era conocido entre los alquimistas europeos como espíritu de sal o acidum salis. En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber, de Karlstadt, Alemania, utilizó sal (cloruro de sodio) y ácido sulfúrico para preparar sulfato sódico, liberando gas cloruro de hidrógeno. Joseph Priestley, de Leeds, Inglaterra preparó cloruro de hidrógeno puro en 1772, y Humphry Davy de Penzance demostró que su composición química contenía hidrógeno y cloro.

Durante la Revolución industrial en Europa, la demanda por sustancias alcalinas, tales como la sosa (hidróxido de sodio), se incrementó, y el nuevo proceso industrial para su obtención desarrollado por el francés Nicolás Leblanc permitió la producción a gran escala con bajos costos. En el proceso Leblanc, se convierte sal en sosa, utilizando ácido sulfúrico, piedra caliza y carbón, liberando cloruro de hidrógeno como producto de desecho. Hasta 1863 éste era liberado a la atmósfera. Un acta de ese año obligó a los productores de sosa a absorber este gas en agua, produciendo así ácido clorhídrico a escala industrial.

A comienzos del siglo veinte, cuando el proceso Leblanc fue sustituido por el proceso Solvay, que no permitía obtener ácido clorhídrico como el primero, éste ya era un producto químico utilizado de manera frecuente en numerosas aplicaciones. El interés comercial llevó al desarrollo de otros procesos de obtención, que se utilizan hasta el día de hoy, y que son descritos más abajo. Actualmente, la mayoría del ácido clorhídrico se obtiene absorbiendo el cloruro de hidrógeno liberado en la producción industrial de compuestos orgánicos.

Química[editar]

Reacción de ácido clorhídrico con amoníaco, liberando vapores blancos de cloruro de amonio.

El cloruro de hidrógeno es un ácido monoprótico, lo que significa que sólo puede liberar un ion H+ (un protón). En soluciones acuosas, este ion se une a una molécula de agua para dar un ion oxonio, H3O+:

HCl + H2O → H3O+ + Cl

El otro ion formado es Cl, el ion cloruro. El ácido clorhídrico puede entonces ser usado para preparar sales llamadas cloruros, como el cloruro de sodio. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, ya que se disocia completamente en agua.

Los ácidos monopróticos tienen una constante de disociación ácida, Ka, que indica el nivel de disociación en agua. Para ácidos fuertes como el HCl, el valor de Ka es alto. Al agregar cloruros, como el NaCl, a una solución acuosa de HCl, el valor de pH prácticamente no cambia, lo que indica que el ion Cl es una base conjugada notablemente débil, y que HCl está casi completamente disociado en soluciones acuosas. Por lo tanto, para soluciones de ácido clorhídrico de concentración relativamente altas, se puede asumir que la concentración de H+ es igual a la de HCl.

De los siete ácidos fuertes comunes en la química, todos ellos inorgánicos, el ácido clorhídrico es el ácido monoprótico con menor tendencia a provocar reacciones redox que puedan interferir con otras reacciones. Es uno de los ácidos fuertes menos peligrosos de manipular; y a pesar de su acidez, produce el relativamente poco reactivo y no tóxico ion cloruro. Sus soluciones de concentraciones intermedias son bastante estables (hasta 6 M), manteniendo sus concentraciones con el paso del tiempo. Estos atributos, sumados al hecho de que se encuentra disponible como un reactivo puro, lo hacen un excelente reactivo acidificante, y valorante ácido (para determinar la cantidad de base en una volumetría). Es comúnmente utilizado en el análisis químico y para digerir muestras para análisis. Soluciones concentradas de este ácido pueden utilizarse para disolver algunos metales (metales activos), formando cloruros metálicos oxidados e hidrógeno gas.


Propiedades físicas[editar]

Las propiedades físicas del ácido clorhídrico, tales como puntos de fusión y ebullición, densidad, y pH dependen de la concentración o molaridad de HCl en la solución ácida.

Conc. (m/m)
c : kg HCl/kg 
Conc. (m/v)
c : kg HCl/m3
Densidad
ρ : kg/l
Molaridad
M
 pH 
Viscosidad
η : mPa·s
Calor
específico

s : kJ/(kg·K)
Presión
de vapor

PHCl : Pa
Punto de
ebullición

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
La temperatura y presión de referencia para la tabla anterior son respectivamente 20 °C y 1 atmósfera (101 kPa).


Valoración ácida.

El ácido clorhídrico (HCl) se obtiene en el laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H2SO4) a sal (NaCl):

En la industria química se forman grandes cantidades de ácido clorhídrico en las reacciones orgánicas de cloración de las sustancias orgánicas con cloro elemental:

Otro método de producción a gran escala es el utilizado por la industria cloro-alcali, en la cual se electroliza una disolución de sal común (NaCl), produciendo cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. El gas cloro así obtenido puede ser combinado con el gas hidrógeno, formando gas HCl químicamente puro. Ya que la reacción es exotérmica, las instalaciones en las que se realiza son conocidas como horno de HCl.


En agua se disuelven hasta 38 g/100 mL aunque a baja temperatura se pueden formar cristales de HCl·H2O con un contenido del 68% de HCl. La disolución forma un azeótropo con un contenido del 20,2% de HCl en masa y un punto de ebullición de 108,6 °C.

El ácido clorhídrico que se encuentra en el mercado suele tener una concentración del 38% o del 25%. Las disoluciones de una concentración de algo más del 40% son químicamente posibles, pero la tasa de evaporación en ellas es tan alta que se tienen que tomar medidas de almacenamiento y manipulación extras. En el mercado es posible adquirir soluciones para uso doméstico de una concentración de entre 10% y 12%, utilizadas principalmente para la limpieza.

Aplicaciones[editar]

El ácido clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato, fuerte y volátil. El uso más conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico: CaCO3).[4] En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En química orgánica se aprovecha el ácido clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros orgánicos - bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por adición del ácido clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una manera muy selectiva.

Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en la regeneración de resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse para eliminar cationes como Na+ y Ca2+ de disoluciones acuosas, produciendo agua demineralizada.

Na+ es reemplazado por H3O+
Ca2+ es reemplazado por 2 H3O+

En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.

En metalúrgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.

También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro férrico (FeCl3):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

Efectos nocivos[editar]

El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias (en inglés, RADS), que es un tipo de asma causado por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.

La mezcla del ácido con agentes oxidantes de uso común, como la lejía, también llamada lavandina en algunas partes, (hipoclorito de sodio, NaClO) o permanganato de potasio (KMnO4), produce el tóxico gas cloro.

Dependiendo de la concentración, el cloruro de hidrógeno puede producir desde leve irritación hasta quemaduras graves de los ojos y la piel. La exposición prolongada a bajos niveles puede causar problemas respiratorios, irritación de los ojos y la piel y descoloramiento de los dientes.

A pesar de estas características los jugos gástricos en el estómago humano contienen aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a desnaturalizar las proteínas y desempeña un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También ayuda en la hidrólisis de los polisacáridos presentes en la comida. Es secretado por las células parietales. Éstas contienen una extensiva red de secreción desde donde se secreta el HCl hacia el lumen del estómago.

Diversos mecanismos previenen el daño del epitelio del tracto digestivo por este ácido:

  • Reguladores negativos de su salida.
  • Una gruesa capa mucosa que cubre al epitelio.
  • Bicarbonato de sodio secretado por las células epiteliales gástricas y el páncreas.
  • La estructura del epitelio.
  • Un abastecimiento sanguíneo adecuado.
  • Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secreciones mucosas y de bicarbonato, mantienen la integridad de la barrera epitelial, permiten el adecuado flujo sanguíneo, estimulan la reparación de las membranas de la mucosa dañadas).

Cuando, por alguna razón, estos mecanismos fallan, se pueden producir pirosis o úlceras. Existen drogas llamadas inhibidores de bombas de protones que previenen que el cuerpo produzca exceso de ácido en el estómago, mientras que los antiácidos pueden neutralizar el ácido existente.

También puede ocurrir que no se produzca suficiente cantidad de ácido clorhídrico en el estómago. Estos cuadros patológicos son conocidos por los términos hipoclorhidria y aclorhidria y pueden conducir a una gastroenteritis.

El ácido clorhídrico en contacto con ciertos metales puede desprender hidrógeno pudiendo formar atmósferas explosivas en el ambiente, esto puede ocurrir por ejemplo cuando se usa en los trabajos de decapado de metales.

Además, se ha observado una alta mortalidad por cáncer de pulmón en trabajadores expuestos a neblinas de ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.[cita requerida]

Véase también[editar]

Sustancias químicas relacionadas
Temas relacionados

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. Robert Anthony Robinson, Roger G. Bates: Dissociation constant of hydrochloric acid from partial vapor pressures over hydrogen chloride-lithium chloride solutions, In: Analytical Chemistry, 43(7), 1971, pp 969-970
  3. "Intoxicación con Ácido Clorhídrico." National Library of Medicine. Medline Plus, n.d. Miércoles. 16 Nov. 2011. <http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/>
  4. http://www.elblogdevadequimica.com/index.php/2013/05/10/salfuman/

Enlaces externos[editar]