Salzsäure

Allgemeines
Name	Salzsäure
Andere Namen	Chlorwasserstoffsäure; Acidum hydrochloricum; E 507; HCl (aq);
Summenformel	HCl x(H2O)
Kurzbeschreibung	farblose, durch Verunreinigungen oft gelbliche, stechend riechende Flüssigkeit
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	933-977-5
ECHA-InfoCard	100.210.665
PubChem	313
DrugBank	DB13366
Arzneistoffangaben
ATC-Code	A09AB03, B05XA13
Eigenschaften
Molare Masse	36,46 g·mol−1
Aggregatzustand	flüssig
Dichte	1,19 g·cm−3 (37-prozentige Lösung)
Schmelzpunkt	−30 °C (37-prozentige Lösung)
Dampfdruck	190 hPa (20 °C, 37-prozentige Lösung)
Sicherheitshinweise
	Bitte die Befreiung von der Kennzeichnungspflicht für Arzneimittel, Medizinprodukte, Kosmetika, Lebensmittel und Futtermittel beachten
H- und P-Sätze	H: 290‐314‐335
	P: 280‐303+361+353‐305+351+338+310
MAK	2 ml·m−3 bzw. 3,0 mg·m−3
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

	Salzsäure + Salzsäure ⓘ
Bezeichnungen
	IUPAC-Bezeichnung Chloran
	Andere Namen Muriatsäure; Branntwein des Salzes; Hydroniumchlorid; Chlorwasserstoffsäure;
Bezeichner
CAS-Nummer	7647-01-0 ;
ChEMBL	ChEMBL1231821 ;
ChemSpider	307 ;
EC-Nummer	231-595-7;
PubChem CID	313;
UNII	QTT17582CB ;
UN-Nummer	1789
Eigenschaften
Chemische Formel	HCl(aq)
Erscheinungsbild	Farblose, transparente Flüssigkeit, raucht in der Luft, wenn konzentriert
Geruch	Stechend charakteristisch
Schmelzpunkt	Konzentrationsabhängig - siehe Tabelle
Siedepunkt	Konzentrationsabhängig - siehe Tabelle
log P	0.00
Acidität (pKa)	-5,9 (HCl-Gas)
Pharmakologie
ATC-Code	A09AB03 (WHO) B05XA13 (WHO)
Gefahren
	GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H290, H314, H335
Sicherheitshinweise	P260, P280, P303+P361+P353, P305+P351+P338
NFPA 704 (Feuerdiamant)	3 0 1 SÄURE
Verwandte Verbindungen
Verwandte Verbindungen	Fluorwasserstoffsäure; Bromwasserstoffsäure; Iodwasserstoffsäure;
	Wenn nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Stoffe im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa). verifizieren (was ist ?) Infobox Referenzen

Salzsäure, auch als Muriatic Acid bekannt, ist eine wässrige Lösung von Chlorwasserstoff. Es handelt sich um eine farblose Lösung mit einem charakteristischen, stechenden Geruch. Sie wird als starke Säure eingestuft. Sie ist ein Bestandteil der Magensäure im Verdauungssystem der meisten Tierarten, einschließlich des Menschen. Salzsäure ist ein wichtiges Laborreagenz und eine wichtige Industriechemikalie. ⓘ

ⓘ

Geschichte

Im frühen zehnten Jahrhundert führte der persische Arzt und Alchemist Abu Bakr al-Razi (ca. 865-925, lateinisch: Rhazes) Experimente mit Salmiak (Ammoniumchlorid) und Vitriol (hydratisierte Sulfate verschiedener Metalle) durch, die er zusammen destillierte, wodurch das Gas Chlorwasserstoff entstand. Dabei könnte al-Razi auf eine primitive Methode zur Herstellung von Salzsäure gestoßen sein, wie sie vielleicht in dem folgenden Rezept aus seinem Kitāb al-Asrār ("Das Buch der Geheimnisse") zum Ausdruck kommt:

Man nehme zu gleichen Teilen süßes Salz, bitteres Salz, Ṭabarzad-Salz, Andarānī-Salz, indisches Salz, Salz von Al-Qilī und Salz von Urin. Nachdem man ein gleiches Gewicht an gut kristallisiertem Sal-Ammoniak hinzugefügt hat, löst man es durch Feuchtigkeit auf und destilliert (die Mischung). Es wird ein starkes Wasser überdestillieren, das den Stein (sakhr) sofort spalten wird.

Es scheint jedoch, dass al-Razi bei den meisten seiner Experimente die gasförmigen Produkte außer Acht ließ und sich stattdessen auf die Farbveränderungen konzentrierte, die sich am Rückstand ergeben konnten. Nach Robert P. Multhauf wurde Chlorwasserstoff vielfach hergestellt, ohne dass klar erkannt wurde, dass sich durch Auflösen in Wasser Salzsäure bilden kann. ⓘ

In De aluminibus et salibus ("Über Alaun und Salze"), einem arabischen Text aus dem elften oder zwölften Jahrhundert, der fälschlicherweise al-Razi zugeschrieben und von Gerard von Cremona (1144-1187) ins Lateinische übersetzt wurde, wird unter Bezugnahme auf die Experimente von al-Razi das Erhitzen von Metallen mit verschiedenen Salzen beschrieben, was im Falle von Quecksilber zur Bildung von Quecksilber(II)-chlorid (ätzendes Sublimat) führte. Bei diesem Prozess bildete sich zunächst Salzsäure, die jedoch sofort mit dem Quecksilber zu ätzendem Sublimat reagierte. Die lateinischen Alchemisten des 13. Jahrhunderts, für die De aluminibus et salibus eines der wichtigsten Nachschlagewerke war, waren von den chlorierenden Eigenschaften des ätzenden Sublimats fasziniert und entdeckten bald, dass starke Mineralsäuren direkt destilliert werden können, wenn die Metalle aus dem Prozess der Erhitzung von Vitriolen, Alaunen und Salzen entfernt werden. ⓘ

Eine wichtige Erfindung, die aus der Entdeckung der Mineralsäuren hervorging, ist das Königswasser, eine Mischung aus Salpetersäure und Salzsäure im Verhältnis 1:3, die in der Lage ist, Gold aufzulösen. Sie wurde erstmals in Pseudo-Gebers De inventione veritatis ("Über die Entdeckung der Wahrheit", nach ca. 1300) beschrieben, wo Königswasser durch Zugabe von Ammoniumchlorid zu Salpetersäure hergestellt wurde. Die Herstellung von Salzsäure selbst (d. h. als isolierte Substanz und nicht bereits mit Salpetersäure vermischt) hing jedoch von der Verwendung effizienterer Kühlgeräte ab, die erst in den folgenden Jahrhunderten entwickelt werden sollten. So tauchen Rezepte für die Herstellung von Salzsäure erst im späten 16. Jahrhundert auf, die frühesten finden sich in Giovanni Battista Della Portas (1535-1615) Magiae naturalis ("Natürliche Magie") und in den Werken anderer zeitgenössischer Chemiker wie Andreas Libavius (ca. 1550-1616), Jean Beguin (1550-1620) und Oswald Croll (ca. 1563-1609). Die Kenntnis von Mineralsäuren wie Salzsäure war für Chemiker des 17. Jahrhunderts wie Daniel Sennert (1572-1637) und Robert Boyle (1627-1691) von entscheidender Bedeutung, da sie deren Fähigkeit, Metalle schnell aufzulösen, für ihre Demonstrationen der zusammengesetzten Natur von Körpern nutzten. ⓘ

Indirekt findet ihr Gebrauch schon bei Plinius Erwähnung, bei der Trennung von Gold und Silber im Bergbau, indem bei hohen Temperaturen Kochsalz und Vitriol Salzsäure bilden, die eine Verbindung mit dem Silber eingeht. Möglicherweise erwähnt Georgius Agricola ein ähnliches Verfahren für die Trennung von Silber in seinem De Re Metallica von 1556 (das angegebene Rezept würde Salzsäure ergeben, wenn mit Salz Kochsalz gemeint ist). Pseudo-Geber (13. Jahrhundert) beschrieb eine Reaktion von Quecksilber nach Erhitzen mit Kochsalz und Alaun oder Eisensulfat, wobei sich durch Reaktion mit Salzsäure feine weiße Nadeln von Quecksilberchlorid bildeten. Ihm und mittelalterlichen Alchemisten war auch Königswasser bekannt, das durch Zugabe von Salmiak (Ammoniumchlorid) oder Kochsalz zu Salpetersäure erzeugt wurde. Im 15. Jahrhundert wurden Salzsäure und ihre Verwendung zum Aufweichen von Knochen und Elfenbein für Schnitzarbeiten erwähnt, zuerst in einem anonymen italienischen Manuskript der Mitte des 15. Jahrhunderts, das sich in der Universität Bologna befindet, dann in einem Rezept von Caterina Sforza (1490). Hergestellt wurde sie bei beiden Autoren durch Erhitzen von Kochsalz und Vitriol und Destillation. ⓘ

In der ersten Hälfte des 15. Jahrhunderts gewann Basilius Valentinus Salzsäure durch Reaktion von Halit (Steinsalz) mit Eisenvitriol. 1597 erwähnt Libavius Salzsäure in seinem Buch Alchemia, sie wurde aber auch von Giambattista della Porta (Magiae Naturalis 1558, 1589) als bestes Mittel zum Bleichen von Zähnen erwähnt. Die Herstellung in großem Maßstab aus Speisesalz und Schwefelsäure gelang Johann Rudolph Glauber im 17. Jahrhundert. Lavoisier nannte Salzsäure acide muriatique (lat. muria ‚Salzlake‘). Kochsalzhaltige Quellen werden heute noch als muriatische Quellen bezeichnet. In Nordamerika wird Salzsäure auch muriatic acid genannt. ⓘ

Etymologie

Da sie nach den Methoden von Johann Rudolph Glauber aus Steinsalz hergestellt wurde, nannten die europäischen Alchemisten Salzsäure historisch gesehen Salzgeist oder acidum salis (Salzsäure). Beide Bezeichnungen werden auch heute noch verwendet, insbesondere in anderen Sprachen, wie z. B. Deutsch: Salzsäure, Niederländisch: Zoutzuur, Schwedisch: Saltsyra, Spanisch: Salfumán, Türkisch: Tuz Ruhu, Polnisch: kwas solny, Ungarisch: sósav und Tschechisch: kyselina solná ⓘ

Gasförmiges HCl wurde als saure Meeresluft bezeichnet. Der Name Muriatsäure hat den gleichen Ursprung (muriatic bedeutet "zu Sole oder Salz gehörig", daher bedeutet muriate Hydrochlorid), und dieser Name wird manchmal noch verwendet. Der Name Salzsäure wurde von dem französischen Chemiker Joseph Louis Gay-Lussac im Jahr 1814 geprägt. ⓘ

Industrielle Entwicklungen

Während der industriellen Revolution in Europa stieg die Nachfrage nach alkalischen Substanzen. Ein neues industrielles Verfahren, das von Nicolas Leblanc in Issoudun, Frankreich, entwickelt wurde, ermöglichte die billige Herstellung von Natriumcarbonat (Soda) in großem Maßstab. Bei diesem Leblanc-Verfahren wird Kochsalz unter Verwendung von Schwefelsäure, Kalkstein und Kohle in Soda umgewandelt, wobei Chlorwasserstoff als Nebenprodukt entsteht. Bis zum britischen Alkali-Gesetz von 1863 und ähnlichen Gesetzen in anderen Ländern wurde das überschüssige HCl oft in die Luft abgeleitet. Eine frühe Ausnahme bildeten die Bonnington Chemical Works, wo 1830 damit begonnen wurde, die HCl abzufangen, und die entstehende Salzsäure zur Herstellung von Salmiak (Ammoniumchlorid) verwendet wurde. Nach der Verabschiedung des Gesetzes waren die Sodahersteller verpflichtet, die Abgase in Wasser zu absorbieren und Salzsäure in industriellem Maßstab herzustellen. ⓘ

Im 20. Jahrhundert wurde das Leblanc-Verfahren durch das Solvay-Verfahren ersetzt, bei dem keine Salzsäure als Nebenprodukt anfällt. Da Salzsäure als wichtige Chemikalie in zahlreichen Anwendungen bereits fest etabliert war, führte das kommerzielle Interesse zu anderen Produktionsmethoden, von denen einige auch heute noch verwendet werden. Nach dem Jahr 2000 wird Salzsäure meist durch Absorption von Chlorwasserstoff hergestellt, der als Nebenprodukt bei der Herstellung von industriellen organischen Verbindungen anfällt. ⓘ

Chemische Eigenschaften

Gasförmiger Chlorwasserstoff ist eine molekulare Verbindung mit einer kovalenten Bindung zwischen den Wasserstoff- und Chloratomen. In wässrigen Lösungen erfolgt eine vollständige Dissoziation unter Bildung von Chlorid-Ionen und hydratisierten Wasserstoff-Ionen (Hydronium-Ionen). Eine kombinierte IR-, Raman-, Röntgen- und Neutronenbeugungsstudie an konzentrierter Salzsäure zeigte, dass das Hydronium-Ion wasserstoffgebundene Komplexe mit anderen Wassermolekülen bildet. (Siehe Hydronium für weitere Informationen zu diesem Thema). ⓘ

Der pKa-Wert von Salzsäure in wässriger Lösung wird theoretisch auf -5,9 geschätzt. Eine Lösung von Chlorwasserstoff in Wasser verhält sich wie eine starke Säure: Die Konzentration der HCl-Moleküle ist praktisch null. ⓘ

Eigenschaften

Massen- anteil w in %	Massen- konzentration β in g/l	Stoffmengen- konzentration c in mol/l	Dichte ϱ in g/cm³ ⓘ
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	372	10,23	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

Chlorwasserstoffgas löst sich sehr gut in Wasser: Bei 0 °C löst 1 Liter Wasser, sofern es dabei noch als flüssige Phase vorliegt, unter Wärmeentwicklung 815 g beziehungsweise 507 Liter Gas. Bei 20 °C enthält gesättigte Salzsäure 720 g HCl in einem Liter Wasser. Die Konzentrationsabhängigkeit der Dichte $\rho$ ist in nebenstehender Tabelle gezeigt, wobei zwischen ihr und dem prozentualen Gehalt an Chlorwasserstoff zufällig ein einfacher rechnerischer Zusammenhang besteht: Die verdoppelten Nachkommastellen entsprechen in etwa der Konzentration, z. B. eine Salzsäure der Dichte 1,10 g·cm⁻³ einem HCl-Gehalt von 20 Prozent. ⓘ

\%=200\cdot (\rho -1)

ⓘ

Das Schmelz- und Siedeverhalten von Salzsäure hängt stark von der Zusammensetzung ab. In fester Phase werden vier stöchiometrische Hydrate mit definierten Schmelzpunkten gebildet. Das sind ein Monohydrat HCl·H₂O mit einem Schmelzpunkt bei −15 °C, ein Dihydrat HCl·2H₂O mit einem Schmelzpunkt bei −18 °C, ein Trihydrat HCl·3H₂O mit einem Schmelzpunkt bei −25 °C und ein Hexahydrat HCl·6H₂O mit einem Schmelzpunkt bei −70 °C. Im Phasendiagramm ergeben sich für Zusammensetzungen zwischen den stöchiometrischen Hydraten entsprechende eutektische Schmelzen. Diese liegen für ein Gemisch aus Mono- und Dihydrat mit einem Massenanteil Chlorwasserstoff von 57,3 % bei −23 °C, aus Di- und Trihydrat mit einem Massenanteil von 44,0 % bei −28 °C, aus Tri- und Hexahydrat mit einem Masseanteil von 26,6 % bei −73 °C und aus Hexahydrat und Eis mit einem Massenteil von 23,0 % bei −75 °C. Zusätzlich wird ein metastabiles Eutektikum zwischen Trihydrat und Eis mit einem Massenanteil von 24,8 % bei −87 °C gebildet. Im Konzentrationsbereich von 0 bis 25 % wird somit ein starkes Absinken des Schmelzpunktes beobachtet. Das Dampf-Flüssig-Phasendiagramm zwischen Chlorwasserstoff und Wasser zeigt ein negatives Azeotrop. Das resultierende azeotrope Siedepunktsmaximum liegt bei Normaldruck mit einem Massenanteil von 20,2 % bei 109 °C. Bei der Verdampfung von Salzsäurelösungen mit von der Azeotropzusammensetzung abweichender Konzentration wird zunächst bevorzugt die Überschusskomponente verdampft, d. h., bei Salzsäure mit einem Massenanteil <20,2 % erfolgt eine Aufkonzentrierung, bei Salzsäure mit >20,2 % eine Abkonzentrierung, bis die konstant siedende Azeotropzusammensetzung erreicht wird. Die Siedekurve im Phasendiagramm oberhalb der Azeotropzusammensetzung korreliert mit Löslichkeitskurve von Chlorwasserstoff in Wasser. Bei 25 °C ergibt sich ein Massenanteil von 42 %, was der „rauchenden“ Salzsäure entspricht. ⓘ

Binäres Fest-Flüssig-Gleichgewicht von Chlorwasserstoff mit Wasser
Binäres Dampf-Flüssig-Gleichgewicht von Chlorwasserstoff mit Wasser ⓘ

In Wasser dissoziiert Chlorwasserstoff vollständig, Salzsäure mit 32 % hat einen pH-Wert von −1. An feuchter Luft bildet Chlorwasserstoffgas einen Nebel aus feinen Salzsäure-Tröpfchen. Verdünnte Salzsäure ist ein guter elektrischer Leiter. ⓘ

Masse Anteil	Konzentration		Dichte	Molarität	pH-Wert	Viskosität	Spezifische Wärme	Dampf druck	Siedepunkt Punkt	Schmelzen Punkt ⓘ
kg HCl/kg	kg HCl/m³	Baumé	kg/L	mol/L		mPa-s	kJ/(kg-K)	kPa	°C	°C
10%	104.80	6.6	1.048	2.87	−0.5	1.16	3.47	1.95	103	−18
20%	219.60	13	1.098	6.02	−0.8	1.37	2.99	1.40	108	−59
30%	344.70	19	1.149	9.45	−1.0	1.70	2.60	2.13	90	−52
32%	370.88	20	1.159	10.17	−1.0	1.80	2.55	3.73	84	−43
34%	397.46	21	1.169	10.90	−1.0	1.90	2.50	7.24	71	−36
36%	424.44	22	1.179	11.81	−1.1	1.99	2.46	14.5	61	−30
38%	451.82	23	1.189	12.39	−1.1	2.10	2.43	28.3	48	−26
Die Referenztemperatur und der Referenzdruck für die obige Tabelle sind 20 °C und 1 Atmosphäre (101,325 kPa). Die Dampfdruckwerte sind den internationalen kritischen Tabellen entnommen und beziehen sich auf den Gesamtdampfdruck der Lösung.

Schmelztemperatur in Abhängigkeit von der HCl-Konzentration in Wasser ⓘ

Salzsäure als binäres (Zweikomponenten-)Gemisch aus HCl und H₂O hat ein konstant siedendes Azeotrop bei 20,2 % HCl und 108,6 °C (227 °F). Für Salzsäure gibt es vier eutektische Punkte mit konstanter Kristallisation, zwischen der Kristallform [H₃O]Cl (68 % HCl), [H₅O₂]Cl (51 % HCl), [H₇O₃]Cl (41 % HCl), [H₃O]Cl-5H₂O (25 % HCl) und Eis (0 % HCl). Es gibt auch einen metastabilen eutektischen Punkt bei 24,8% zwischen Eis und der [H₇O₃]Cl-Kristallisation. Alle diese Salze sind Hydroniumsalze. ⓘ

Herstellung

Salzsäure wird in der Regel industriell durch Auflösen von Chlorwasserstoff in Wasser hergestellt. Chlorwasserstoff kann auf vielfältige Weise erzeugt werden, so dass es mehrere Vorstufen der Salzsäure gibt. Die großtechnische Herstellung von Salzsäure ist fast immer mit der großtechnischen Herstellung anderer Chemikalien verbunden, wie z. B. beim Chloralkaliprozess, bei dem Hydroxid, Wasserstoff und Chlor entstehen, wobei letzteres zur Herstellung von HCl kombiniert werden kann. ⓘ

Chlorwasserstoff wird durch die Kombination von Chlor und Wasserstoff hergestellt:

Cl₂ + H₂ → 2 HCl ⓘ

Da es sich um eine exotherme Reaktion handelt, wird die Anlage als HCl-Ofen oder HCl-Brenner bezeichnet. Das entstehende Chlorwasserstoffgas wird in deionisiertem Wasser absorbiert, wodurch chemisch reine Salzsäure entsteht. Diese Reaktion kann ein sehr reines Produkt ergeben, z. B. für die Verwendung in der Lebensmittelindustrie. ⓘ

Industrieller Markt

Salzsäure wird in Lösungen bis zu 38 % HCl (konzentrierte Qualität) hergestellt. Höhere Konzentrationen bis knapp über 40 % sind chemisch möglich, aber die Verdampfungsrate ist dann so hoch, dass Lagerung und Handhabung zusätzliche Vorsichtsmaßnahmen wie Druckbeaufschlagung und Kühlung erfordern. Die industrielle Massenkonzentration liegt daher bei 30 bis 35 % und ist so optimiert, dass ein Gleichgewicht zwischen Transporteffizienz und Produktverlust durch Verdunstung erreicht wird. In den Vereinigten Staaten werden Lösungen zwischen 20 % und 32 % als Salzsäure verkauft. Lösungen für Haushaltszwecke in den USA, vor allem für Reinigungszwecke, haben in der Regel einen Anteil von 10 % bis 12 %, wobei dringend empfohlen wird, sie vor der Verwendung zu verdünnen. Im Vereinigten Königreich, wo sie als "Spirits of Salt" für die Haushaltsreinigung verkauft wird, ist die Potenz die gleiche wie bei der US-amerikanischen Industriequalität. In anderen Ländern, z. B. in Italien, wird Salzsäure für die Haushalts- oder Industriereinigung als Acido Muriatico" verkauft, und ihre Konzentration reicht von 5 % bis 32 %. ⓘ

Zu den weltweit größten Herstellern gehören Dow Chemical mit 2 Millionen Tonnen jährlich (berechnet als HCl-Gas), Georgia Gulf Corporation, Tosoh Corporation, Akzo Nobel und Tessenderlo mit jeweils 0,5 bis 1,5 Millionen Tonnen jährlich. Die weltweite Gesamtproduktion, ausgedrückt als HCl, wird zu Vergleichszwecken auf 20 Mio. t/Jahr geschätzt, wobei 3 Mio. t/Jahr aus der Direktsynthese und der Rest als Nebenprodukt aus organischen und ähnlichen Synthesen stammen. Der weitaus größte Teil der Salzsäure wird vom Hersteller selbst verbraucht. Die Größe des offenen Weltmarktes wird auf 5 Mio. t/Jahr geschätzt. ⓘ

Anwendungen

Salzsäure ist eine starke anorganische Säure, die in vielen industriellen Prozessen wie der Metallraffination eingesetzt wird. Die Anwendung bestimmt häufig die erforderliche Produktqualität. Chlorwasserstoff, nicht Salzsäure, wird häufiger in der industriellen organischen Chemie verwendet, z. B. für Vinylchlorid und Dichlorethan. ⓘ

Beizen von Stahl

Salzsäure ist eine wichtige Grundchemikalie mit großer Bedeutung in der chemischen Industrie als anorganische Säure. Sie wird beispielsweise bei der Aufarbeitung von Erzen und Rohphosphat eingesetzt. Sie wird zur Stimulation von Erdöl- und Erdgas-Sonden, im Speziellen in Karbonatlagerstätten, aber auch in Sandsteinlagerstätten verwendet. Mit ihrer Hilfe werden dort auch z. B. Calciumcarbonat-Anlagerungen an Gerätschaften entfernt und Reinigungen nach Bohrungen mit Filterkieseinschüttung („Gravel pack“) und an Bohrlöchern selbst durchgeführt. In der Metallverarbeitung wird sie beim Beizen, Ätzen und Löten eingesetzt. Außerdem wird verdünnte Salzsäure im Bauwesen zum Entfernen der Mörtelreste am Mauerwerk benutzt – das sog. Absäuern. Fliesenleger entfernen nach dem Verfugen den Kalkschleier auf den Fliesen mit verdünnter Salzsäure. ⓘ

Salzsäure ist auch ein wichtiges Reagenz in der chemischen Analyse. Sie vermag eine Gruppe von Metallen, die schwerlösliche Chloride bilden, 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. ⓘ

In der Pharmaindustrie wird Salzsäure benutzt, um basische, in Wasser schlecht- oder unlösliche Arzneistoffe (Beispiele: Ciprofloxacin, Citalopram, Clenbuterol, Clindamycin, Dibenzepin) in besser lösliche Hydrochloride zu überführen. ⓘ

Eine der wichtigsten Anwendungen von Salzsäure ist das Beizen von Stahl, um Rost- oder Eisenoxidzunder von Eisen oder Stahl vor der anschließenden Verarbeitung zu entfernen, z. B. durch Extrudieren, Walzen, Galvanisieren und andere Techniken. ⓘ

\mathrm {Fe_{2}O_{3}+Fe+6\ HCl\longrightarrow 3\ FeCl_{2}+3\ H_{2}O}

ⓘ

In der Stahlbeizindustrie wurden Salzsäureregenerationsverfahren wie der Sprühröster oder das Wirbelbett-HCl-Regenerationsverfahren entwickelt, mit denen man HCl aus verbrauchter Beizflüssigkeit rückgewinnen kann. Der gebräuchlichste Regenerationsprozess ist der Pyrohydrolyseprozess:

\mathrm {4\ FeCl_{2}+4\ H_{2}O+O_{2}\longrightarrow 8\ HCl+2\ Fe_{2}O_{3}}

ⓘ

Durch Rückgewinnung der verbrauchten Säure entsteht ein geschlossener Säurekreislauf. Das Eisen(III)-oxid-Nebenprodukt des Regenerationsprozesses ist wertvoll und wird in einer Vielzahl von Sekundärindustrien verwendet. ⓘ

Bei normalen Säure-Base-Reaktionen kann man mit Salzsäure zahlreiche Produkte herstellen, die zu anorganischen Verbindungen führen. Dazu gehören Chemikalien zur Wasseraufbereitung wie Eisen(III)-chlorid und Polyaluminiumchlorid. ⓘ

\mathrm {Fe_{2}O_{3}+6\ HCl\longrightarrow 2\ FeCl_{3}+3\ H_{2}O}

ⓘ

Eisen(III)-chlorid und auch Polyaluminiumchlorid werden als Flockungsmittel bei der Abwasserbehandlung, der Trinkwasserherstellung und der Papierherstellung eingesetzt. ⓘ

Weitere anorganische Verbindungen, die mit Salzsäure hergestellt werden, sind Calciumchlorid als Streusalz, Nickel(II)-chlorid für die Galvanik und Zinkchlorid für die Galvanik und die Batterieherstellung. ⓘ

\mathrm {CaCO_{3}+2\ HCl\longrightarrow CaCl_{2}+CO_{2}+H_{2}O}

ⓘ

Die verbrauchte Säure wurde lange Zeit in Form von Eisen(II)-chlorid-Lösungen (auch bekannt als Eisen(II)-chlorid) wiederverwendet, aber hohe Schwermetallgehalte in der Beizflüssigkeit haben diese Praxis eingeschränkt. ⓘ

Herstellung von anorganischen Verbindungen

Ähnlich wie beim Beizen wird Salzsäure zum Auflösen vieler Metalle, Metalloxide und Metallcarbonate verwendet. Die Umwandlung wird oft in vereinfachten Gleichungen dargestellt:

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

NiO + 2 HCl → NiCl₂ + H₂O

CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Diese Prozesse werden zur Herstellung von Metallchloriden für die Analyse oder die weitere Produktion verwendet. ⓘ

pH-Kontrolle und Neutralisierung

Salzsäure kann zur Regulierung des Säuregrads (pH-Wert) von Lösungen verwendet werden. ⓘ

Fehler beim Parsen (Syntaxfehler): {\displaystyle \ce{OH^- + HCl -> H2O + Cl^- [https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrochloric_acid#pH_control_and_neutralization ⓘ]}}

In der Industrie mit hohen Reinheitsanforderungen (Lebensmittel, Pharmazeutika, Trinkwasser) wird hochwertige Salzsäure zur Kontrolle des pH-Werts von Prozesswasserströmen verwendet. In der weniger anspruchsvollen Industrie reicht Salzsäure technischer Qualität zur Neutralisierung von Abfallströmen und zur pH-Kontrolle in Schwimmbädern aus. ⓘ

Regeneration von Ionenaustauschern

Hochwertige Salzsäure wird zur Regeneration von Ionenaustauscherharzen verwendet. Der Kationenaustausch ist weit verbreitet, um Ionen wie Na⁺ und Ca²⁺ aus wässrigen Lösungen zu entfernen und demineralisiertes Wasser zu erzeugen. Die Säure wird verwendet, um die Kationen aus den Harzen zu spülen. Na⁺ wird durch H⁺ und Ca²⁺ durch 2 H⁺ ersetzt. ⓘ

Ionenaustauscher und demineralisiertes Wasser werden in der gesamten chemischen Industrie, bei der Trinkwasserherstellung und in vielen Bereichen der Lebensmittelindustrie eingesetzt. ⓘ

Verwendung im Labor

Von den sechs in der Chemie gebräuchlichen starken Mineralsäuren ist Salzsäure die einprotonige Säure, bei der es am wenigsten zu einer störenden Oxidations-Reduktionsreaktion kommt. Sie ist eine der am wenigsten gefährlichen starken Säuren, da sie trotz ihres Säuregehalts das nicht reaktive und ungiftige Chloridion enthält. Mittelstarke Salzsäurelösungen sind bei der Lagerung recht stabil und behalten ihre Konzentrationen über längere Zeit bei. Diese Eigenschaften und die Tatsache, dass sie als reines Reagenz erhältlich ist, machen Salzsäure zu einem hervorragenden Säurereagenz. Außerdem ist sie preisgünstig. ⓘ

Salzsäure ist die bevorzugte Säure bei der Titration zur Bestimmung der Menge an Basen. Titriermittel mit starker Säure liefern präzisere Ergebnisse, da sie einen deutlicheren Endpunkt aufweisen. Azeotrope oder "konstant siedende" Salzsäure (etwa 20,2 %) kann als Primärstandard in der quantitativen Analyse verwendet werden, obwohl ihre genaue Konzentration vom atmosphärischen Druck bei der Herstellung abhängt. ⓘ

Andere

Salzsäure wird für eine Vielzahl kleinerer Anwendungen eingesetzt, z. B. bei der Lederverarbeitung, der Haushaltsreinigung und im Bauwesen. Die Erdölförderung kann angeregt werden, indem Salzsäure in die Gesteinsformation einer Ölquelle injiziert wird, wodurch ein Teil des Gesteins aufgelöst wird und eine großporige Struktur entsteht. Das Ansäuern von Ölquellen ist ein gängiges Verfahren in der Nordsee-Ölförderindustrie. ⓘ

Salzsäure wurde zum Auflösen von Kalziumkarbonat verwendet, z. B. zum Entkalken von Kesseln und zum Reinigen von Mauerwerk von Mörtel. Bei der Anwendung auf Mauerwerk dauert die Reaktion mit dem Mörtel nur so lange an, bis die Säure vollständig umgewandelt ist, wobei Calciumchlorid, Kohlendioxid und Wasser entstehen:

Fehler beim Parsen (Syntaxfehler): {\displaystyle \ce{CaCO3 + 2 HCl -> CaCl2 + CO2 + H2O [https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrochloric_acid#Other ⓘ]}}

Viele chemische Reaktionen, an denen Salzsäure beteiligt ist, werden bei der Herstellung von Lebensmitteln, Lebensmittelzutaten und Lebensmittelzusatzstoffen eingesetzt. Typische Produkte sind Aspartam, Fruktose, Zitronensäure, Lysin, hydrolisiertes pflanzliches Eiweiß als Lebensmittelzusatzstoff und zur Herstellung von Gelatine. Salzsäure in Lebensmittelqualität (besonders rein) kann verwendet werden, wenn sie für das Endprodukt benötigt wird. ⓘ

Vorkommen in lebenden Organismen

Schema der alkalischen Schleimschicht im Magen mit den Abwehrmechanismen der Schleimhaut ⓘ

Die Magensäure ist eines der wichtigsten Sekrete des Magens. Sie besteht hauptsächlich aus Salzsäure und säuert den Mageninhalt auf einen pH-Wert von 1 bis 2 an. Chlorid- (Cl-) und Wasserstoff- (H⁺) Ionen werden im Bereich des Magenfundus am oberen Ende des Magens von Parietalzellen der Magenschleimhaut getrennt in ein sekretorisches Netzwerk, die Canaliculi, ausgeschieden, bevor sie in das Magenlumen gelangen. ⓘ

Die Magensäure wirkt als Barriere gegen Mikroorganismen, um Infektionen zu verhindern, und ist wichtig für die Verdauung der Nahrung. Ihr niedriger pH-Wert denaturiert Proteine und macht sie dadurch anfällig für den Abbau durch Verdauungsenzyme wie Pepsin. Der niedrige pH-Wert aktiviert auch die Enzymvorstufe Pepsinogen durch Selbstspaltung in das aktive Enzym Pepsin. Nach dem Verlassen des Magens wird die Salzsäure des Speisebreis im Zwölffingerdarm durch Bikarbonat neutralisiert. ⓘ

Der Magen selbst ist durch die Sekretion einer dicken Schleimschicht und durch die Sekretin-induzierte Pufferung mit Natriumbicarbonat vor der starken Säure geschützt. Wenn diese Mechanismen versagen, können Sodbrennen oder Magengeschwüre entstehen. Medikamente aus der Gruppe der Antihistaminika und Protonenpumpenhemmer können die Säureproduktion im Magen hemmen, und Antazida werden eingesetzt, um überschüssige Säure zu neutralisieren. ⓘ

Sicherheit

Causes severe skin burns and eye damage.

Als starke Säure ist Salzsäure ätzend für lebendes Gewebe und viele Materialien, nicht aber für Gummi. Beim Umgang mit konzentrierten Lösungen werden in der Regel Schutzhandschuhe aus Gummi und entsprechende Schutzausrüstung verwendet. ⓘ

Masse Anteil	Einstufung	Liste der H-Sätze ⓘ
10% ≤ C < 25%	Verursacht Hautreizungen, Verursacht schwere Augenreizungen,	H315, H319
C ≥ 10%	Kann die Atemwege reizen	H335
C ≥ 25%	Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere Augenschäden	H314

Rechtlicher Status

Salzsäure wurde im Rahmen des Übereinkommens der Vereinten Nationen gegen den unerlaubten Verkehr mit Suchtstoffen und psychotropen Stoffen von 1988 als Ausgangsstoff in Tabelle II aufgeführt, da sie zur Herstellung von Heroin, Kokain und Methamphetamin verwendet wird. ⓘ

Vorkommen

In der Natur findet sich Salzsäure in Vulkangasen und stark verdünnt in Kraterseen. In freier Form kommt sie im Magensaft der Wirbeltiere vor (0,1 bis 0,5 Prozent Massenanteil). Fast unerschöpflich sind die Vorkommen an Salzen der Salzsäure, als Steinsalz und gelöst im Meerwasser. ⓘ

Reaktionen

Bei der Reaktion von Salzsäure mit wässriger Ammoniaklösung bildet sich ein weißer Rauch aus Ammoniumchlorid. ⓘ

Salzsäure löst die meisten Metalle mit Ausnahme der Edelmetalle und einiger anderer (zum Beispiel Tantal und Germanium) unter Bildung von Chloriden und Wasserstoff, sofern diese nicht durch Passivierung geschützt sind.

\mathrm {Mg\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow \ MgCl_{2}\ +\ H_{2}\uparrow }

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Sie ist sehr gut geeignet zum Entfernen von Oxidschichten auf Metallen, da Metalloxide mit Salzsäure zu Chloriden und Wasser reagieren:

\mathrm {CuO\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow \ CuCl_{2}\ +\ H_{2}O}

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Durch Neutralisation von Salzsäure mit wässriger Ammoniaklösung kann Ammoniumchlorid gewonnen werden:

\mathrm {NH_{3}+HCl\longrightarrow NH_{4}Cl}

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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 Goldionenkonzentration durch Komplexbildung bei:

\mathrm {Au^{3+}\ +\ 4\ Cl^{-}\ \longrightarrow \ AuCl_{4}^{-}}

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Biologische Bedeutung

Bei Mensch und Tier ist die Salzsäure ein Bestandteil des Magensaftes, wo sie unter anderem die Denaturierung von Proteinen bewirkt, aber auch zum Abtöten von Mikroorganismen vor Eintritt in das weitere Verdauungssystem dient. Außerdem schafft sie das saure Milieu, in dem das Verdauungsenzym Pepsin am wirksamsten ist. ⓘ

Nachweis

Salzsäure wird zum einen durch ihren Säurecharakter nachgewiesen. Ergänzend dazu identifiziert man das Chlorid-Anion in stark verdünnter Lösung (bei einem Überschuss an Chloridionen bildet sich ein löslicher Dichloroargentat-Komplex) durch Zugabe von Silbernitratlösung, wobei schwer lösliches Silberchlorid ausfällt:

\mathrm {HCl\ +\ AgNO_{3}\ \longrightarrow \ HNO_{3}\ +\ AgCl}

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Wenn sich der entstandene weiße Niederschlag in verdünntem Ammoniakwasser unter Komplexbildung auflöst, ist der Beweis erbracht, dass es sich um Chloridionen handelte:

\mathrm {AgCl\ +2\ NH_{3}\ \longrightarrow \ [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}\ +\ Cl^{-}}

\mathrm {AgCl\ +\ HCl\ \longrightarrow \ [AgCl_{2}]^{-}\ +\ H^{+}}

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Wird Salzsäure mit Mangandioxid (Braunstein) erhitzt, so entsteht Chlor:

\mathrm {4\ HCl\ +\ MnO_{2}\ \longrightarrow \ Cl_{2}\ +\ MnCl_{2}\ +\ 2\ H_{2}O}

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Der Salzsäuregehalt einer Lösung wird durch Titration mit Natronlauge ermittelt (Acidimitrie, Maßanalyse). Photometrisch lässt sich diese Bestimmung sowie die von Chloriden mit Hilfe des Quecksilbersalzes der Chloranilsäure durchführen. Den Gehalt an Salzsäure im Magensaft bestimmt man mit Günzburgs Reagenz. ⓘ