ZOUTZUUR (HCL): STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN EN TOEPASSINGEN - CHEMIE - 2024

Het zoutzuur (HCl) of zoutzuur is een anorganische verbinding die wordt gevormd door oplossing in water van waterstofchloride, resulterend in waterstofionen (H ₃ O ⁺ ) en chloride-ionen (Cl ^- ). Meer specifiek is het het hydracide van het halogeenchloor met de waterstof.

HCl is een sterk zuur dat volledig ioniseert in water en de ionisatieproducten zijn stabiel. De volledige ionisatie van HCl wordt bevestigd door het feit dat de pH van een 0,1 M HCl-oplossing 1 is.

Door Walkerma op en.wikipedia, van Wikimedia Commons

De belangrijkste methode voor de industriële productie van HCl is de chlorering van organische verbindingen om bijvoorbeeld dichloormethaan, trichloorethyleen, perchloorethyleen of vinylchloride te produceren. HCl is een bijproduct van de chloreringsreactie.

Het wordt gebruikt bij de titratie van basen in tal van chemische reacties, bij de chemische vertering van organische verbindingen, enz.

Dampen van zoutzuur (waterstofchloride) kunnen de ogen ernstig beschadigen. Bovendien kunnen ze irritatie en ernstige problemen in de luchtwegen veroorzaken.

Het maaglumen heeft een zure pH (1-3) met een hoge concentratie HCl. De aanwezigheid van zuur bevordert de sterilisatie van de maaginhoud, waardoor talrijke bacteriën die in het voedsel aanwezig zijn, worden geïnactiveerd. Dit zou de gastro-enteritis verklaren die verband houdt met de toestand van achloorhydrie.

Bovendien vergemakkelijkt HCl de vertering van eiwitten door het proteolytische enzym pepsine te activeren.

Het wordt gebruikt bij het schoonmaken van zwembaden, meestal is een gewoon afwasmiddel voldoende, maar er zijn vlekken die zich tussen de tegels hechten, waardoor in deze gevallen zoutzuur moet worden gebruikt.

Het wordt gebruikt bij het regelen van de pH in geneesmiddelen, voedsel en drinkwater. Het wordt ook gebruikt bij de neutralisatie van afvalstromen die alkalisch materiaal bevatten.

Zoutzuur wordt gebruikt bij de regeneratie van ionenuitwisselingsharsen, gebruikt om metaalionen of andere soorten ionen vast te houden in de industrie, in onderzoekslaboratoria en bij de zuivering van drinkwater.

Aan de andere kant kan ook worden gezegd dat waterstofchloride, een gasvormige verbinding, een diatomisch molecuul is en dat de atomen die het vormen zijn verbonden door een covalente binding. Ondertussen is zoutzuur een ionische verbinding die in waterige oplossing dissocieert in H ⁺ en Cl ^- . De interactie tussen deze ionen is elektrostatisch.

Chemische structuur

Figuur 1: Zoutzuur wordt gevormd door HCl op te lossen in water

Elk HCl-molecuul bestaat uit een waterstofatoom en een chlooratoom. Hoewel HCl bij kamertemperatuur giftig en een kleurloos gas is, geeft het, als het in water oplost, zoutzuur.

Opleiding

Figuur 2: uiterlijk van zoutzuur.

-Het kan worden geproduceerd door elektrolyse van NaCl (natriumchloride) afkomstige H ₂ (g) Cl ₂ (g), 2Na (aq) en OH ^- (aq). Vervolgens:

H ₂ + Cl ₂ => 2 HCl

Dit is een exotherme reactie.

-HCl wordt geproduceerd door natriumchloride te laten reageren met zwavelzuur. Proces dat op de volgende manier kan worden beschreven:

NaCl + H ₂ SO ₄ => NaHSO ₄ + HCl

Het waterstofchloride wordt vervolgens verzameld en het natriumchloride wordt als volgt omgezet met het natriumbisulfiet:

NaCl + NaHSO ₄ => Na ₂ SO ₄ + HCl

Deze reactie werd in de 17e eeuw door Johan Glauber geïntroduceerd om zoutzuur te produceren. Momenteel wordt het voornamelijk in laboratoria gebruikt, aangezien het belang van het industriële gebruik ervan is afgenomen.

-Zoutzuur kan ontstaan ​​als bijproduct van de chlorering van organische verbindingen, bijvoorbeeld: bij de productie van dichloormethaan.

C ₂ H ₄ + Cl ₂ => C ₂ H ₄ Cl ₂

C ₂ H ₄ Cl ₂ => C ₂ H ₃ Cl + HCl

Deze methode voor het produceren van HCl wordt meer industrieel gebruikt, waarbij wordt berekend dat 90% van de HCl die in de Verenigde Staten wordt geproduceerd, volgens deze methode is.

-En tenslotte wordt HCl geproduceerd bij de verbranding van gechloreerd organisch afval:

C ₄ H ₆ Cl ₂ + 5 O ₂ => 4 CO ₂ + 2 H ₂ O + 2 HCl

Waar is het gelegen?

Zoutzuur wordt geconcentreerd in het maaglumen waar een pH wordt bereikt van 1. Het bestaan ​​van een slijmlaag, rijk aan bicarbonaat, voorkomt dat maagcellen beschadigd raken door een lage maag-pH.

Er zijn drie belangrijke fysiologische stimuli voor de afscheiding van H ⁺ door de pariëtale cellen van het maaglichaam: gastrine, histamine en acetylcholine.

Gastrin

Gastrine is een hormoon dat wordt uitgescheiden in het gebied van het maagantrum dat werkt door de intracellulaire concentratie van Ca te verhogen, een intermediair bij de activering van het actieve transport van H ⁺ naar het maaglumen.

Actief transport wordt uitgevoerd door een ATPase-enzym dat de energie in ATP gebruikt om H ⁺ naar het maaglumen te transporteren en K ^{+ te} introduceren .

Histamine

Het wordt uitgescheiden door zogenaamde enterochromaffine-achtige cellen (SEC) van het maaglichaam. De werking ervan wordt gemedieerd door een verhoging van de concentratie van cyclisch AMP en werkt door, net als gastrine, het actieve transport van H ⁺ naar het maaglumen, gemedieerd door een H ⁺ -K ⁺ pomp , te verhogen .

Acetylcholine

Het wordt uitgescheiden door de vagale zenuwuiteinden, net zoals gastrine de werking ervan medieert door een toename van intracellulair Ca, waardoor de werking van de H ⁺ -K ⁺ -pomp wordt geactiveerd .

De H ⁺ van de pariëtale cellen komt van de reactie van CO ₂ met H ₂ O om H ₂ CO ₃ (koolzuur) te vormen. Dit valt vervolgens uiteen in H ⁺ en HCO ₃ ^- . H ⁺ wordt actief naar het maaglumen getransporteerd door het apicale maagmembraan. Ondertussen wordt HCO ₃ ^- in het bloed gebracht in combinatie met het binnenkomen van Cl ^- .

Het contra-transport- of antitransportmechanisme Cl ^- HCO ₃ ^- dat optreedt in het basismembraan van pariëtale cellen produceert de intracellulaire accumulatie van Cl ^- . Vervolgens gaat het ion in het maaglumen dat de H ⁺ begeleidt . Gastric HCl-secretie heeft naar schatting een concentratie van 0,15 M.

Andere bronnen van biologische HCl

Er zijn andere stimuli voor HCl-uitscheiding door pariëtale cellen, zoals cafeïne en alcohol.

Maag- en duodenumzweren treden op wanneer de barrière die maagcellen beschermt tegen de schadelijke werking van HCl, wordt verstoord.

Door de beschermende werking van de Helicobacter pylori-bacterie te elimineren, dragen acetylsalicylzuur en niet-steroïde anti-inflammatoire geneesmiddelen (NSAID's) bij tot de productie van zweren.

De zuurafscheiding heeft de functie om microben die in voedsel aanwezig zijn te elimineren en de vertering van eiwitten op gang te brengen door de werking van pepsine. De hoofdcellen van het maaglichaam scheiden pepsinogeen af, een pro-enzym dat wordt omgezet in pepsine door de lage pH van het maaglumen.

Fysische en chemische eigenschappen

Molecuulgewicht

36.458 g / mol.

Kleur

Het is een kleurloze of licht gelige vloeistof.

Geur

Het is een irriterende bijtende geur.

Smaak

De drempel voor proeven in zuiver water is een concentratie van 1,3 x ^10-4 mol / l.

Kookpunt

-121 ° F tot 760 mmHg. -85,05 ° C tot 760 mmHg.

Smeltpunt

-174º F (-13,7º F) voor een 39,7% w / w HCl-oplossing in water), -114,22º C.

Oplosbaarheid in water

De HCl-oplossing kan 67% w / p bij 86 ° F zijn; 82,3 g / 100 g water bij 0 ° C; 67,3 g / 100 g water bij 30 ° C en 63,3 g / 100 g water bij 40 ° C.

Oplosbaarheid in methanol

51,3 g / 100 g oplossing bij 0 ° C en 47 g / 100 g oplossing bij 20 ° C

Oplosbaarheid in ethanol

41,0 / 100 g oplossing bij 20 ° C

Oplosbaarheid in ether

24,9 g / 100 oplossing bij 20 ° C.

Dichtheid

1,059 g / ml bij 59 ° F in een 10,17% w / w oplossing.

Gasdichtheid

1.00045 g / l

Dampdichtheid

1268 (in verhouding tot lucht genomen als 1)

Dampdruk

32.452 mmHg bij 70 ° F; 760 mmHg bij -120,6 ° F

Stabiliteit

Het heeft een hoge thermische stabiliteit.

Zelfontbranding

Het is niet brandbaar.

Ontleding

Het ontleedt bij verhitting en geeft giftige chloorrook vrij.

Viscositeit: 0,405 cPoise (vloeistof bij 118,6 º K), 0,0131 cPoise (damp bij 273,06 º K).

Corrosiviteit

Het is zeer corrosief voor aluminium, koper en roestvrij staal. Tast alle metalen aan (kwik, goud, platina, zilver, tantaal behalve bepaalde legeringen).

Oppervlaktespanning

23 mN / cm bij 118,6º K.

Polymerisatie

Aldehyden en epoxiden ondergaan heftige polymerisatie in aanwezigheid van zoutzuur.

Fysische eigenschappen zoals viscositeit, dampspanning, kookpunt en smeltpunt worden beïnvloed door het percentage concentratie w / w van het HCl.

Toepassingen

Zoutzuur heeft tal van toepassingen thuis, in verschillende industrieën, in onderwijs- en onderzoekslaboratoria, enz.

Industrieel en thuis

-Zoutzuur wordt gebruikt bij hydrometallurgische verwerking, bijvoorbeeld bij de productie van aluminiumoxide en titaandioxide. Het wordt gebruikt bij het activeren van de productie van oliebronnen.

De injectie van het zuur verhoogt de porositeit rond de olie, waardoor de extractie ervan wordt bevorderd.

-Het wordt gebruikt om CaCO ₃ (calciumcarbonaat) afzettingen te verwijderen door het om te zetten in CaCl ₂ (calciumchloride), dat beter oplosbaar en gemakkelijker te verwijderen is. Evenzo wordt het industrieel gebruikt bij de verwerking van staal, een materiaal met tal van toepassingen en toepassingen, zowel in de industrie, in de bouw als thuis.

-De metselaars gebruiken HCl-oplossingen om de stenen te wassen en schoon te maken. Het wordt thuis gebruikt voor het reinigen en ontsmetten van badkamers en hun afvoeren. Bovendien wordt zoutzuur gebruikt in gravures, waaronder metaalreinigingswerkzaamheden.

-Zoutzuur heeft een toepassing bij het verwijderen van de beschimmelde ijzeroxidelaag die zich op staal ophoopt, voorafgaand aan de daaropvolgende verwerking in extrusie, walsen, verzinken, enz.

Fe ₂ O ₃ + Fe + 6 HCl => 3 FeCl ₂ + H ₂ O

-Ondanks dat het zeer corrosief is, wordt het gebruikt om metaalvlekken in ijzer, koper en messing te verwijderen, met een verdunning van 1:10 in water.

Synthese en chemische reacties

-Zoutzuur wordt gebruikt bij de titratiereacties van basen of basen, evenals bij het aanpassen van de pH van oplossingen. Bovendien wordt het gebruikt bij tal van chemische reacties, bijvoorbeeld bij de vertering van eiwitten, een procedure voorafgaand aan onderzoek naar het gehalte aan aminozuren en hun identificatie.

-Een belangrijk gebruik van zoutzuur is de productie van organische verbindingen, zoals vinylchloride en dichloormethaan. Zuur is een tussenproduct bij de productie van polycarbonaten, actieve kool en ascorbinezuur.

-Het wordt gebruikt bij de vervaardiging van lijm. Terwijl het in de textielindustrie wordt gebruikt bij het bleken van stoffen. Het wordt gebruikt in de leerlooierij en komt tussen in de verwerking ervan. Het wordt ook gebruikt als meststof en bij de productie van chloride, kleurstoffen, enz. Het wordt ook gebruikt in galvaniseren, fotografie en de rubberindustrie.

-Het wordt gebruikt bij de productie van kunstzijde, bij de raffinage van oliën, vetten en zepen. Bovendien wordt het gebruikt bij polymerisatie-, isomerisatie- en alkyleringsreacties.

Risico's en toxiciteit

Het heeft een corrosieve werking op de huid en slijmvliezen en veroorzaakt brandwonden. Deze kunnen, als ze ernstig zijn, ulceraties veroorzaken en keloïde en intrekbare littekens achterlaten. Contact met de ogen kan leiden tot vermindering of totaal verlies van het gezichtsvermogen door beschadiging van het hoornvlies.

Wanneer het zuur het gezicht bereikt, kan dit ernstige cycli veroorzaken die het gezicht misvormen. Veelvuldig contact met zuur kan ook dermatitis veroorzaken.

Inname van zoutzuur verbrandt de mond, keel, slokdarm en maagdarmkanaal en veroorzaakt misselijkheid, braken en diarree. In extreme gevallen kan perforatie van de slokdarm en darm optreden, met hartstilstand en overlijden.

Aan de andere kant kunnen zure dampen, afhankelijk van hun concentratie, irritatie van de luchtwegen veroorzaken, waardoor faryngitis, oedeem van de glottis, vernauwing van de bronchiën met bronchitis, cyanose en longoedeem (overmatige ophoping van vocht in de longen) en in extreme gevallen de dood.

Blootstelling aan hoge niveaus van zure dampen kan zwelling van de keel en spasmen met als gevolg verstikking veroorzaken.

Dentale necroses die in de tanden verschijnen met verlies van glans komen ook vaak voor; ze worden gelig en zacht en breken uiteindelijk uit elkaar.

Preventie van schade door zoutzuur

Er zijn een aantal regels voor de veiligheid van mensen die met zoutzuur werken:

-Mensen met een voorgeschiedenis van aandoeningen van de luchtwegen en de spijsvertering mogen niet werken in omgevingen met de aanwezigheid van zuur.

-Werknemers moeten zuurbestendige kleding dragen, zelfs met kappen; oogbeschermingsbril, armbeschermers, zuurbestendige handschoenen en schoenen met dezelfde eigenschappen. Ze moeten ook gasmaskers dragen en in geval van ernstige blootstelling aan zoutzuurdampen wordt het gebruik van onafhankelijke ademhalingsapparatuur aanbevolen.

-De werkomgeving moet ook nooddouches en fonteinen hebben om de ogen te wassen.

- Daarnaast zijn er normen voor werkomgevingen, zoals het type vloer, gesloten circuits, bescherming van elektrische apparatuur, etc.

Referenties

1. StudiousGuy. (2018). Zoutzuur (HCl): belangrijke toepassingen en toepassingen. Genomen van: studiousguy.com
2. Ganong, WF (2003). Herziening van medische fysiologie. Eenentwintigste editie. De McGraw-Hill Companies INC.
3. PubChem. (2018). Zoutzuur. Ontleend aan: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Weebly. Zoutzuur. Genomen uit: psa-hydrochloric-acid.weebly.com
5. CTR. Veiligheidsinformatieblad zoutzuur. . Genomen uit: uacj.mx