Salzsäure

Salzsäure – Definition

Salzsäure ist in Wasser gelöster Chlorwasserstoff. Salzsäure ist also streng genommen kein Reinstoff, sondern eine Mischung aus Chlorwasserstoff $\left( \ce{HCl} \right)$ und Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$.

Oft wird die Summenformel der Salzsäure mit $\ce{HCl}$ angegeben, aber das ist streng genommen nicht ganz korrekt. Um den Stoff als wässrige Lösung zu kennzeichnen, sollten wir stattdessen $\ce{HCl}{}_\text{(aq)}$ schreiben. Dabei leitet sich das Kürzel aq von aqua ab, dem lateinischen Wort für Wasser.

Salzsäure – Strukturformel

Um die chemische Struktur der Salzsäure zu verstehen, sehen wir uns zunächst die Strukturformel von Chlorwasserstoff an:

${\ce{H}} - {{\overline{\underline{\ce{Cl}}}}\vert}$

Die kovalente Bindung zwischen Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ und Chlor $\left( \ce{Cl} \right)$ ist stark polar. Das ergibt sich aus den unterschiedlich großen Elektronegativitäten der Elemente, wie wir in der folgenden Abbildung sehen:

Die Differenz der Elektronegativitäten beträgt $\Delta E = 0{,}96$. Das Chlor‑Atom zieht die Bindungselektronen deutlich stärker zu sich als das Wasserstoff‑Atom. Das wird durch den Keilstrich zwischen den Elementsymbolen dargestellt. Durch diese Ladungsverschiebung entstehen entgegengesetzte Partialladungen $\left( \delta^- ; \delta^+ \right)$, die für die Polarität des Moleküls verantwortlich sind.

Aufgrund der starken Polarität löst sich Chlorwasserstoff sehr gut in Wasser – einem ebenfalls polaren Lösungsmittel. Wird Chlorwasserstoff in Wasser geleitet, dissoziiert das Gas, das heißt, es zerfällt zu Wasserstoff‑Ionen $\left( \ce{H+} \right)$ und Chlorid‑Ionen $\left( \ce{Cl-} \right)$.

Dissoziation von Chlorwasserstoff:

$\ce{HCl \,<=>[H2O]~ H+ + Cl-}$

Genau genommen liegen allerdings keine freien Wasserstoff‑Ionen (Protonen) in Lösung vor. Diese reagieren nämlich mit Wasser und bilden Oxonium‑Ionen $\left( \ce{H3O+} \right)$. Die Dissoziation von Chlorwasserstoff lässt sich damit als Reaktion mit Wasser darstellen:

Bildung von Salzsäure:

$\ce{HCl + H2O <=>}~ \underbrace{\ce{H3O+ + Cl- <=> H2O + H+ + Cl- <=> HCl{}_\text{(aq)}}}_{\text{Salzsäure}}$

Die entstandene wässrige Lösung wird Salzsäure genannt. Mit den Doppelpfeilen stellen wir dar, dass die Reaktion in beide Richtungen abläuft und sich ein chemisches Gleichgewicht zwischen gelösten Ionen (Salzsäure) und Chlorwasserstoff einstellt. Da Salzsäure eine starke Säure ist, liegt der Schwerpunkt des Gleichgewichts allerdings deutlich auf der Seite der gelösten Ionen.

In der folgenden Abbildung ist die Dissoziation von Chlorwasserstoff noch einmal schematisch dargestellt:

Salzsäure setzt sich also streng genommen aus $\ce{H3O+}$‑Ionen, $\ce{Cl-}$‑Ionen sowie Wasser und einigen wenigen Chlorwasserstoff‑Molekülen zusammen. Vereinfacht können wir das als $\ce{HCl}{}_\text{(aq)}$ zusammenfassen.

Salzsäure – Steckbrief

Im folgenden Steckbrief sind einige der wichtigsten physikalischen und chemischen Eigenschaften der Salzsäure aufgelistet. Beispielhaft betrachten wir eine wässrige Lösung mit $36\,\text{Gew.-}\%~ \ce{HCl}$
$\left(\text{Gew.-}\%= \text{Gewichtsprozent} \right)$

Salzsäure – Eigenschaften

Auf die wichtigsten Eigenschaften der Salzsäure wollen wir nun noch detaillierter eingehen.

• Chlorwasserstoff lässt sich in verschiedenen Konzentrationen in Wasser lösen. Ab einem Massenanteil von $36\,\%$ spricht man von rauchender Salzsäure. Es bildet sich ein Nebel aus Chlorwasserstoffgas und Wassertröpfchen über der Lösung.
• Bei $\pu{0 °C}$ lassen sich über $500$ Liter Chlorwasserstoffgas in einem Liter Wasser lösen! Damit kommt man auf einen Massenanteil von rund $44\,\%$.
• Durch den gelösten Chlorwasserstoff werden Siede‑ und Schmelztemperaturen des Wassers gesenkt. Deshalb bleibt $36\,\%$‑ige Salzsäure auch noch bei $\pu{- 35 °C}$ flüssig, siedet allerdings bereits bei $\pu{57 °C}$.
• Salzsäure, also gelöster Chlorwasserstoff, dissoziiert in wässriger Lösung. In Salzsäure liegen Wasserstoff‑Ionen $\left( \ce{H+} \right)$, oder genauer gesagt Oxonium‑Ionen $\left( \ce{H3O+} \right)$, und Chlorid‑Ionen $\left( \ce{Cl-} \right)$ in gelöster Form vor.
• Salzsäure ist eine starke Säure. Das bedeutet, die Säure dissoziiert praktisch vollständig. Es liegen also im chemischen Gleichgewicht so gut wie keine Chlorwasserstoffmoleküle, sondern ausschließlich gelöste Ionen in wässriger Lösung vor.
• Durch die gelösten Ionen ist Salzsäure elektrisch leitfähig.
• Ab einem Massenanteil von $32\,\%$ spricht man von konzentrierter Salzsäure. In dieser Konzentration hat die Säure einen $\text{pH}$‑Wert von $-1$. Die Konzentration der Wasserstoff‑ bzw. Oxonium‑Ionen ist also sehr hoch. Dadurch ist die Salzsäure sehr sauer und stark ätzend.
• Salzsäure wird oft für die Neutralisation von Basen verwendet. Eine Neutralisationsreaktion mit der Base Natriumhydroxid $\left( \ce{NaOH} \right)$ sieht beispielsweise so aus:
  $\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}$
  Dabei entsteht Kochsalz, also Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$, und Wasser. Beachte, dass die Reaktion in wässriger Lösung stattfindet. Der Einfachheit halber haben wir die beiden Edukte nicht extra mit aq gekennzeichnet.
• Salzsäure reagiert mit unedlen Metallen, zum Beispiel mit Eisen $\left( \ce{Fe} \right)$. Die Reaktion läuft folgendermaßen ab:
  $\ce{Fe + 2 HCl -> FeCl2 + H2}$
  Dabei entsteht neben Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ ein Salz, hier Eisen(II)‑chlorid $\left( \ce{FeCl2} \right)$. Es handelt sich um eine Redoxreaktion, wobei die $\ce{H+}$‑Ionen der Salzsäure als Oxidationsmittel wirken.

Salzsäure – pH‑Wert

Salzsäure ist eine starke Säure und sehr sauer. Das bedeutet, dass selbst bei stark verdünnter Salzsäure die Konzentration der $\ce{H+}$‑Ionen in der Lösung noch relativ groß ist. In der folgenden Tabelle siehst du die $\text{pH}$‑Werte von Salzsäure mit verschiedenen Konzentrationen, verglichen mit einigen anderen sauren Stoffen:

Magensaft bzw. Magensäure enthält Salzsäure, die eine wesentliche Rolle dabei spielt, unsere Nahrung zu zersetzen. Am Beispiel Cola siehst du aber, dass Flüssigkeiten mit einem niedrigen $\text{pH}$‑Wert nicht zwingend sauer schmecken müssen.

Die ätzende Wirkung von Salzsäure solltest du dennoch niemals unterschätzen. Im Gegensatz zu den anderen aufgeführten Stoffen solltest du Salzsäure auf gar keinen Fall trinken – auch dann nicht, wenn sie stark verdünnt ist!

Salzsäure – Herstellung

Salzsäure kommt in der Natur als Teil der Magensäure von Wirbeltieren (wie uns Menschen) vor. Stark verdünnt ist gelöster Chlorwasserstoff außerdem in Kraterseen und Vulkangasen bzw. ‑dämpfen zu finden.
Die Salze der Salzsäure, die Chloride, sind deutlich häufiger anzutreffen, z. B. Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$, das je nach Vorkommen und Beschaffenheit Steinsalz, Meersalz oder schlicht Kochsalz genannt wird.

Für die technische Herstellung von Salzsäure muss zunächst Chlorwasserstoff synthetisiert werden, zum Beispiel durch eine Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$ mit Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$ im Labor:

$\ce{H2SO4 + NaCl -> NaHSO4 + HCl{}_\text{(g)}}$

Dabei entsteht das Salz Natriumhydrogensulfat $\left( \ce{NaHSO4} \right)$ und gasförmiger Chlorwasserstoff.
Wird das Gas in Wasser eingeleitet, erhält man Salzsäure.

Das Hydrogensulfat-Ion $\left( \ce{HSO4^{-}} \right)$ der Schwefelsäure verdrängt das Chlorid-Ion $\left( \ce{Cl^{-}} \right)$ aus seinem Salz. Diese Reaktion ist eigentlich eine Gleichgewichtsreaktion. Da $\ce{HCl}$ aber gasförmig ist, steigt es auf und wird dem chemischen Gleichgewicht entzogen. Das führt dazu, dass laufend weiteres $\ce{NaCl}$ zu $\ce{HCl}$ umgesetzt wird. Der Schwerpunkt des Gleichgewichts wird dadurch stark auf die Produktseite verschoben.

In der Industrie wird allerdings meist Chlorwasserstoff genutzt, der als Nebenprodukt bei der organischen Synthese von Halogenkohlenwasserstoffen entsteht:

$\ce{R-H + Cl2 -> R-Cl + HCl}$

Hierbei reagiert ein Kohlenwasserstoff $\left( \ce{R-H} \right)$, mit Chlorgas $\left( \ce{Cl2} \right)$ zu einem Halogenkohlenwasserstoff $\left( \ce{R-Cl} \right)$ und Chlorwasserstoff.

Hochreiner Chlorwasserstoff kann auch gewonnen werden, indem Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$ mit Chlor $\left( \ce{Cl2} \right)$ verbrannt wird. Das ist die sogenannte Chlorknallgasreaktion:

$\ce{H2 + Cl2 -> 2 HCl}$

Hierfür müssen zunächst die beiden Gase durch den Prozess der Chloralkalielektrolyse aus Natriumchlorid und Wasser gewonnen werden:

$\ce{2 NaCl + 2 H2O -> NaOH{}_\text{(aq)} + H2 + Cl2}$

Als weiteres Produkt entsteht Natronlauge $\left( \ce{NaOH}{}_\text{(aq)} \right)$.

Salzsäure – Verwendung

Salzsäure wird hauptsächlich in der chemischen Industrie verwendet. Einige Beispiele für die Verwendung von Salzsäure sind:

• Beim Beizen von Stahl wird durch die Reaktion mit $\ce{HCl}$ Rost bzw. Eisen(III)‑oxid entfernt bzw. zu Eisen(II)‑chlorid $\left( \ce{FeCl2} \right)$ umgewandelt:
  $\ce{Fe2O3 + Fe + 6 HCl -> 3 FeCl2+ 3 H2O}$
• Bei der Herstellung von organischen Verbindungen wie dem Kunststoff PVC (Polyvinylchlorid) kann nicht nur durch eine Reaktion mit Chlor, sondern auch durch $\ce{HCl}$ der Grundbaustein Vinylchlorid $\left( \ce{CH2=CH-Cl} \right)$ gewonnen werden.
• Zur Herstellung anorganischer Verbindungen wie Eisen(III)‑chlorid $\left( \ce{FeCl3} \right)$ wird ebenfalls Salzsäure benutzt:
  $\ce{Fe2O3 + 6 HCl \rightarrow 2 FeCl3 + 3H2O}$
• In der analytischen Chemie wird Salzsäure häufig bei der Titration im Labor verwendet. Dabei reagiert die Säure mit einer Base und es kommt zu einer Neutralisationsreaktion.
• Salzsäure kommt bei der Entsalzung von Wasser zum Einsatz. Dabei sorgt sie für die Regeneration des Ionenaustauschers. Dessen Oberfläche ist zunächst mit $\ce{H^+}$‑Ionen bedeckt, bei der Entsalzung werden diese durch $\ce{Na^+}$‑Ionen aus dem Salzwasser ausgetauscht. Wenn keine $\ce{H^+}$‑Ionen mehr auf dem Ionenaustauscher vorhanden sind, wird dieser inaktiv. Durch die Hinzugabe von $\ce{HCl}$ reagieren die $\ce{Na^+}$‑Ionen mit den $\ce{Cl^-}$‑Ionen der Salzsäure zu Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$ und die übrigen $\ce{H^+}$‑Ionen sorgen dafür, dass der Ionenaustauscher wieder aktiviert wird.

Salzsäure – Reaktionen

Wie bereits erwähnt, reagiert Salzsäure mit unedlen Metallen. Ein typisches Beispiel ist die Reaktion mit Magnesium $\left( \ce{Mg} \right)$:

$\ce{Mg + 2 HCl -> MgCl2 + H2\uparrow}$

Dabei entsteht ein Salz, hier Magnesiumchlorid $\left( \ce{MgCl2} \right)$, und Wasserstoff $\left( \ce{H2} \right)$, der als Gas entweicht $\left( \uparrow \right)$.

Salzsäure greift auch Metalloxide an, was beispielsweise bei der Entfernung von Rost eingesetzt wird – hier zu sehen an einer Reaktion mit Kupferoxid $\left( \ce{CuO} \right)$:

$\ce{CuO + 2 HCl -> CuCl2 + H2O}$

Die Entfernung von Rost funktioniert vor allem dann gut, wenn das betreffende Oxid zu einem Salz umgewandelt wird, das wasserlöslich ist – wie hier Kupferoxid(II)‑chlorid $\left( \ce{CuCl2} \right)$.

Salzsäure kann als nicht oxidierende Säure nicht mit edlen Metallen wie Gold $\left( \ce{Au} \right)$ reagieren. Mit einer Mischung von Salzsäure und Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$, dem sogenannten Königswasser, ist dies allerdings möglich. Denn mithilfe der oxidierenden Säure $\ce{HNO3}$ können Gold‑Atome zu Gold‑Ionen $\left( \ce{Au^{3+}} \right)$ oxidiert werden. Diese reagieren dann mit den Chlorid‑Ionen $\left( \ce{Cl^{-}} \right)$ der Salzsäure und es findet eine Chlorierung statt:

$\ce{Au^{3+} + 4 Cl^- -> AuCl4^{-}}$

Mit dem Tetrachloroaurat‑Ion $\left( \ce{AuCl4^{-}} \right)$ wird letztendlich Tetrachlorogoldsäure $\left( \ce{HAuCl4} \right)$ gebildet.

Salzsäure wird oft als Säure zur Neutralisation einer Base verwendet. Die Netralisationsreaktion stellt also einen weiteren wichtigen Reaktionstyp dar.
Ein Beispiel, die Neutralisation von Natronlauge $\left( \ce{NaOH{}_\text{(aq)}} \right)$, haben wir weiter oben schon einmal betrachtet:

$\ce{NaOH{}_\text{(aq)} + HCl{}_\text{(aq)} -> NaCl + H2O}$

Säure und Base liegen in wässriger Lösung vor. Es entsteht Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$, das in Form der gelösten Ionen oder (nach dem Verdampfen des Wassers) auch als Feststoff vorliegen kann.

Salzsäure kann auch, ähnlich wie elementares Chlor, in der organischen Chemie eingesetzt werden, um Kohlenwasserstoffe zu chlorieren.
So kann der wichtige Halogenkohlenwasserstoff Vinylchlorid $\left( \ce{CH2=CH-Cl} \right)$ auch durch die Reaktion von Ethin $\left( \ce{CH#CH} \right)$ mit Salzsäure hergestellt werden:

$\ce{CH#CH + HCl -> CH2=CH-Cl}$

Bei dieser Reaktion, die einen Katalysator benötigt, wird die Dreifachbindung des Ethins aufgebrochen, sodass sich ein Chlor‑Atom (und ein Wasserstoff‑Atom) an die frei gewordenen Plätze an den vierbindigen Kohlenstoff‑Atomen anlagern können.

Salzsäure verdünnen

Der Lösungsvorgang, bei dem Chlorwasserstoff zu Salzsäure wird, kann auch als chemische Reaktion angesehen werden, denn die Atombindung des $\ce{HCl}$‑Moleküls wird aufgebrochen und es bilden sich Ionen:

$\ce{HCl + H2O <=>}~ \underbrace{\ce{H3O+ + Cl- <=> H2O + H+ + Cl- <=> HCl{}_\text{(aq)}}}_{\text{Salzsäure}}$

Eine einmolare Salzsäure ist eine wässrige Lösung, bei der die Stoffmengenkonzentration der gelösten $\ce{HCl}$‑Moleküle genau $\pu{1 mol//\ell}$ beträgt. Da $\ce{HCl}$ in wässriger Lösung praktisch vollständig dissoziiert, bedeutet das, dass auch die Konzentration der $\ce{H+}$‑ bzw. $\ce{H3O+}$‑Ionen genau $\pu{1 mol//\ell}$ beträgt.
Für einmolare Salzsäure lässt sich damit ein $\text{pH}$‑Wert von $0$ berechnen. Um Salzsäure mit einem noch niedrigeren $\text{pH}$‑Wert zu erhalten, muss diese stärker konzentriert werden, d. h. es muss noch mehr Chlorwasserstoff in einer gleichbleibenden oder noch kleineren Wassermenge gelöst werden.
Um Salzsäure mit einem höheren $\text{pH}$‑Wert zu erhalten, muss diese verdünnt werden. Dazu wird die konzentrierte Salzsäure einfach zu noch mehr Wasser hinzugefügt oder von vornherein weniger Chlorwasserstoff gelöst.

Beachte: Beim Verdünnen einer konzentrierten Säure in Wasser wird Energie freigesetzt. Wenn zu hochkonzentrierter Salzsäure von oben Wasser hinzugefügt wird, kann es deshalb passieren, dass die Säure aufgrund der thermischen Energie in alle Richtungen spritzt! Deshalb sollte immer zuerst die gewünschte Menge Wasser in ein Gefäß gegeben werden und dann die konzentrierte Säure in kleinen Mengen hinzugefügt werden.

Die folgende Tabelle zeigt Salzsäurelösungen mit verschiedenen Konzentrationen und entsprechenden $\text{pH}$‑Werten.

Beachte, dass die Massenkonzentration nicht gleichbedeutend mit dem Massenanteil in $\text{Gew.-}\%$ ist. Die Massenkonzentration bezieht sich (wie die Stoffmengenkonzentration) auf das Gesamtvolumen der Lösung (also pro Liter). Der Massenanteil gibt hingegen die Masse der gelösten $\ce{HCl}$‑Moleküle im Vergleich zur Gesamtmasse der Lösung an.
Löst man eine bestimmte Menge $\ce{HCl}$ in einem Liter Wasser, nimmt das Gesamtvolumen und auch die Masse der Lösung entsprechend zu. Nur bei sehr geringen Mengen $\ce{HCl}$ kann man weiterhin von einem Gesamtvolumen von einem Liter (und einer entsprechenden Gesamtmasse von rund $1\,000\,\text{g}$) ausgehen, ohne die Berechnung der jeweiligen $\ce{HCl}$‑Konzentration allzu sehr zu verfälschen.
Da $\ce{HCl}$ eine starke Säure ist und der $\text{pH}$‑Wert logarithmisch von der Konzentration abhängt, können allerdings schon mit relativ geringen Konzentrationen sehr niedrige $\text{pH}$‑Werte erreicht werden.

Salzsäure – chemischer Nachweis

Gerade in der Schule stellt sich häufig das Problem, Salzsäure nachzuweisen. Dazu macht man sich den Säurecharakter zunutze und misst einfach den $\text{pH}$‑Wert der entsprechenden Lösung. Etwas eindeutiger lassen sich aber auch die Chlorid‑Ionen $\left( \ce{Cl^{-}} \right)$ der Salzsäure durch Zugabe einer Silbernitratlösung nachweisen, denn dann bildet sich das schwerlösliche Salz Silberchlorid $\left( \ce{AgCl} \right)$, das als weißlicher Niederschlag ausfällt. Die entsprechende Reaktionsgleichung lautet:

$\ce{HCl{}_\text{(aq)} + AgNO3{}_\text{(aq)} -> HNO3{}_\text{(aq)} + AgCl\downarrow}$

Neben dem Salz, das als Niederschlag ausfällt $\left( \downarrow \right)$, bildet sich außerdem Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$.

Salzsäure – Gefahrstoffhinweise

Salzsäure ist selbst in geringen Konzentrationen noch eine sehr gefährliche Chemikalie. Es ist eine starke Säure, die ätzend auf der Haut wirkt und auch viele andere Stoffe angreift. Auch die Dämpfe der Salzsäure wirken reizend und sollten nicht eingeatmet werden.

Signalwort: Gefahr

Weitere Gefahrenhinweise und Sicherheitshinweise findest du in Form der H- und P-Sätze für Salzsäure ganz unten in diesem Text aufgeführt (zum Aufklappen).

Ausblick – das lernst du nach Salzsäure

Vertiefe dein Wissen über Säuren und Basen und setze dich mit dem pH-Wert und der Neutralisationsreaktion auseinander. Sie machen dich fit für die Chemie der Zukunft! Entdecke, wie Salzsäure in Reaktionen wirkt und welche Rolle sie in unserem täglichen Leben spielt. Begib dich auf eine chemische Reise!

Häufige gestellte Fragen zum Thema Salzsäure

Sicherheitshinweise zu Salzsäure