Sósav

Nem tévesztendő össze a következővel: hidrogén-klorid.
Sósav
Más nevek muriatikus sav[1]
Kémiai azonosítók
CAS-szám 7647-01-0
ChemSpider 307
EINECS-szám 231-595-7
ATC kód A09AB03, B05XA13
Gyógyszer szabadnév hydrochloric acid
Gyógyszerkönyvi név Acidum hydrochloridum concentratum, Acidum hydrochloridum dilutum
UNII QTT17582CB
ChEMBL 1231821
Kémiai és fizikai tulajdonságok
Megjelenés átlátszó, színtelen folyadék
Veszélyek
EU Index 017-002-01-X
NFPA 704
0
3
1
COR
R mondatok R34, R37
S mondatok (S1/2), S26, S45
Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.

A sósav a hidrogén-klorid (HCl) tiszta, színtelen, szúrós szagú vizes oldata. Korrozív, az iparban széles körben használt erős ásványi sav. A természetben is megtalálható, a gyomorsav egyik alkotórésze, nagyobb mennyiségben az ipari forradalom idején kezdték el előállítani. A vegyiparban reagensként használják olyan anyagok tömegtermelése során, mint a vinil-klorid (melyből PVC-t állítanak elő), valamint a metilén-difenil-diizocianát (MDI) és toluol-diizocianát (TDI) – utóbbiak a poliuretán gyártásának alapanyagai. Számos kisebb mennyiséget igénylő alkalmazása is van: többek között háztartási tisztítószer, vízkőoldó, de felhasználják zselatin és más élelmiszer-adalékok gyártása során, kazánkő eltávolítására és bőrfeldolgozáshoz is. A világ éves sósavtermelése mintegy 20 millió tonna.

Hipóval való reakciója során klór keletkezik, ami háztartási baleseti veszélyforrás is:[2] NaOCl + 2HCl = H2O + NaCl + Cl2

Felfedezése

A királyvizet – mely a sósav és a salétromsav elegye – egy 13. századi alkimista, Pszeudo-Geber említi munkáiban, aki szalmiáksó salétromsavban történő feloldásával állította elő.[3][4][5][6][7] Más források szerint a királyvizet elsőként a 13. század végére datálható bizánci kéziratok említik.[8][9][10][11]

A sósav első leírása Libaviustól származik a 16. századból, ő az új anyagot só agyagtégelyben történő hevítésével állította elő.[12] Más szerzők szerint a tiszta sósavat elsőként Basil Valentine német bencés szerzetes fedezte fel a 15. században,[13] ő só és zöld vitriol elegyét hevítette,[14] míg megint mások szerint a tiszta sósav előállítására a 16. század végéig nincs egyértelmű utalás.[8]

A 17. században a német Johann Rudolf Glauber nátrium-klorid és kénsav felhasználásával nátrium-szulfátot állított elő, mely folyamat során hidrogén-klorid gáz szabadult fel. Joseph Priestley 1772-ben állított elő tiszta hidrogén-kloridot, melyről Humphry Davy 1818-ban bizonyította be, hogy hidrogénből és klórból álló vegyület.[5]

Az európai ipari forradalom során megnőtt a kereslet a lúgos anyagok iránt. A francia Nicolas Leblanc új ipari eljárása lehetővé tette a nátrium-karbonát (szóda) olcsó, nagy mennyiségben történő előállítását. A Leblanc-szódagyártás során a kősót kénsav, mészkő és szén felhasználásával szódává alakítják, melléktermékként hidrogén-klorid keletkezik. Amíg törvénnyel meg nem tiltották (ilyen például a brit Alkali Act 1863), addig a folyamat során képződő sósavgázt a levegőbe engedték. A törvény elfogadása után a szódagyártókat kötelezték, hogy a hulladékgázt vízben nyelessék el, ezzel iparilag állítottak elő sósavat.[5][15]

A huszadik században a Leblanc-szódagyártást felváltotta a Solvay-eljárás, melynek nincs sósav mellékterméke. Mivel a sósav időközben számos felhasználása révén fontos vegyszerré vált, a kereskedelmi igényt más gyártási eljárásokkal kellett kielégíteni, ezek közül némelyiket ma is használják. 2000 után a sósavat főként a szerves kémiai vegyipar által melléktermékként előállított hidrogén-klorid vízben történő elnyeletésével állítják elő.[5][15][16]

Kémiai tulajdonságai

A sósav egyértékű sav, így a hidrogén-klorid a disszociációja során egyetlen H+-t (protont) ad le. Vizes oldatban a H+ egy vízmolekulához kapcsolódva H3O+ oxóniumiont képez:[17][18]

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

A disszociáció során keletkező másik ion a Cl− kloridion, a sósav így felhasználható klorid sók – például nátrium-klorid – előállítására. A sósav erős sav, mivel vízben gyakorlatilag teljesen disszociál.[17][18] Az egyértékű savaknak egy savi disszociációs állandója (Ka) van, ennek értéke adja meg, hogy vízben milyen mértékben disszociálnak. Erős savak esetén – mint amilyen a sósav is – a Ka értéke nagyon nagy, melyet a sósavra elméleti alapon is megpróbáltak megállapítani.[19] Sósavoldathoz klorid-iont tartalmazó vegyületet adva az a pH-ra gyakorlatilag nincs hatással, ami arra utal, hogy a Cl− rendkívül gyenge konjugált bázis, a hidrogén-klorid vizes oldatban pedig teljesen disszociált állapotban van jelen. A sósav közepes és tömény oldatai esetén kitűnő az egyezés a H+ és a HCl feltételezett azonos molaritása között, a két érték négy jegy pontossággal megegyezik.[17][18]

A hat hétköznapi erős ásványi sav közül az egyértékű sósav a legkevésbé hajlamos redoxireakciókra. Az egyik legegyszerűbben kezelhető, a sav-bázis titrálások során a leginkább használt erős sav, mivel a sósavval végzett titrálások egyértelműbb végpontja miatt a kapott eredmény pontosabb. Az azeotrópos (körülbelül 20,2%-os) sósav a mennyiségi elemzésben elsődleges referenciaanyagként használható, bár pontos koncentrációja függ a készítésekor tapasztalható légnyomástól.[20]

A kémiai elemzésben gyakran használják a sósavat a minták előkészítésére („feltárására”). A tömény sósav számos fémet felold, miközben oxidált fém-kloridok és hidrogéngáz keletkezik. Pár példa:

Fe(s)+2HCl(aq)=FeCl2(aq)+H2(g)

2Fe(s)+6HCl(aq)=2FeCl3(aq)+3H2(g)

Bázikus anyagokkal, például kalcium-karbonáttal vagy réz(II)-oxiddal is reagál, melynek eredményeként oldott kloridok keletkeznek, melyek azután elemezhetőek.[17][18]

CaCO3(s)+2HCl(aq)=CaCl2(aq)+H2O(I)+CO2(g)

Fizikai tulajdonságai

Koncentráció Sűrűség Molaritás pH Viszkozitás Fajhő Gőz-
nyomás 		Forrás-
pont 		Olvadás-
pont
kg HCl/kg  kg HCl/m³ Baumé kg/l mol/dm³ 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 11,64 −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
A táblázat adatai 20 °C hőmérsékletre és 1 atmoszféra (101,325 kPa) nyomásra vonatkoznak.
A gőznyomás adatok a International Critical Tables-ből származnak és az oldat teljes gőznyomását adják meg.
A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.[21][22]

Fizikai tulajdonságai, mint az olvadás- vagy forráspont, sűrűség és pH a HCl vizes oldatának koncentrációjától vagy molaritásától függenek, a nagyon híg – 0% körüli HCl tartalmú – oldatétól a füstölgő, 40%-osnál is töményebb HCl-éig terjednek.[17][18][23]

A sósav, mint a HCl és H2O kétkomponensű keveréke állandó (108,6 °C) forráspontú azeotróp elegyet képez 20,2% HCl tartalom esetén. A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H2O (68% HCl), HCl·2H2O (51% HCl), HCl·3H2O (41% HCl), HCl·6H2O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H2O kristályforma között.[23]

Előállítása

A sósavat hidrogén-klorid vízben történő oldásával állítják elő. Hidrogén-kloridot számos eljárással gyártanak, így többféle kiindulási anyaga létezik, de nagy mennyiségben történő gyártása csaknem mindig más vegyi anyagok ipari léptékű gyártásához kapcsolódóan történik.

Ipari célra

Sósavoldatot 38%-os töménységig gyártanak (tömény sósav). Nagyobb, 40%-ot valamivel meghaladó koncentráció is elérhető, de az ilyen oldatok kezelése és tárolása az erős párolgás miatt további óvintézkedéseket, például túlnyomást és alacsony hőmérsékletet igényel. Az ömlesztett ipari termék ezért 30–34%-os, mely még hatékonyan, kis HCl veszteséggel szállítható. Az USA-ban a háztartási – főként tisztítási – célokra szánt oldatai jellemzően 10–12%-osak, ezeket felhasználás előtt erősen ajánlják hígítani. Nagy-Britanniában a háztartási sav töménysége az USA-beli ipari minőséggel azonos.[5]

A világ fő sósav előállítói a Dow Chemical (HCl gázként számítva 2 millió tonna/év), valamint a Georgia Gulf Corporation, Tosoh Corporation, Akzo Nobel és a Tessenderlo (egyenként 0,5–1,5 Mt/év). Összehasonlításul a világon előállított HCl mennyiségét 20 Mt/évre becsülik, melyből 3 Mt/év közvetlen szintézis, a többi szerves kémiai szintézisek és hasonló reakciók mellékterméke. A sósav legnagyobb részét az előállítás helyén fel is használják. Világpiaci forgalmát 5 Mt/évre becsülik.[5]

Felhasználása

A sósav erős szervetlen sav, számos ipari eljárásban alkalmazzák. A felhasználási cél gyakran meghatározza a kívánt minőséget.[5]

Acél pácolása

A sósav egyik legfontosabb felhasználása az acél pácolása, melynek során a vasról vagy acélról a további megmunkálás – például kisajtolás, hengerlés, galvanizálás vagy más művelet – előtt eltávolítják a rozsda vagy vas-oxid réteget.[5][16] A szénacélok pácolására leggyakrabban technikai minőségű, jellemzően 18%-os sósavat használnak.

Fe2O3 + Fe + 6 HCl → 3 FeCl2 + 3 H2O

A hulladék savat régebben vas(II)-klorid oldatként újrahasznosították, de a páclé magas nehézfémtartalma miatt ez a gyakorlat visszaszorulóban van.

A hidrogén-klorid regenerálására több eljárást is kifejlesztettek, ilyen például a porlasztva pörkölő vagy a fluidágyas HCl regeneráló eljárás, melyekkel a hulladék pácléből visszanyerhető a HCl. A leggyakrabban alkalmazott regenerálási eljárás a pirohidrolízis, melynek reakcióegyenlete a következő:[5]

4 FeCl2 + 4 H2O + O2 → 8 HCl+ 2 Fe2O3

A hulladék sav visszanyerésével zárt savkör hozható létre.[16] A regenerálás során melléktermékként értékes vas(III)-oxid keletkezik, melyet egyéb iparágak hasznosítanak.[5]

Szerves vegyületek előállítása

A sósav másik fő felhasználási területe a szerves vegyületek előállítása, például a PVC készítéséhez vinil-klorid és 1,2-diklóretán gyártása. Ez gyakran a helyben előállított sósav felhasználásával valósul meg. Sósav szükséges több más szerves vegyület előállításához is, ilyen például a polikarbonátok gyártásához használt biszfenol-A, az aktív szén és az aszkorbinsav, valamint számos gyógyszer hatóanyaga is.[16]

2 H2C=CH2 + 4 HCl + O2 → 2 ClCH2CH2Cl + 2 H2O (diklóretán előállítása oxiklórozással)
fa + HCl + hő → aktív szén (kémiai aktiválás)

Szervetlen vegyületek előállítása

Számos termék állítható elő sósavval hagyományos sav–bázis-reakció révén. Ilyen többek között a víz kezelésére használt vas(III)-klorid és a polialumínium-klorid (PAK):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

Mind a vas(III)-kloridot, mind a PAK-ot flokkulálószerként és koagulánsként használják a szennyvízkezelés, az ivóvíz előállítása és a papírgyártás során.

További, sósavval felhasználásával gyártott szervetlen vegyület az utak sózására használt kalcium-klorid, a galvanizálásra használt nikkel(II)-klorid, valamint a horganyzásra és szárazelemgyártásban használt cink-klorid.[16]

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O (kalcium-klorid előállítása mészkőből)

pH-szabályozás és semlegesítés

A sósavat oldatok savasságának (pH-jának) beállítására is használják.

OH− + HCl → H2O + Cl−

Nagy tisztaságot igénylő iparágakban (élelmiszer- és gyógyszeripar, ivóvíz előállítása) kiváló minőségű sósavat használnak a víz pH-jának beállítására. A kevésbé szigorú követelményeket támasztó alkalmazásoknál a technikai minőségű sav is megfelelő a hulladékvizek semlegesítésére.[16]

Ioncserélők regenerálása

Kiváló minőségű sósavat használnak az ioncserélő gyanták regenerálására. A kationcserét elterjedten alkalmazzák a vizes oldatokból a kationok, például a Na+ és Ca2+ eltávolítására az ionmentes víz előállítása során. A gyantáról a kationokat savval mossák le.[5] A Na+-t H+, míg a Ca2+-t 2 H+ helyettesíti.

Ioncserélőket és ionmentes vizet a vegyipar minden ágában, valamint az ivóvíz gyártása során és számos élelmiszeripari ágban is használnak.[5]

További alkalmazások

A sósavnak sokféle, kis mennyiséget igénylő felhasználása is létezik, ilyen például a bőrfeldolgozás, a konyhasó tisztítása, háztartási tisztítószerként történő felhasználás[24] és a magasépítés.[16] Az olajkutak kitermelése növelhető, ha sósavat juttatnak a kőzetekbe, ez ugyanis a kőzet egy részét feloldja, így nagyobb pórusméretű kőzetszerkezet jön létre. Az olajkutak savazása bevett eljárás az Északi-tengeri olajkitermelésben.[5]

A sósavat használják kalcium-karbonát feloldására, azaz például teáskanna vízkőmentesítésére vagy téglafalakról a habarcs eltávolítására. Téglafalon használva reakciója a habarccsal csak addig tart, amíg az összes sav át nem alakult kalcium-kloriddá, szén-dioxiddá és vízzé:

2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O

Az élelmiszerek, élelmiszer-alapanyagok és -adalékok gyártása során számos sósavat igénylő kémiai reakciót végeznek, jellemző példák az aszpartám, fruktóz, citromsav, lizin, hidrolizált növényi fehérjék és a zselatin gyártása. E folyamatok során – ha a késztermék megkívánja – élelmiszeripari minőségű (extra tiszta) sósav alkalmazandó.[5][16]

Előfordulása élő szervezetekben

Diagram of alkaline mucous layer in stomach with mucosal defense mechanisms

A gyomorsav a gyomor által kiválasztott egyik fő nedv, mely nagyrészt sósavból áll, és a gyomor tartalmát savasítva 1–2 közötti pH-t biztosít.[25][26]

A gyomor felső részének (fundus) nyálkahártyájában található fedősejtek (parietális sejtek) külön választanak ki klorid- (Cl−) és hidrogénionokat (H+), melyek a sejtmembrán által létrehozott mély betüremkedéseken (canaliculus) át jutnak a gyomorba.[27][28]

A gyomorsav véd a mikroorganizmusok ellen, csökkentve ezzel a fertőzések esélyét, és elősegíti a táplálék emésztését. Alacsony pH-ja denaturálja a fehérjéket, így az emésztőenzimek, például a pepszin le tudják azokat bontani. Az alacsony pH hatására a pepszinogén enzim prekurzor is aktiválódik, így belőle önlebontás révén aktív pepszin keletkezik. A gyomorból távozó ételpép sósavtartalmát a patkóbélben nátrium-hidrogén-karbonát semlegesíti.[25]

Magát a gyomrot vastag nyákréteg, valamint a szekretin hatására történő nátrium-hidrogén-karbonátos pufferelés védi az erős savtól. Ha ezek a védelmi mechanizmusok nem működnek megfelelően, gyomorégés vagy gyomorfekély alakulhat ki. Az antihisztaminok és protonpumpagátló gyógyszerek csökkenthetik a gyomor savtermelését, a már meglévő savat savlekötőkkel lehet semlegesíteni.[25][29]

Biztonság

A rhombic-shaped label with letters 8 and "corrosive", indicating that drops of a liquid corrode materials and human hands. A square orange label indicating that drops of a liquid corrode materials and human hands.
Tömeg-
koncentráció 		Besorolás[30] R mondatok
10–25% irritáló (Xi) R36/37/38
> 25% korrozív (C) R34 R37

A tömény (füstölgő) sósav savas ködöt képez. Mind a köd, mind maga az oldat marja az emberi szöveteket, maradandóan károsíthatja a légzőszerveket, szemet, bőrt és beleket. Ha a sósav oxidálószerekkel, például nátrium-hipoklorittal (hipó, NaOCl) vagy kálium-permanganáttal (hipermangán, KMnO4) keveredik, mérgező klórgáz szabadul fel.

NaOCl + 2 HCl → H2O + NaCl + Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 2 KCl + 5 Cl2

A sósavval történő munkavégzés során személyi védőfelszerelés – gumi- vagy PVC-kesztyű, védőszemüveg és vegyszerálló ruházat és cipő – viselésével csökkenthető a kockázat. Az USA Környezetvédelmi Hivatalának besorolása szerint a sósav mérgező anyag.[31]

Hivatkozások

  1. ↑ http://www.ntk.hu/c/document_library/get_file?folderId=279536&name=DLFE-20822.pdf[halott link]
  2. ↑ Tavaly több mint száz klórmérgezés történt itthon, 2013. június 28. (Hozzáférés: 2019. január 3.)
  3. ↑ Bauer, Hugo. A history of chemistry. BiblioBazaar, LLC, 31. o. (2009). ISBN 978-1-103-35786-4 
  4. ↑ (2001) „Vitriol in the history of chemistry”. Chem. Listy 96, 997. o. 
  5. ↑ a b c d e f g h i j k l m n Hydrochloric Acid, Chemicals Economics Handbook. SRI International, 733.4000A–733.3003F. o. (2001) 
  6. ↑ Norton, S (2008). „A Brief History of Potable Gold”. Molecular Interventions 8 (3), 120–3. o. [2020. április 6-i dátummal az eredetiből archiválva]. DOI:10.1124/mi.8.3.1. PMID 18693188. (Hozzáférés: 2014. március 29.) 
  7. ↑ Thompson, C.J.S. (2002). „Alchemy and Alchemists”, 61,18. o, Kiadó: Dover Publications, Inc., Mineola, NY. 
  8. ↑ a b Forbes, Robert James. A short history of the art of distillation: from the beginnings up to the death of Cellier Blumenthal. BRILL (1970). ISBN 978-90-04-00617-1. Hozzáférés ideje: 2010. augusztus 19. 
  9. ↑ Myers, R.L.. The 100 most important chemical compounds: a reference guide. Greenwood Publishing Group, 141. o. (2007). ISBN 978-0-313-33758-1 
  10. ↑ Datta, N.C.. The story of chemistry. Universities Press, 40. o. (2005). ISBN 978-81-7371-530-3 
  11. ↑ Pereira, Jonathan. The elements of materia medica and therapeutics, Volume 1. Longman, Brown, Green, and Longmans, 387. o. (1854) 
  12. ↑ Leicester, Henry Marshall. The historical background of chemistry. Courier Dover Publications, 99. o. (1971). ISBN 978-0-486-61053-5. Hozzáférés ideje: 2010. augusztus 19. 
  13. ↑ Waite, A.E. Secret Tradition in Alchemy, public document, Kessinger Publishing (1992) 
  14. ↑ Von Meyer, Ernst Sigismund (1891). „A History of Chemistry from Earliest Times to the Present Day”, 51. o. 
  15. ↑ a b Aftalion, Fred. A History of the International Chemical Industry. Philadelphia: University of Pennsylvania Press (1991). ISBN 0-8122-1297-5 
  16. ↑ a b c d e f g h Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann, 946–48. o. (1997). ISBN 0080379419 
  17. ↑ a b c d e Lide, David. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 81st, CRC Press (2000). ISBN 0-8493-0481-4 
  18. ↑ a b c d e Perry, R., Green D., Maloney J.. Perry's Chemical Engineers' Handbook, 6th, McGraw-Hill Book Company (1984). ISBN 0-07-049479-7 
  19. ↑ Dissociation constants pKa and pKb. ChemBuddy.com. (Hozzáférés: 2008. szeptember 6.)
  20. ↑ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K.. Vogel's Quantitative Chemical Analysis, 6th, New York: Prentice Hall (2000). ISBN 0-582-22628-7 
  21. ↑ Systemnummer 6 Chlor, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Berlin (1927) 
  22. ↑ Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B – Lieferung 1, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Weinheim (1968) 
  23. ↑ a b Aspen Properties, calculations by Akzo Nobel Engineering, binary mixtures modeling software, Aspen Technology (2002–2003) 
  24. ↑ Simhon, Rachel. „Household plc: really filthy bathroom”, The Daily Telegraph, 2003. szeptember 13.. [2010. augusztus 27-i dátummal az eredetiből archiválva] (Hozzáférés: 2010. március 31.) 
  25. ↑ a b c Maton, Anthea, Jean Hopkins, Charles William McLaughlin, Susan Johnson, Maryanna Quon Warner, David LaHart, Jill D. Wright. Human Biology and Health. Englewood Cliffs, New Jersey, USA: Prentice Hall (1993). ISBN 0-13-981176-1 
  26. ↑ Digestive Aids:Hydrochloric acid
  27. ↑ Arthur, C., M.D. Guyton, John E. Hall. Textbook of Medical Physiology, 10th, W.B. Saunders Company (2000). ISBN 0-7216-8677-X 
  28. ↑ http://detari.web.elte.hu/printable/emesztes.pdf
  29. ↑ Bowen, R.: Control and Physiologic Effects of Secretin. Colorado State University, 2003. március 18. [2018. augusztus 16-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2009. március 16.)
  30. ↑ A Tanács 67/548/EGK irányelve (1967. június 27.) a veszélyes anyagok osztályozására, csomagolására és címkézésére vonatkozó törvényi, rendeleti és közigazgatási rendelkezések közelítéséről. Az EU Kiadóhivatala. (Hozzáférés: 2014. október 23.)
  31. ↑ HCl score card. United States Environmental Protection Agency. [2009. szeptember 1-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2007. szeptember 12.)

Fordítás

Ez a szócikk részben vagy egészben a Hydrochloric acid című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

További olvasnivalók

Commons:Category:Hydrochloric acid
A Wikimédia Commons tartalmaz Sósav témájú médiaállományokat.
Általános biztonságtechnikai információk
Információk szennyező voltáról

Kapcsolódó szócikkek

Strategi Solo vs Squad di Free Fire: Cara Menang Mudah!