Хлороводород

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Хлороводород
Хлороводород
Хлороводород
Общие
Систематическое
наименование
хлористый водород
Хим. формула HCl
Физические свойства
Состояние газ
Молярная масса 36,4606 г/моль
Плотность 1.477 г/л, газ (25 °C)
Термические свойства
Т. плав. −114,22 °C
Т. кип. −85 °C
Т. разл. 1500 °C
Кр. точка 51,4 °C
Энтальпия образования -92,31 кДж/моль
Химические свойства
pKa - 4
Растворимость в воде 72,47 (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS [7647-01-0]
PubChem 313
SMILES
ChemSpider 307
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Хло́роводоро́д[1], хло́ристый водоро́д[2] (HCl) — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −85,1 °C конденсируется в бесцветную, подвижную жидкость. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

Свойства[править | править исходный текст]

Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

HClг + H2Oж H3O+ж + Clж

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % HCl.

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, она энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O

Хлориды чрезвычайно распространены и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца (PbCl2), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути(I) (Hg2Cl2, каломель) и хлорид меди(I) (CuCl).

При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):

4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2

Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:

2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2

Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:

4 H3O+ + 3 Cl + NO3 NOCl + Cl2 + 6 H2O

Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:

3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O[3]

Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):

R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-CCH + 2 HCl → R-CCl2-CH3

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:

SO3 + HCl → HSO3Cl

Получение[править | править исходный текст]

В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:

NaCl(тверд.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑

HCl↑ также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (SOCl2), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

PCl5 + H2O → POCl3 + 2HCl↑
R-COCl + H-OH → R-COOH + HCl↑
H2O + O + SCl2 → SO2 + 2HCl↑[источник не указан 110 дней]

В промышленности хлороводород ранее получали в основном сульфатным методом (методом Леблана), основанном на взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В настоящее время для получения хлороводорода обычно используют прямой синтез из простых веществ:

H2 + Cl2 2HCl↑

В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелки. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Водород подается в избытке (5 — 10 %), что позволяет полностью использовать более ценный хлор и получить незагрязненную хлором соляную кислоту.

Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. H2+2AgCL = 2Ag + 2HCL H2O+Cl2 = HCL + HCLO H2O + FeCL3 = Fe(OH)CL2 +HCL

Применение[править | править исходный текст]

Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе.

Безопасность[править | править исходный текст]

Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушью, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях, отёк легких, нарушение работы кровеносной системы, и даже смерть. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.

Использовался как отравляющее средство во время войн.[источник не указан 678 дней]

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Хлороводород на сайте ХиМиК.ру
  2. Иногда хлористым водородом называют соляную кислоту
  3. А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Ф. М. Спиридонов. Неорганическая химия (в 3 т.). Т.2. — М.: Издательский центр «Академия», 2004.

Литература[править | править исходный текст]

  • Левинский М.И, Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. «Хлористый водород и соляная кислота» М.:Химия 1985

Ссылки[править | править исходный текст]