Хлороводород

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Хлороводород
Hydrogen-chloride-2D-dimensions.svg
Хлороводород
Общие
Систематическое
наименование
хлористый водород
Хим. формула HCl
Физические свойства
Состояние бесцветный 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; -7
Растворимость в воде 72,47 (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS 7647-01-0
PubChem 313
Рег. номер EINECS 231-595-7
SMILES
RTECS MW4025000
ChemSpider 307
Безопасность
NFPA 704
NFPA 704.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

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 вики-текст]

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

\mathsf{HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-}

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:

\mathsf{Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2\uparrow}
\mathsf{FeO + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2O}

Хлориды чрезвычайно распространены в природе 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:

\mathsf{MnO_2 + 4HCl \rightarrow MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O}

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

\mathsf{4HCl + O_2 \rightarrow 2H_2O + 2Cl_2\uparrow}

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

\mathsf{2Cu + 4HCl \rightarrow 2H[CuCl_2] + H_2\uparrow}

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:

\mathsf{4H^+ + 3Cl^- + NO_3^- \rightarrow NOCl + Cl_2 + 2H_2O}

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

\mathsf{3Pt + 4HNO_3 + 18HCl \rightarrow 3H_2[PtCl_6] + 4NO\uparrow + 8H_2O}[3]

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:

\mathsf{SO_3 + HCl \rightarrow HSO_3Cl}

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

\mathsf{R\text{-}CH\text{=}CH_2 + HCl \rightarrow R\text{-}CHCl\text{-}CH_3}
\mathsf{R\text{-}C \equiv CH + 2HCl \rightarrow R\text{-}CCl_2\text{-}CH_3}

Получение[править | править вики-текст]

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

\mathsf{NaCl + H_2SO_4 \rightarrow NaHSO_4 + HCl\uparrow}

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

\mathsf{PCl_5 + H_2O \rightarrow POCl_3 + 2HCl}
\mathsf{RCOCl + H_2O \rightarrow RCOOH + HCl}

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:

\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 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.

Применение[править | править вики-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. Широкое распространие раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, жби изделия и т.д.

Безопасность[править | править вики-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 1148 дней]

Примечания[править | править вики-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 вики-текст]

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

Ссылки[править | править вики-текст]