Хлороводень

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Хлороводень
HCl molecule model-VdW surface.svg
Hydrogen-chloride-2D-dimensions.png
Ідентифікатори
Номер CAS 7647-01-0
Властивості
Молекулярна формула HCl
Молярна маса 36,5 г/моль
Зовнішній вигляд безбарвний газ
Густина 1,477 г/л
Тпл −114,22
Ткип -85
Розчинність (вода) добра
Кислотність (pKa) –7,0
Небезпеки
Індекс ЄС 017-002-00-2
Класифікація ЄС Токсично T Їдка речовина C
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Хлорово́день (HCl) — безбарвний задушливий газ з різким запахом, димить на повітрі. Легко розчиняється у воді (500 об'ємів газу у 1 об'ємі води) з утворенням соляної кислоти. Іноді хлороводнем помилково називають соляну кислоту.

Історія[ред.ред. код]

Алхіміки середньовіччя знали про «Acidum Calic» (так вони називали соляну кислоту), та газ який з неї утворюється, який називали «Солоне повітря». В 17 сторіччі, Йоганн Рудольф Глаубер використовуючи сіль (хлорид натрію) та сірчану кислоту для виробництва сульфату натрію виділив хлороводень. Карл Вільгельм Шеєле також згадує цю реакцію в 1772 році, відкриття хлороводню приписується йому. У тому ж році Джозеф Прістлі і Гемфрі Деві виявили, що хлороводень складається з водню і хлору.

Під час промислової революції, попит на лужні речовини, такі як карбонат натрію (Na2CO3), збільшився, в 1791 році Ніколя Леблан розробив новий виробничий процес виробництва кальцинованої соди. У цьому методі кухонна сіль перетворюється в карбонат натрію, сірчану кислоту, вапняк та вуглекислий газ і хлороводень як побічний продукт. До 1863 року, хлористий водень викидався в повітря, але згодом за допомогою рослинної золи хлороводень розчиняли у воді, виробляючи соляну кислоту в промислових масштабах. На початку 20 століття, метод Леблана замінив «методу Сольве», в якому хлороводень не виділявся. Тим не менш, виробництво хлороводню продовжувалось, оскільки соляна кислота активно використовувалась.

У 20-му столітті, хлороводень почали використовувати для виробництва хлоропену, вінілхлориду і т.д

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Соляна кислота змінює колір індикаторного паперу, червоний показує, що розчин має кисле середовище

Хлористий водень складається з двоатомних молекул, кожна з яких складається з Гідрогену і Хлору. Молекула пов'язана ковалентним зв'язком. Оскільки атом Хлору набагато більш електронегативний, ніж атом Гідрогену, ковалентний зв'язок між двома атомами сильно полярний. Отже, молекула має великий дипольний момент з негативним частковим зарядом δ на атомі хлору і позитивним частковим зарядом δ+ на атомі водню. Частково через високу полярність, HCl дуже розчинний у воді (і в інших полярних розчинниках). При контакті, H2O і HCl в сукупності утворюють катіон гідроксонію, Н3O+ та хлорид аніон Cl через оборотну хімічну реакцію:

\mathrm{HCl + H_2O\rightleftarrows \ H_3O^+ + \ Cl^-}

Отриманий розчин — хлоридна кислота. Процес розчинення сильно екзотермічний. Константа дисоціації або константа іонізації,Ka, велика, що означає, HCl дисоціює і іонізується практично повністю у воді. Навіть за відсутності води хлористий водень все ще може виступати як кислота. Наприклад, хлористий водень може розчинятися в деяких інших розчинниках, таких як метанол. Через свій кислий характер хлористий водень відноситься до корозійних матеріалів, особливо в присутності вологи.

З водою HCl утворює азеотропну суміш, що містить 20,24% HCl.

Структура і властивості[ред.ред. код]

Структура DCl, визначена нейтронною дифракцією DCl в порошкоподібному стані при температурі -196,15 °С. DCl був використаний замість соляної кислоти, оскільки ядро Дейтерію легше виявити, ніж ядро водню. "Нескінченний" ланцюг DCl позначений пунктирними лініями.

За нормальних умов, хлороводень — це безбарвний газ, який на повітрі димить, взаємодіючи з атмосферною вологою. У рідкому вигляді — безбарвна рухома рідина. Кристалізується в кубічну ґратку, нижче −174,15 °С з утворенням ромбічної модифікації.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

\mathrm{Mg+2HCl\longrightarrow \ MgCl_2 + \ H_2\uparrow}
\mathrm{FeO+2HCl\longrightarrow \ FeCl_2 + \ H_2O}

Хлориди надзвичайно поширені і мають дуже широке застосування (галіт, сильвін). Більшість з них добре розчиняється у воді і повністю дисоціює на іони. Слабкорозчинними є хлорид свинцю(II) (PbCl2), хлорид срібла (AgCl), хлорид ртуті(I) (Hg2Cl2 , каломель) і хлорид міді(I) (CuCl), що використовується в аналітичній хімії для якісного виявлення хлоридів.

\mathrm{MnO_2+4HCl\longrightarrow \ MnCl_2 + \ Cl_2\uparrow\ + 2H_2O}
\mathrm{4HCl+O_2\longrightarrow\ 2H_2O + 2Cl_2\uparrow}
\mathrm{2Cu+4HCl\longrightarrow\ 2H[CuCl_2] + H_2\uparrow}
  • Суміш 3 об'ємних частин концентрованої соляної і 1 об'ємної частки концентрованої азотної кислот називається «Царська вода» (також «Царська водка», «Царська горілка»). Царська вода здатна розчиняти навіть золото та платину, деякі менш активні метали пасивує. Висока окисна активність царської горілки обумовлена ​​присутністю в ній хлористого нітрозилу та хлору, що знаходяться в рівновазі з вихідними речовинами:
\mathrm{4H_3O^+ +3Cl^- + NO_3^-\rightleftarrows\ NOCl + Cl_2 + 6H_2O}

Завдяки високій концентрації хлорид-іонів в розчині метал зв'язується в хлоридний комплекс, що сприяє його розчиненню:

\mathrm{3Pt +4HNO_3 + 18HCl\longrightarrow\ 3H_2[PtCl_6] + 4NO\uparrow\ + 8H_2O}[1]
\mathrm{R-CH=CH_2 + HCl\longrightarrow\ R-CHCl-CH_3}
\mathrm{RC = CH + 2HCl\longrightarrow\ R-CCl_2 - CH_3}
\mathrm{SO_3 + HCl \longrightarrow \ HSO_3Cl}

Отримання[ред.ред. код]

У лабораторних умовах хлороводень одержують при дії концентрованої сульфатної кислоти на хлорид натрію при сильному нагріванні:

  • \mathrm{2NaCl+H_2SO_4\longrightarrow \ Na_2SO_4 + \ 2HCl\uparrow}

У промисловості його добувають зазвичай спалюванням водню в атмосфері хлору у спеціальних пальниках:

\mathrm{PCl_5+H_2O\longrightarrow \ POCl_3 + 2HCl\uparrow}
\mathrm{R-COCl + H-OH\longrightarrow \ R - COOH + HCl\uparrow}

Соляну кислоту отримують розчиненням газоподібного хлороводню у воді. Цілком сухий HCl не проводить електричного струму і майже не взаємодіє з металами.

Безпека[ред.ред. код]

Вдихання хлороводню може призвести до кашлю, задухи, запалення носу, горла, і верхніх дихальних шляхів, а у важких випадках, набряку легень, порушення роботи кровоносної системи, і навіть смерть. Контактуючи зі шкірою може викликати почервоніння, біль, і важкі опіки. Хлористий водень спричиняє серйозні опіки очей і незворотне пошкодження очей.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Ф. М. Спиридонов. Неорганічна хімія (у 3 т.). Т.2. — М.: Видавничий центр «Академія», 2004.

Джерела[ред.ред. код]

  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968
Розчинність кислот, основ і солей у воді
H+ Li+ K+ Na+ NH+4 Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg2+2 Pb2+ Sr2+ Sn2+ Cu+
OH P P P - P М Н М Н Н Н - Н Н Н Н - - - Н Н - Н
F P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Р ?
Cl P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М - Н Р
Br P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I P P P P Р Р Р Р Р Р ? Р - Р Р Р Р Н Н Н Н М Н -
S2− P P P P - Р М Н Р - - Н - Н Н Н Н Н Н - Н Н Н Н
SO2−3 P P P P Р М М М Н ? ? М ? Н Н Н М Н Н Н Н ? Н ?
SO2−4 P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М - Н Н Р Р Р
NO3 P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р - Р - Р Р
NO2 P P P P Р Р Р Р Р ? ? ? ? Р М ? ? М ? ? ? ? ? ?
PO3−4 P Н P P - Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н ? Н Н Н Н
CO2−3 М Р P P Р Н Н Н Н - - - - Н Н - - Н - Н - - ? -
CH3COO P Р P P Р Р Р Р Р - Р Р - Р Р Р Р Р Р М Р - Р Р
CN P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н - Н Н Н Н Н Р Н Р - - Н
SiO2−3 H Н P P ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ? ? Н ? ? ?