Хлороводень

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Хлороводень
Hydrogen-chloride-2D-dimensions.png
HCl molecule model-VdW surface.svg
модель молекули
Назва за IUPAC гідроген хлорид
Інші назви хлоран
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 °C
Ткип -85 °C
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

Хло́рово́день — неорганічна сполука ряду галогеноводнів складу HCl. За звичайних умов є безбарвним задушливим газом із різким запахом, димить на повітрі. Легко розчиняється у воді (500 об'ємів газу у 1 об'ємі води) з утворенням хлоридної кислоти (її іноді помилково називають хлороводнем).

Історія[ред.ред. код]

Алхіміки середньовіччя знали про acidum Calic (так вони називали хлоридну кислоту), та газ який з неї утворюється, який називали солоне повітря. В 17 столітті, Йоганн Рудольф Глаубер, використовуючи сіль (хлорид натрію) та сульфатну 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 гідрогену 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, сульфатну кислоту, вапняк та вуглекислий газ і хлороводень як побічний продукт. До 1863 року, хлороводень викидався в повітря але згодом за допомогою рослинної золи хлороводень розчиняли у воді, отримуючи хлоридну кислоту в промислових масштабах. На початку 20 століття, метод Леблана замінив метод Сольве, в якому хлороводень не виділявся. Тим не менш, виробництво хлороводню продовжувалось, оскільки хлоридна кислота активно використовувалась.

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

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Хлороводень 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.

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

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. Цілком сухий HCl не проводить електричного струму.

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.

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{Cl_2 + H_2 \longrightarrow 2HCl\uparrow}

HCl також можна отримати гідролізом ковалентних галогенідів, таких як хлористий фосфорит, тіонілхлорид (SOCl2), і гідролізом хлорангідридів карбонових кислот:

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

Хлоридну кислоту отримують розчиненням газуватого хлороводню у воді.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагріванні хлороводень окиснюється киснем (каталізатор — хлорид міді(II) CuCl2):

\mathrm{4HCl + O_2 \longrightarrow 2H_2O + 2Cl_2\uparrow}

При дії сильних окисників або при електролізі хлороводень проявляє відновні властивості:

\mathrm{MnO_2+4HCl\longrightarrow MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O}

Для хлороводню також характерні реакції приєднання до кратних зв'язків (електрофільне приєднання):

\mathrm{R{-}CH{=}CH_2 + HCl \longrightarrow R{-}CHCl{-}CH_3}
\mathrm{RC{=}CH + 2HCl \longrightarrow R{-}CCl_2{-}CH_3}

HCl взаємодіє з тріоксидом сірки, утворюючи хлоросульфонову кислоту HSO3Cl:

\mathrm{SO_3 + HCl \longrightarrow HSO_3Cl}

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.

Джерела[ред.ред. код]

  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.


Аміак Це незавершена стаття про неорганічну сполуку.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.