Хлороводород

Хлороводород
Хлороводород
	Файл:Hydrogen-chloride-2D-dimensions.svg; Файл:Hydrogen-chloride-3D-vdW.svg
Общие
Систематическое; наименование	Хлороводород
Традиционные названия	Гидрохлорид, хлористый водород
Рац. формула	HCl
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	36,4606 г/моль
Плотность	1.477 г/л, газ (25 °C)
Термические свойства
	Температура
• плавления	−114,22 °C
• кипения	−85,1 °C
• разложения	1500 °C
Критическая точка	51,4 °C
	Энтальпия
• образования	-92,31 кДж/моль
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты pKa	-4; -7
	Растворимость
• в воде	72,47 (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS	7647-01-0
Безопасность
Предельная концентрация	5 мг/м³
ЛД50	238 мг/кг
Токсичность	Очень токсичен, СДЯВ
Пиктограммы СГС	Пиктограмма «Череп и скрещённые кости» системы СГСПиктограмма «Коррозия» системы СГСПиктограмма «Восклицательный знак» системы СГСПиктограмма «Опасность для здоровья» системы СГСПиктограмма «Окружающая среда» системы СГС
NFPA 704	0 3 1 ACID
	Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Хло́роводоро́д^[1], (гидрохлорид, хло́ристый водоро́д^[2], хлорид водорода, H Cl) — бесцветный, термически устойчивый ядовитый 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 $H C l$ переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

Свойства[править]

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

H C l + H_{2} O ⟶ H_{3} O^{+} + C l^{-}

.

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой $H C l$ образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % $H C l$ .

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:

M g + 2 H C l ⟶ M g C l_{2} + H_{2} ↑

,

F e O + 2 H C l ⟶ F e C l_{2} + H_{2} O

.

Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциируют на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца(II) ( $P b C l_{2}$ ), хлорид серебра ( $A g C l$ ), хлорид ртути(I) ( $H g_{2} C l_{2}$ , каломель) и хлорид меди(I) ( $C u C l$ ).

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

M n O_{2} + 4 H C l ⟶ M n C l_{2} + C l_{2} ↑ + 2 H_{2} O

.

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) $C u C l_{2}$ ):

4 H C l + O_{2} ⟶ 2 H_{2} O + 2 C l_{2} ↑

.

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

2 C u + 4 H C l ⟶ 2 H [C u C l_{2}] + H_{2} ↑

.

Смесь 3 объёмных 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 H^{+} + 3 C l^{-} + N O_{3}^{-} ⟶ N O C l + C l_{2} + 2 H_{2} O

.

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

3 P t + 4 H N O_{3} + 18 H C l ⟶ 3 H_{2} [P t C l_{6}] + 4 N O ↑ + 8 H_{2} O

^[3].

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту $H S O_{3} C l$ :

S O_{3} + H C l ⟶ H S O_{3} C l

.

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

R - C H = C H_{2} + H C l ⟶ R - C H C l - C H_{3}

,

R - C \equiv C H + 2 H C l ⟶ R - C C l_{2} - C H_{3}

.

Получение[править]

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

N a C l + H_{2} S O_{4} ⟶ N a H S O_{4} + H C l ↑

.

$H C l$ также можно получить гидролизом ковалентных хлоридов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид ( $S O C l_{2}$ ), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

P C l_{5} + H_{2} O ⟶ P O C l_{3} + 2 H C l ↑

,

R C O C l + H_{2} O ⟶ R C O O H + H C l ↑

.

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:

H_{2}

+ C l_{2} ⇄ 2 H C l

+ 184,7 кДж.^[4]

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.

Ещё в лаборатории можно получить хлороводород взаимодействием воды с хлором под действием прямого солнечного света в присутствии солей кобальта. Вместо прямого солнечного света можно использовать лампу высокой мощности:

$2 H_{2} O + 2 C l_{2} \overset{h ν, C o C l_{2}}{\to} 4 H C l ↑ + O_{2} ↑$

Для того, чтобы получить хлороводород взаимодействием воды с хлором, не используя свет от лампы высокой мощности и соли кобальта, то нужно взаимодействовать воду с бромом в присутствии света от обычной лампы или при кипении. Затем нужно взаимодействовать полученный бромоводород с хлором, охладить смесь хлороводорода и брома для того, чтобы отделить жидкий бром от хлороводорода и отгонять полученный хлороводород в другую ёмкость с водой для получения соляной кислоты: $2 H_{2} O + 2 B r_{2} \overset{h ν, + 100^{o} C}{\to} 4 H B r ↑ + O_{2} ↑$

$2 H B r + C l_{2} ⟶ 2 H C l ↑ + B r_{2}$

Применение[править]

Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамата натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе. Широкое распространение раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, железобетонные изделия и т. д.

Физиологическое действие[править]

Хлороводород (Гидрохлорид, хлористый водород, HCl) особо токсичен, числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ, относится к третьему классу опасности и в высоких концентрациях обладает удушающим действием.

Вдыхание хлороводорода в больших количествах может привести к кашлю, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях — к отёку легких, нарушению работы кровеносной системы и даже смертельному исходу. Контактируя с кожей, может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.

Смертельная концентрация (ЛК50):
3 г/м³ (человек, 5 минут)
1,3 г/м³ (человек, 30 минут)
3,1 г/м³ (крыса, 1 час)
1,1 г/м³ (мышь, 1 час)

Смертельная доза (ЛД50) — 238 мг/кг

Использовался как отравляющее средство во время войн^[1].

В соответствии с ГОСТ 12.1.007-76 ПДК хлористого водорода в воздухе рабочей зоны составляет 5 мг/м³.

Примечания[править]

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Хлороводород] на сайте ХиМиК.ру
↑ [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/5044.html Иногда хлористым водородом называют соляную кислоту]
↑ Дроздов А. А., Зломанов В. П., Спиридонов Ф. М. Неорганическая химия (в 3 т.). — Т. 2. — М.: Издательский центр «Академия», 2004.
↑ Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985.

Литература[править]

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

Ссылки[править]

Хлороводород: химические и физические свойства

[автоссылка1-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Хлороводород] на сайте ХиМиК.ру

[2] [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/5044.html Иногда хлористым водородом называют соляную кислоту]

[3] Дроздов А. А., Зломанов В. П., Спиридонов Ф. М. Неорганическая химия (в 3 т.). — Т. 2. — М.: Издательский центр «Академия», 2004.

[4] Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985.

[1]

[2]

[3]

[4]