Хлороводород

Шаблон:Карточка{{#invoke:check for unknown parameters|check |unknown= |ignoreblank= |preview= |showblankpositional= |CAS|ChEBI|ChemSpiderID|ECB|EINECS|H-фразы|InChI|InChIKey|NFPA 704|P-фразы|PubChem|R-фразы|RTECS|S-фразы|SMILES|nocat|Кодекс Алиментариус|ЛД50|ООН|ПДК|СГС|большие схемы|вещество1|вещество2|вещество3|вещество4|внешний вид|вращение|гибридизация|давление пара|диапазон прозрачности|динамическая вязкость|дипольный момент|заголовок|изображение|изображение слева|изображение справа|изображение2|изоэлектрическая точка|интервал трансформации|картинка|картинка малая|картинка2|картинка3D|картинка 3D|картинка3D2|кинематическая вязкость|конст. диссоц. кислоты|константа В. дер В.|координационная геометрия|коэфф. электр. сопротив.|кристаллическая структура|критическая плотность|критическая темп.|критическая точка|критическое давление|молярная концентрация|молярная масса|наименование|описание изображений слева и справа|описание изображения|описание изображения слева|описание изображения справа|описание изображения2|описание картинки|описание картинки2|описание картинки3D|описание картинки3D2|описание малой картинки|от. диэлектр. прониц.|плотность|поверхностное натяжение|показатель преломления|предел прочности|пределы взрываемости|примеси|проводимость|растворимость|растворимость1|растворимость2|растворимость3|растворимость4|рац. формула|сигнальное слово|скорость звука|сокращения|состояние|твёрдость|темп. воспламенения|темп. вспышки|темп. кипения|темп. кипения пр.|темп. плавления|темп. разложения|темп. самовоспламенения|темп. стеклования|темп. сублимации|температура размягчения|тепловое расширение|теплопроводность|теплоёмкость|теплоёмкость2|токсичность|традиционные названия|тройная точка|угол Брюстера|уд. электр. сопротивление|удельная теплота парообразования|удельная теплота плавления|фазовые переходы|хим. имя|хим. формула|ширина изображения|ширина изображения2|энергия ионизации|энтальпия кипения|энтальпия образования|энтальпия плавления|энтальпия растворения|энтальпия сгорания|энтальпия сублимации|ЕС|удельная теплота парообразования2|удельная теплота плавления2|Номер UN|эмпирическая формула|теплота парообразования|энтальпия раствородия|тепловое расширодие}} Хло́роводоро́д, (гидрохлорид, хло́ристый водоро́д, хлорид водорода, HCl) — 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 $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$ переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

Свойства

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

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$.

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

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:

$\mathrm{M}\mathrm{g}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\uparrow$,

$\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

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) ($\mathrm{P}\mathrm{b}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$), хлорид серебра ($\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{C}\mathrm{l}$), хлорид ртути(I) ($\mathrm{H}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$, каломель) и хлорид меди(I) ($\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{C}\mathrm{l}$).

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

$\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\uparrow +2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) $\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$):

$4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\uparrow$.

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

$2\mathrm{C}\mathrm{u}+4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶2\mathrm{H}[\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2]+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\uparrow$.

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:

$4\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{N}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

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

$3\mathrm{P}\mathrm{t}+4\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+18\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2[\mathrm{P}\mathrm{t}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_6]+4\mathrm{N}\mathrm{O}\uparrow +8\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту $\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$:

$\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}$.

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

$\mathrm{R}-\mathrm{C}\mathrm{H}=\mathrm{C}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{R}-\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}-\mathrm{C}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$,

$\mathrm{R}-\mathrm{C}\equiv \mathrm{C}\mathrm{H}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{R}-\mathrm{C}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2-\mathrm{C}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$.

Получение

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

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\uparrow$.

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$ также можно получить гидролизом ковалентных хлоридов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид ($\mathrm{S}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

$\mathrm{P}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_5+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{P}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\uparrow$,

$\mathrm{R}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{R}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\uparrow$.

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:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2$$+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\rightleftarrows 2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$ + 184,7 кДж.

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:

$2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\stackrel{\mathrm{h}\mathrm{\nu },\mathrm{C}\mathrm{o}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2}{\to }4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\uparrow +\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\uparrow$

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: $2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+2\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2\stackrel{\mathrm{h}\mathrm{\nu },+100{\phantom{A}}^o\mathrm{C}}{\to }4\mathrm{H}\mathrm{B}\mathrm{r}\uparrow +\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\uparrow$

$2\mathrm{H}\mathrm{B}\mathrm{r}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\uparrow +\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2$

Применение

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

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.

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

Литература

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

Ссылки

• Хлороводород: химические и физические свойства