Interested Article - Хлороводород

Хло́роводоро́д , ( гидрохлорид, хло́ристый водоро́д , 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 ${\ce {HCl}}$ ${\ce {HCl}}$ 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:

{\ce {HCl + H2O -> H3O^+ + Cl^-}}

{\ce {HCl + H2O -> H3O^+ + Cl^-}}

.

Процесс растворения сильно экзотермичен . С водой ${\ce {HCl}}$ ${\ce {HCl}}$ образует азеотропную смесь , содержащую 20,24 % ${\ce {HCl}}$ ${\ce {HCl}}$ .

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 :

{\ce {Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}}

{\ce {Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}}

,

{\ce {FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O}}

{\ce {FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O}}

.

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) ( ${\ce {PbCl2}}$ ${\ce {PbCl2}}$ ), хлорид серебра ( ${\ce {AgCl}}$ ${\ce {AgCl}}$ ), хлорид ртути(I) ( ${\ce {Hg2Cl2}}$ ${\ce {Hg2Cl2}}$ , каломель) и хлорид меди(I) ( ${\ce {CuCl}}$ ${\ce {CuCl}}$ ).

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

{\ce {MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O}}

{\ce {MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O}}

.

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) ${\ce {CuCl2}}$ ${\ce {CuCl2}}$ ):

{\ce {4HCl + O2 -> 2H2O + 2Cl2 ^}}

{\ce {4HCl + O2 -> 2H2O + 2Cl2 ^}}

.

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

{\ce {2Cu + 4HCl -> 2H[CuCl2] + H2 ^}}

{\ce {2Cu + 4HCl -> 2H[CuCl2] + H2 ^}}

.

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:

{\ce {4H^+ + 3Cl^- + NO3^- -> NOCl + Cl2 + 2H2O}}

{\ce {4H^+ + 3Cl^- + NO3^- -> NOCl + Cl2 + 2H2O}}

.

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

{\ce {3Pt + 4HNO3 + 18HCl -> 3H2[PtCl6] + 4NO ^ + 8H2O}}

{\ce {3Pt + 4HNO3 + 18HCl -> 3H2[PtCl6] + 4NO ^ + 8H2O}}

.

Присоединяется к серному ангидриду , образуя хлорсульфоновую кислоту ${\ce {HSO3Cl}}$ ${\ce {HSO3Cl}}$ :

{\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl}}

{\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl}}

.

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

{\ce {R-CH=CH2 + HCl -> R-CHCl-CH3}}

{\ce {R-CH=CH2 + HCl -> R-CHCl-CH3}}

,

{\ce {R-C#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3}}

{\ce {R-C#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3}}

.

Получение

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

{\ce {NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl ^}}

{\ce {NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl ^}}

.

${\ce {HCl}}$ ${\ce {HCl}}$ также можно получить гидролизом ковалентных хлоридов, таких, как хлорид фосфора(V) , тионилхлорид ( ${\ce {SOCl2}}$ ${\ce {SOCl2}}$ ), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот :

{\ce {PCl5 + H2O -> POCl3 + 2HCl ^}}

{\ce {PCl5 + H2O -> POCl3 + 2HCl ^}}

,

{\ce {RCOCl + H2O -> RCOOH + HCl ^}}

{\ce {RCOCl + H2O -> 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 :

{\ce {H2}}

{\ce {H2}}

{\ce {+Cl2\rightleftarrows 2HCl}}

{\ce {+Cl2\rightleftarrows 2HCl}}

+ 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:

${\ce {2H_2O + 2Cl_2 ->[h\nu, CoCl_2] 4HCl ^ + O_2 ^}}$ ${\ce {2H_2O + 2Cl_2 ->[h\nu, CoCl_2] 4HCl ^ + O_2 ^}}$

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: ${\ce {2H_2O + 2Br_2 ->[h\nu, +100^oC] 4HBr ^ + O_2 ^}}$ ${\ce {2H_2O + 2Br_2 ->[h\nu, +100^oC] 4HBr ^ + O_2 ^}}$

${\ce {2HBr + Cl_2 -> 2HCl ^ + Br_2}}$ ${\ce {2HBr + Cl_2 -> 2HCl ^ + Br_2}}$

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 .

( 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.

Примечания

↑ [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.