Меню Главная Случайная статья Настройки Хлороводород Материал из https://ru.wikipedia.org Хлороводород[1], (гидрохлорид, хлористый водород[3], 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 ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже 174,75 °C, и кубической. Содержание 1 Свойства 2 Получение 3 Применение 4 Физиологическое действие 5 Примечания 6 Литература 7 Ссылки Свойства Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы: ${\displaystyle {\ce {HCl + H2O -> H3O^+ + Cl^-}}}$. Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$. 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: ${\displaystyle {\ce {Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}}}$, ${\displaystyle {\ce {FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O}}}$. 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) (${\displaystyle {\ce {PbCl2}}}$), хлорид серебра (${\displaystyle {\ce {AgCl}}}$), хлорид ртути(I) (${\displaystyle {\ce {Hg2Cl2}}}$, каломель) и хлорид меди(I) (${\displaystyle {\ce {CuCl}}}$). При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства: ${\displaystyle {\ce {MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O}}}$. При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) ${\displaystyle {\ce {CuCl2}}}$): ${\displaystyle {\ce {4HCl + O2 -> 2H2O + 2Cl2 ^}}}$. Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди: ${\displaystyle {\ce {2Cu + 4HCl -> 2H[CuCl2] + H2 ^}}}$. 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: ${\displaystyle {\ce {4H^+ + 3Cl^- + NO3^- -> NOCl + Cl2 + 2H2O}}}$. Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению: ${\displaystyle {\ce {3Pt + 4HNO3 + 18HCl -> 3H2[PtCl6] + 4NO ^ + 8H2O}}}$[4]. Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту ${\displaystyle {\ce {HSO3Cl}}}$: ${\displaystyle {\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl}}}$. Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение): ${\displaystyle {\ce {R-CH=CH2 + HCl -> R-CHCl-CH3}}}$, ${\displaystyle {\ce {R-C#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3}}}$. Получение В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании: ${\displaystyle {\ce {NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl ^}}}$. ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ также можно получить гидролизом ковалентных хлоридов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (${\displaystyle {\ce {SOCl2}}}$), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот: ${\displaystyle {\ce {PCl5 + H2O -> POCl3 + 2HCl ^}}}$, ${\displaystyle {\ce {RCOCl + H2O -> RCOOH + HCl ^}}}$. 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: ${\displaystyle {\ce {H2}}}$${\displaystyle {\ce {+Cl2\rightleftarrows 2HCl}}}$ + 184,7 кДж.[5] 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: ${\displaystyle {\ce {2H_2O + 2Cl_2 ->[h\nu, CoCl_2] 4HCl ^ + O_2 ^}}}$ 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: ${\displaystyle {\ce {2H_2O + 2Br_2 ->[h\nu, +100^oC] 4HBr ^ + O_2 ^}}}$ ${\displaystyle {\ce {2HBr + Cl_2 -> 2HCl ^ + Br_2}}}$ 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 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/м (человек, 5 минут) 1,3 г/м (человек, 30 минут) 3,1 г/м (крыса, 1 час) 1,1 г/м (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/м. Примечания 1 2 3 [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Хлороводород] на сайте ХиМиК.ру 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0332.html [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 Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985. Ссылки Хлороводород: химические и физические свойства