Хлороводород

Хлороводород
Общие
Систематическое наименование	Хлороводород
Традиционные названия	Гидрохлорид, хлористый водород
Хим. формула	HCl
Рац. формула	HCl
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	36,4606 г/моль
Плотность	1.477 г/л, газ (25 °C)
Энергия ионизации	12,74 ± 0,01
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
Давление пара	40,5 ± 0,1
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты $pK_{a}$	-4; -7
Растворимость
• в воде	72,47 (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS	7647-01-0
3D model (JSmol)	Интерактивная схема
PubChem	313
UNII	7HP60U6HMM
CompTox Dashboard EPA	DTXSID2020711
Рег. номер EINECS	231-595-7
SMILES	Cl
InChI	InChI=1S/ClH/h1H VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MW4025000
ChEBI	17883
Номер ООН	1050
ChemSpider	307
ECHA InfoCard	100.028.723
Безопасность
Предельная концентрация	5 мг/м³
ЛД50	238 мг/кг
Токсичность	Очень токсичен, СДЯВ
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 1 ACID
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на РУВИКИ.Медиа

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 ${\ce {HCl}}$ 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:

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

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

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:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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:

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

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

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

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

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

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

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

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

Получение

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

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

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

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

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

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 {+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:

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

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

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

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 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