Какие свойства проявляет hcl в водном растворе
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 23 мая 2020; проверки требуют 2 правки.
| Хлороводород | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Хлороводород |
| Традиционные названия | Гидрохлорид, хлористый водород |
| Хим. формула | HCl |
| Рац. формула | HCl |
| Состояние | бесцветный газ |
| Молярная масса | 36,4606 г/моль |
| Плотность | 1.477 г/л, газ (25 °C) |
| Энергия ионизации | 12,74 ± 0,01 эВ[2] |
| 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 атм[2] |
| Константа диссоциации кислоты | -4; -7 |
| Растворимость | |
| • в воде | 72,47 (20 °C) |
| Рег. номер CAS | 7647-01-0 |
| PubChem | 313 |
| 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 |
| Токсичность | ПДК 5 мг/м³[1] |
| NFPA 704 | 3 1 ACID |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
| Медиафайлы на Викискладе | |
Хло́роводоро́д[3], (гидрохлорид, хло́ристый водоро́д[4], 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 переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.
Свойства[править | править код]
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
.
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % .
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:
,
.
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) (), хлорид серебра (), хлорид ртути(I) (, каломель) и хлорид меди(I) ().
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
.
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) ):
.
Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
.
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:
.
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
[5].
Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту :
.
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
,
.
Получение[править | править код]
В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:
.
также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:
,
.
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:
+ 184,7 кДж.[6]
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.
Применение[править | править код]
Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината 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 | править код]
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.[7].
В соответствии с ГОСТ 12.1.007-76 ПДК хлористого водорода в воздухе рабочей зоны составляет 5 мг/м³.
Примечания[править | править код]
- ↑ [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Хлороводород] на сайте ХиМиК.ру
- ↑ 1 2 https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0332.html
- ↑ [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.
- ↑ [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Хлороводород] на сайте ХиМиК.ру
Литература[править | править код]
- Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985.
Ссылки[править | править код]
- Хлороводород: химические и физические свойства
Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист. Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым). Список проблемных ссылок
|
Источник
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 5 июня 2020; проверки требуют 3 правки.
Соля́ная кислота́ (также хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная кислота) — раствор хлороводорода () в воде, сильная одноосновная кислота. Бесцветная, прозрачная, едкая жидкость, «дымящаяся» на воздухе (техническая соляная кислота — желтоватого цвета из-за примесей железа, хлора и пр.). В концентрации около 0,5 % присутствует в желудке человека. Соли соляной кислоты называются хлоридами.
История[править | править код]
Впервые хлороводород получил алхимик Василий Валентин, нагрев гептагидрат сульфата железа с поваренной солью и назвав полученное вещество «духом соли» (лат. spiritus salis). Иоганн Глаубер в XVII в. получил соляную кислоту из поваренной соли и серной кислоты. В 1790 году британский химик Гемфри Дэви получил хлороводород из водорода и хлора, таким образом установив его состав. Возникновение промышленного производства соляной кислоты связано с технологией получения карбоната натрия: на первой стадии этого процесса поваренную соль вводили в реакцию с серной кислотой, в результате чего выделялся хлороводород. В 1863 году в Англии был принят закон «Alkali Act», согласно которому запрещалось выбрасывать этот хлороводород в воздух, а необходимо было пропускать его в воду. Это привело к развитию промышленного производства соляной кислоты. Дальнейшее развитие произошло благодаря промышленным методам получения гидроксида натрия и хлора путём электролиза растворов хлорида натрия[1].
Физические свойства[править | править код]
Физические свойства соляной кислоты сильно зависят от концентрации растворённого хлороводорода:
| Конц. (вес), мас. % | Конц. (г/л), кг HCl/м³ | Плотность, кг/л | Молярность, M | Водородный показатель (pH) | Вязкость, мПа·с | Удельная теплоемкость, кДж/(кг·К) | Давление пара, Па | Т. кип., °C | Т. пл., °C |
| 10 % | 104,80 | 1,048 | 2,87 | −0,4578 | 1,16 | 3,47 | 0,527 | 103 | −18 |
| 20 % | 219,60 | 1,098 | 6,02 | −0,7796 | 1,37 | 2,99 | 27,3 | 108 | −59 |
| 30 % | 344,70 | 1,149 | 9,45 | −0,9754 | 1,70 | 2,60 | 1,410 | 90 | −52 |
| 32 % | 370,88 | 1,159 | 10,17 | −1,0073 | 1,80 | 2,55 | 3,130 | 84 | −43 |
| 34 % | 397,46 | 1,169 | 10,90 | −1,0374 | 1,90 | 2,50 | 6,733 | 71 | −36 |
| 36 % | 424,44 | 1,179 | 11,64 | −1,06595 | 1,99 | 2,46 | 14,100 | 61 | −30 |
| 38 % | 451,82 | 1,189 | 12,39 | −1,0931 | 2,10 | 2,43 | 28,000 | 48 | −26 |
При 20 °C, 1 атм (101 кПа)
При низкой температуре хлороводород с водой даёт кристаллогидраты составов (т. пл. −15,4 °С), (т. пл. −18 °С), (т. пл. –25 °С), (т. пл. −70 °С). При атмосферном давлении (101,3 кПа) хлороводород с водой образуют азеотропную смесь с т. кип. 108,6 °С и содержанием 20,4 мас. %[2].
Химические свойства[править | править код]
- Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду электрохимических потенциалов до водорода, с образованием соли и выделением газообразного водорода:
,
,
.
- Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:
,
,
.
- Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):
,
,
.
- Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной:
.
- Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:
.
Соляная кислота (в стакане) взаимодействует с аммиаком
- Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония[3]:
.
- Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуется белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте[4]:
.
Получение[править | править код]
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре, полученная таким способом кислота называется синтетической. Также соляную кислоту получают из абгазов — побочных газов, образующихся при различных процессах, например, при хлорировании углеводородов. Хлороводород, содержащийся в этих газах, называется абгазным, а полученная таким образом кислота — абгазной. В последние десятилетия доля абгазной соляной кислоты в объёме производства постепенно увеличивается, вытесняя кислоту, полученную сжиганием водорода в хлоре. Но полученная методом сжигания водорода в хлоре соляная кислота содержит меньше примесей и применяется при необходимости высокой чистоты.
В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на поваренную соль:
.
При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие:
.
Возможно получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (нагревается гидратированная соль):
,
.
Эти реакции могут идти не до конца с образованием основных хлоридов (оксихлоридов) переменного состава, например:
[5]
В промышленности хлороводород получают реакцией горения водорода в хлоре:
Хлороводород хорошо растворим в воде. Так, при 0 °C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов , что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту.
Применение[править | править код]
Промышленность[править | править код]
- Применяется в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при пайке и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с поверхностно-активными веществами используется для очистки керамических и металлических изделий (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции.
- В пищевой промышленности зарегистрирована как регулятор кислотности (пищевая добавка E507). Применяется для изготовления зельтерской (содовой) воды.
Медицина[править | править код]
- Естественная составная часть желудочного сока человека. В концентрации 0,3—0,5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначается внутрь при недостаточной кислотности.
Особенности обращения[править | править код]
Соляная кислота относится к веществам III класса опасности[6] (ГОСТ 12.1.007-76)[7]. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне – 5 мг/м³[8].
Высококонцентрированная соляная кислота представляет собой едкое вещество. При попадании на кожу вызывает сильные химические ожоги. Особенно опасным считается попадание в глаза (в значительном количестве). Для нейтрализации ожогов применяют раствор слабого основания, или соли слабой кислоты, обычно питьевой соды.
При открывании сосудов с концентрированной соляной кислотой пары хлороводорода, притягивая влагу воздуха, образуют туман, раздражающий глаза и дыхательные пути человека.
Реагируя с сильными окислителями (хлорной известью, диоксидом марганца, перманганатом калия) образует токсичный газообразный хлор.
В РФ оборот соляной кислоты концентрации 15 % и более — ограничен[9].
Литература[править | править код]
- Austin S., Glowacki A. Hydrochloric Acid (англ.) // Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. — Wiley, 2000. — doi:10.1002/14356007.a13_283.
Примечания[править | править код]
Ссылки[править | править код]
- [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/4134.html «Соляная кислота» на www.xumuk.ru]
Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист. Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым). Список проблемных ссылок
|
Источник
| Систематическое наименование | хлористый водород |
|---|---|
| Хим. формула | HCl |
| Состояние | бесцветный газ |
| Молярная масса | 36,4606 г/моль |
| Плотность | 1.477 г/л, газ (25 °C) |
| Энергия ионизации | 12,74 ± 0,01 эВ[1] |
| Т. плав. | −114,22 °C |
| Т. кип. | −85 °C |
| 1500 °C | |
| Кр. точка | 51,4 °C |
| Энтальпия образования | -92,31 кДж/моль |
| Давление пара | 40,5 ± 0,1 атм[1] |
| pKa | -4; -7 |
| Растворимость в воде | 72,47 (20 °C) |
| Рег. номер CAS | 7647-01-0 |
| PubChem | 313 |
| Рег. номер EINECS | 231-595-7 |
| SMILES | Cl |
| InChI | 1S/ClH/h1H VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-N |
| RTECS | MW4025000 |
| ChEBI | 17883 |
| Номер ООН | 1050 |
| ChemSpider | 307 |
| NFPA 704 | 3 1 |
| Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного. | |
Хло́роводоро́д[2], хло́ристый водоро́д[3] (HCl) — бесцветный, термически устойчивый 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 HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.
Энциклопедичный YouTube
1/5
Просмотров:
3 112
2 314
1 732
813
2 679
✪ Химия 8 класс. Хлороводород и соляная кислота
✪ СОЛЯНАЯ КИСЛОТА | HCl | Химические свойства СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ | Хлороводород | Нитрат серебра | Химия
✪ № 203. Неорганическая химия. Тема 24. Галогены. Хлор. Часть 5. Хлороводород
✪ Неорганическая химия. Хлороводород и соляная кислота. Урок 5
Содержание
- 1 Свойства
- 2 Получение
- 3 Применение
- 4 Безопасность
- 5 Примечания
- 6 Литература
- 7 Ссылки
Свойства
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % 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:
Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца(II) (PbCl2), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути(I) (Hg2Cl2, каломель) и хлорид меди(I) (CuCl).
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
Смесь 3 объемных 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:
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
[4]
Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
Получение
В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:
HCl также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (SOCl2), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:
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:
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.
Применение
Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината 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.
Безопасность
Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушью, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях, отёк легких, нарушение работы кровеносной системы, и даже смерть. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.
Использовался как отравляющее средство во время войн.[источник не указан 2601 день]
Примечания
Литература
- Левинский М.И, Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. «Хлористый водород и соляная кислота» М.:Химия 1985
Ссылки
- Хлороводород: химические и физические свойства
Источник