Хлороводень

Шаблон:Речовина Хло́рово́день — неорганічна сполука ряду галогеноводнів складу HCl. За звичайних умов є безбарвним задушливим газом із різким запахом, димить на повітрі. Легко розчиняється у воді (500 об'ємів газу у 1 об'ємі води) з утворенням хлоридної кислоти (її іноді помилково називають хлороводнем).

Історія

Алхіміки середньовіччя знали про acidum Calic (так вони називали хлоридну кислоту), та газ який з неї утворюється, який називали солоне повітря. В 17 столітті, Йоганн Рудольф Глаубер, використовуючи сіль (хлорид натрію) та сульфатну кислоту для виробництва сульфату натрію виділив хлороводень. Карл Вільгельм Шеєле також згадує цю реакцію в 1772 році, відкриття хлороводню приписується йому. У тому ж році Джозеф Прістлі і Гемфрі Деві виявили, що хлороводень складається з водню і хлору.

Під час промислової революції, попит на лужні речовини, такі як карбонат натрію (Na₂CO₃), збільшився, в 1791 році Ніколя Леблан розробив новий метод виробництва кальцинованої соди. У цьому методі кухонна сіль перетворюється в карбонат натрію, сульфатну кислоту, вапняк та вуглекислий газ і хлороводень як побічний продукт. До 1863 року, хлороводень викидався в повітря, але згодом за допомогою рослинної золи хлороводень розчиняли у воді, отримуючи хлоридну кислоту в промислових масштабах. На початку 20 століття, метод Леблана замінив метод Сольве, в якому хлороводень не виділявся. Тим не менш, виробництво хлороводню продовжувалось, оскільки хлоридна кислота активно використовувалась.

У 20-му столітті хлороводень почали використовувати для виробництва хлоропрену, вінілхлориду і т.д

Фізичні властивості

Хлороводень складається з двоатомних молекул, кожна з яких складається з водню і хлору. Молекула пов'язана ковалентним зв'язком. Оскільки атом хлору набагато більш електронегативний, ніж атом водню, ковалентний зв'язок між двома атомами сильно полярний. Отже, молекула має великий дипольний момент з негативним частковим зарядом δ⁻ на атомі хлору і позитивним частковим зарядом δ⁺ на атомі водню. Частково через високу полярність, HCl дуже розчинний у воді (і в інших полярних розчинниках). При контакті, H₂O і HCl в сукупності утворюють катіон гідроксонію, Н₃O⁺ та хлорид аніон Cl⁻ через оборотну хімічну реакцію:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftarrows }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}$

Отриманий розчин — хлоридна кислота. Процес розчинення сильно екзотермічний. Константа дисоціації або константа іонізації,K_a, велика, що означає, HCl дисоціює і іонізується практично повністю у воді.

З водою хлороводень утворює азеотропну суміш, що містить 20,24 % HCl.

Навіть за відсутності води хлористий водень все ще може виступати як кислота. Наприклад, хлористий водень може розчинятися в деяких інших розчинниках, таких як метанол. Через свій кислий характер хлористий водень відноситься до корозійних матеріалів, особливо в присутності вологи. Цілком сухий HCl не проводить електричного струму.

Структура і властивості

Шаблон:Подвійне зображення За нормальних умов, хлороводень — це безбарвний газ, який на повітрі димить, взаємодіючи з атмосферною вологою. У рідкому вигляді — безбарвна рухома рідина. Кристалізується в кубічну ґратку, нижче -174,15 °С з утворенням ромбічної модифікації.

Отримання

У лабораторних умовах хлороводень одержують при дії концентрованої сульфатної кислоти на хлорид натрію при сильному нагріванні:

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{⟶}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\uparrow }$

У промисловості його добувають зазвичай спалюванням водню в атмосфері хлору у спеціальних пальниках:

$\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\uparrow }$

HCl також можна отримати гідролізом ковалентних галогенідів, таких як хлористий фосфорит, тіонілхлорид (SOCl₂), і гідролізом хлорангідридів карбонових кислот:

$\mathrm{P}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{5}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{P}\mathrm{O}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\uparrow }$

$\mathrm{R}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{⟶}\mathrm{R}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\uparrow }$

Хлоридну кислоту отримують розчиненням газуватого хлороводню у воді.

Хімічні властивості

При нагріванні хлороводень окиснюється киснем (каталізатор — хлорид міді(II) CuCl₂):

$\mathrm{4}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }$

При дії сильних окисників або при електролізі хлороводень проявляє відновні властивості:

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Для хлороводню також характерні реакції приєднання до кратних зв'язків (електрофільне приєднання):

$\mathrm{R}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{=}\mathrm{C}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{R}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{-}\mathrm{C}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}$

$\mathrm{R}\mathrm{C}\mathrm{=}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{R}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{-}\mathrm{C}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}$

HCl взаємодіє з тріоксидом сірки, утворюючи хлоросульфонову кислоту HSO₃Cl:

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{C}\mathrm{l}$

Безпека

Вдихання хлороводню може призвести до кашлю, задухи, запалення носа, горла, і верхніх дихальних шляхів, а у важких випадках, набряку легень, порушення роботи кровоносної системи, і навіть смерть. Контактуючи зі шкірою може викликати почервоніння, біль, і важкі опіки. Хлористий водень спричиняє серйозні опіки очей і незворотне пошкодження очей.

Джерела

• Шаблон:Книга