Хлороводень

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).

Хлороводень
	модель молекули
Назва за IUPAC	гідроген хлорид
Інші назви	хлоран
Ідентифікатори
Номер CAS	7647-01-0
Номер EINECS	231-595-7
DrugBank	DB13366
KEGG	D02057
ChEBI	17883
RTECS	MW4025000
SMILES	Cl[1]
InChI	InChI=1S/ClH/h1H
Номер Бельштейна	1098214
Номер Ґмеліна	322
Властивості
Молекулярна формула	HCl
Молярна маса	36,5 г/моль
Зовнішній вигляд	безбарвний газ
Густина	1,477 г/л
Тпл	-114,22 °C
Ткип	-85 °C
Розчинність (вода)	добра
Кислотність (pKa)	-7,0
Небезпеки
Індекс ЄС	017-002-00-2
Класифікація ЄС	T C
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

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:

${\displaystyle \mathrm {HCl+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+Cl^{-}} }$

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

Структура DCl, визначена нейтронною дифракцією DCl в порошкоподібному стані при температурі -196,15 °С. DCl був використаний замість соляної кислоти, оскільки ядро Дейтерію легше виявити, ніж ядро водню. "Нескінченний" ланцюг DCl позначений пунктирними лініями.

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:

${\displaystyle \mathrm {2NaCl+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow } }$

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

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+H_{2}\longrightarrow 2HCl\uparrow } }$

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

${\displaystyle \mathrm {PCl_{5}+H_{2}O\longrightarrow POCl_{3}+2HCl\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {R{-}COCl+HOH\longrightarrow R{-}COOH+HCl\uparrow } }$

Хлоридну кислоту отримують розчиненням газуватого хлороводню у воді.

Хімічні властивості

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

${\displaystyle \mathrm {4HCl+O_{2}\longrightarrow 2H_{2}O+2Cl_{2}\uparrow } }$

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

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+4HCl\longrightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {R{-}CH{=}CH_{2}+HCl\longrightarrow R{-}CHCl{-}CH_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {RC{=}CH+2HCl\longrightarrow R{-}CCl_{2}{-}CH_{3}} }$

HCl взаємодіє з тріоксидом сірки, утворюючи хлоросульфонову кислоту HSO₃Cl:

${\displaystyle \mathrm {SO_{3}+HCl\longrightarrow HSO_{3}Cl} }$

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.