Hydrogenchlorid

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 23. maj 2020; checks kræver 36 redigeringer .

Hydrogenchlorid

Generel

Systematisk
navn

Hydrogenchlorid

Traditionelle navne

Hydrochlorid, hydrogenchlorid

Chem. formel

HCl

Rotte. formel

HCl

Fysiske egenskaber

Stat

farveløs gas

Molar masse

36,4606 g/ mol

Massefylde

1,477 g/l gas (25 °C)

Ioniseringsenergi

12,74 ± 0,01 eV [2]

Termiske egenskaber

Temperatur

• smeltning

-114,22°C

• kogning

-85,1°C

• nedbrydning

1500°C

Kritisk punkt

51,4°C

Entalpi

• uddannelse

-92,31 kJ/mol

Damptryk

40,5 ± 0,1 atm [2]

Kemiske egenskaber

Syredissociationskonstant

pK_{a}

-fire; -7

Opløselighed

• i vand

72,47 (20°C)

Klassifikation

313

231-595-7

InChI=1S/ClH/h1HVEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-N

RTECS

MW4025000

CHEBI

17883

FN nummer

1050

ChemSpider

307

Sikkerhed

Begræns koncentrationen

5 mg/m³ [1]

LD 50

238 mg/kg

Toksicitet

Meget giftig, SDYAV

GHS piktogrammer

NFPA 704

0 3 en SYRE

Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.

Mediefiler på Wikimedia Commons

Hydrogenchlorid [1] , ( hydrochlorid, hydrogenchlorid [3] , hydrogenchlorid, H Cl ) er en farveløs, termisk stabil giftig gas (under normale forhold) med en skarp lugt , rygende i fugtig luft , letopløselig i vand (op til 500 volumener gas pr. volumen vand) med dannelse af saltsyre (saltsyre) . Ved -85,1 °C kondenserer det til en farveløs, mobil væske . Ved -114,22 °C bliver det fast. I fast tilstand eksisterer hydrogenchlorid i form af to krystallinske modifikationer: rombisk, stabil under -174,75 ° C og kubisk. ${\ce {HCl))$

Egenskaber

En vandig opløsning af hydrogenchlorid kaldes saltsyre . Når det er opløst i vand, sker følgende processer:

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

Opløsningsprocessen er meget eksoterm . Med vand danner den en azeotrop blanding indeholdende 20,24 % . ${\ce {HCl))$ ${\ce {HCl))$

Saltsyre er en stærk monobasisk syre , den interagerer kraftigt med alle metaller , der står i en række spændinger til venstre for brint , med basiske og amfotere oxider , baser og salte, og danner salte - chlorider :

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

{\ce {FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O))

Chlorider er ekstremt almindelige i naturen og har den bredeste anvendelse ( halite , sylvin ). De fleste af dem er meget opløselige i vand og dissocierer fuldstændigt til ioner. Lidt opløselige er bly (II) chlorid ( ), sølvchlorid ( ), kviksølv (I) chlorid ( , calomel) og kobber (I) chlorid ( ). ${\ce {PbCl2))$ ${\ce {AgCl))$ ${\ce {Hg2Cl2}}$ ${\ce {CuCl))$

Under påvirkning af stærke oxidationsmidler eller under elektrolyse udviser hydrogenchlorid reducerende egenskaber:

{\ce {MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O))

Ved opvarmning oxideres hydrogenchlorid af oxygen (katalysator - kobber(II)chlorid ): ${\ce {CuCl2))$

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

Koncentreret saltsyre reagerer med kobber og danner således et kompleks af monovalent kobber:

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

En blanding af 3 volumendele koncentreret saltsyre og 1 volumenfraktion koncentreret salpetersyre kaldes aqua regia . Royal vodka er i stand til at opløse selv guld og platin . Regiavandets høje oxidative aktivitet skyldes tilstedeværelsen af nitrosylchlorid og klor i det , som er i ligevægt med udgangsmaterialerne:

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

På grund af den høje koncentration af chloridioner i opløsningen binder metallet sig til chloridkomplekset, hvilket bidrager til dets opløsning:

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

[4] .

Tilføjer til svovlsyreanhydrid og danner chlorsulfonsyre : ${\ce {HSO3Cl))$

{\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl))

Hydrogenchlorid er også karakteriseret ved reaktioner af addition til multiple bindinger ( elektrofil addition ):

{\ce {R-CH=CH2 + HCl -> R-CHCl-CH3))

{\ce {RC#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3))

Henter

Under laboratorieforhold opnås hydrogenchlorid ved at virke med koncentreret svovlsyre på natriumchlorid (almindeligt salt) med lav opvarmning:

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

${\ce {HCl))$ kan også opnås ved hydrolyse af kovalente halogenider , såsom phosphor (V) chlorid , thionyl chlorid ( ), og hydrolyse af carboxylsyre chlorider : ${\ce {SOCl2))$

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

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

I industrien blev hydrogenchlorid tidligere hovedsageligt opnået ved sulfatmetoden ( Leblanc -metoden ), baseret på vekselvirkning af natriumchlorid med koncentreret svovlsyre. På nuværende tidspunkt bruges direkte syntese fra simple stoffer normalt til at opnå hydrogenchlorid :

{\ce {H2))

{\ce {+Cl2\rightleftarrows 2HCl))

+ 184,7 kJ. [5]

Under produktionsforhold udføres syntese i specielle installationer, hvor brint kontinuerligt brænder med en jævn flamme i en strøm af klor , der blandes med det direkte i brænderbrænderen. Således opnås et roligt (uden eksplosion) reaktionsforløb. Der tilføres brint i overskud (5-10%), hvilket gør det muligt fuldt ud at udnytte det mere værdifulde klor og opnå saltsyre, der ikke er forurenet med klor.

Saltsyre fremstilles ved at opløse hydrogenchloridgas i vand.

Selv i laboratoriet kan hydrogenchlorid opnås ved interaktion af vand med klor under påvirkning af direkte sollys i nærvær af koboltsalte. I stedet for direkte sollys kan du bruge en højeffektlampe:

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

For at opnå hydrogenchlorid ved vekselvirkning af vand med klor , uden at bruge lys fra en højeffektlampe og koboltsalt, er det nødvendigt at interagere vand med brom i nærvær af lys fra en almindelig lampe eller ved kogning. Derefter skal du interagere det resulterende hydrogenbromid med klor , afkøle blandingen af hydrogenchlorid og brom for at adskille flydende brom fra hydrogenchlorid og køre det resulterende hydrogenchlorid ind i en anden beholder med vand for at opnå saltsyre : ${\ce {2H_2O + 2Br_2 ->[h\nu, +100^oC] 4HBr ^ + O_2 ^))$

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

Ansøgning

Den vandige opløsning bruges i vid udstrækning til at opnå chlorider, til ætsning af metaller, rensning af overfladen af beholdere, brønde fra carbonater, forarbejdning af malme, til fremstilling af gummi, mononatriumglutamat, sodavand, klor og andre produkter. Bruges også i organisk syntese. En saltsyreopløsning blev i vid udstrækning brugt til fremstilling af små stykker beton- og gipsprodukter: belægningsplader, armeret betonprodukter mv.

Fysiologisk virkning

Hydrogenchlorid (Hydrochlorid, hydrogenchlorid, HCl) er særligt giftigt , er opført på listen over meget giftige stoffer , tilhører den tredje fareklasse og virker i høje koncentrationer kvælende.

Indånding af store mængder hydrogenchlorid kan føre til hoste , betændelse i næse, svælg og øvre luftveje og i alvorlige tilfælde lungeødem , forstyrrelse af kredsløbet og endda død . Kan forårsage rødme, smerte og alvorlige forbrændinger ved kontakt med huden . Hydrogenchlorid kan forårsage alvorlige øjenforbrændinger og permanent øjenskade .

Dødelig koncentration ( LC50 ):
3 g/m³ (menneske, 5 minutter)
1,3 g/m³ (menneske, 30 minutter)
3,1 g/m³ (rotte, 1 time)
1,1 g/m³ (mus, 1 time)

Dødelig dosis ( LD50 ) - 238 mg/kg

Brugt som gift under krige [1] .

I overensstemmelse med GOST 12.1.007-76 er MPC for hydrogenchlorid i luften i arbejdsområdet 5 mg/m³.

Noter

↑ 1 2 3 [www.xumuk.ru/spravochnik/1105.html Hydrogenchlorid] på webstedet KhimiK.ru
↑ 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0332.html
↑ [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/5044.html Nogle gange kaldes saltsyre hydrogenchlorid]
↑ Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Spiridonov F. M. Uorganisk kemi (i 3 bind). - T. 2. - M .: Publishing Center "Academy", 2004.
↑ Levinsky M. I., Mazanko A. F., Novikov I. N. Hydrogenchlorid og saltsyre. - M.: Kemi, 1985.

Litteratur

Levinsky M. I., Mazanko A. F., Novikov I. N. Hydrogenchlorid og saltsyre. - M.: Kemi, 1985.

Links

Hydrogenchlorid: kemiske og fysiske egenskaber

Hydrogenhalogenider
Hydrogenfluorid Hydrogenchlorid Hydrogenbromid Brint jod Hydrogen astatin

Klorerede uorganiske syrer
Saltsyre (HCl) Hypoklorsyre (HClO) Klorsyre (HClO 2 ) Perchlorsyre (HClO 3 ) Perchlorsyre (HClO 4 )