Хлороводород

Хлороводород

Назив според МСЧПХ Водород хлорид[1]
Други називи Гасовита хлороводородна киселина Хлороводороден гас Хидрохлорид Хлоран
Назнаки
CAS-бр.	7647-01-0 Ок
Бајлштајн	1098214
ChEBI	CHEBI:17883 Ок
ChEMBL	ChEMBL1231821 Н
ChemSpider	307 Ок
EC-број	231-595-7
Гмелин	322
МХН InChI=1S/HCl/h1H Н Key: VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-N Ок InChI=1/HCl/h1H Key: VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYAT
3Д-модел (Jmol)	Слика
KEGG	D02057 Ок
MeSH	+ киселина Хлороводородна + киселина
PubChem	313
RTECS-бр.	MW4025000
SMILES Cl
UNII	QTT17582CB Ок
ОН-бр.	1050
Својства
Хемиска формула
Моларна маса	0 g mol−1
Изглед	Colorless gas
Мирис	остар; согорлив
Густина	1.49 g/L[2]
Точка на топење
Точка на вриење
Растворливост во вода	823 g/L (0 °C) 720 g/L (20 °C) 561 g/L (60 °C)
Растворливост	растворлив во метанол, етанол, етер
Парен притисок	4352 kPa (at 21.1 °C)[3]
Киселост (pKa)	−3.0;[4] −5.9 (±0.4)[5]
Константа на базицитет (pKb)	17.0
Конјуг. киселина	Хлорониум
Конјуг. база	Хлорид
Показател на прекршување (nD)	1.0004456 (gas) 1.254 (liquid)
Вискозност	0.311 cP (−100 °C)
Структура
Геометрија на молекулата	linear
Диполен момент	1.05 D
Термохемија
Ст. енталпија наформирање ΔfHo298	−92.31 kJ/mol
Ст. енталпија насогорување ΔcHo298	−95.31 kJ/mol
Стандардна моларнаентропија So298	186.902 J/(K·mol)
Специфичен топлински капацитет, C	0.7981 J/(K·g)
Pharmacology
ATC код	A09AB03 B05XA13
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности	Токсичен, корозивен
GHS-ознаки:
Пиктограми
Сигнални зборови	Опасен
Изјави за опасност	H280, H314, H331
Изјави за претпазливост	P261, P280, P305+P351+P338, P310, P410+P403
NFPA 704	3 0 1 ACID
Смртоносна доза или концентрација:
LD50 (средна доза)	238 mg/kg (rat, oral)
LC50 (средна концентрација)	3124 ppm (rat, 1 h) 1108 ppm (mouse, 1 h)[7]
LCLo (најниска објавена)	1300 ppm (човек, 30 мин) 4416 ppm (зајак, 30 мин) 4416 ppm (морско прасе, 30 мин) 3000 ppm (човек, 5 мин)[7]
NIOSH (здравствени граници во САД):
PEL (дозволива)	C 5 ppm (7 mg/m3)[6]
REL (препорачана)	C 5 ppm (7 mg/m3)[6]
IDLH (непосредна опасност)	50 ppm[6]
Безбедносен лист	JT Baker MSDS
Дополнителни податоци
Ок(што е ова?)  (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Соединението водород хлорид има хемиска формула HCl и како таков е водород халид. На собна температура, тоа е безбоен гас, кој формира бели испарувања на хлороводородна киселина при контакт со атмосферска водена пареа . Гасот водород хлорид и хлороводородна киселина се важни во технологијата и индустријата. Хлороводородна киселина, воден раствор на водород хлорид, исто така најчесто се дава со формулата HCl.

Реакции

Водород хлоридот е дијатомска молекула, која се состои од водород атом H и хлор атом Cl поврзани со поларна ковалентна врска. Атомот на хлор е многу повеќе електронегативен од атомот на водород, што ја прави оваа врска поларна. Следствено, молекулата има голем диполен момент со негативен делумен полнеж (δ−) кај атомот на хлор и позитивен парцијален полнеж (δ+) кај атомот на водород.^[8] Делумно поради неговиот висок поларитет, HCl е многу растворлив во вода (и во други поларни растворувачи).

По контакт, H
2O и HCl се комбинираат за да формираат хидрониум катјони [H
3O]+
и хлорид анјони Cl−
преку реверзибилна хемиска реакција:

HCl + H
2O → [H
3O]+
+ Cl−

Добиениот раствор се нарекува хлороводородна киселина и е силна киселина. киселинска дисоцијација или константа на јонизација, K_a, е голема, што значи дека HCl се дисоцира или јонизира практично целосно во вода. Дури и во отсуство на вода, водород хлоридот сè уште може да дејствува како киселина. На пример, водород хлоридот може да се раствори во одредени други растворувачи како што се метанол:

HCl + CH
3OH → [CH
3OH
2]+
+ Cl−

Структура и својства

Структурата на цврстиот DCl, утврдена со неутронска дифракција на прав DCl на 77 К. Наместо HCl се користело DCl бидејќи јадрото на деутериум е полесно да се открие од јадрото на водородот. Растежливата линеарна структура е означена со испрекинати линии

Замрзнатиот HCl се подложува на фазна транзиција на 98,4 К. Дифракцијата на прав од рендгенски зраци на замрзнатиот материјал покажува дека материјалот се менува од Ортохомбичен кристален систем во кубен за време на оваа транзиција. Во двете структури, атомите на хлор се во низа во центарот. Сепак, атомите на водородот не можеле да се лоцираат.^[9] Анализата на спектроскопските и диелектричните податоци и определувањето на структурата на DCl (деутериум хлорид) покажува дека HCl формира цик-цак синџири во цврстото тело, како и HF (види слика десно).^[10]

инфрацрвениот спектар на гасовитиот водород хлорид, прикажан лево, се состои од голем број остри линии на апсорпција групирани околу 2886 cm⁻¹ (бранова должина ~3,47 µm). На собна температура, речиси сите молекули се во земјена вибрациона состојба v = 0. Вклучувајќи ја нехармоничноста, вибрациската енергија може да се запише како.

${\displaystyle E_{\mathrm {v} }=h\nu _{e}\left(v+{\tfrac {1}{2}\right)+hx_{e}\nu _{e}\left(v+{\tfrac {1}{2}\right)^{2}$

За да промовираме молекула на HCl од v = 0 во состојба v = 1, би очекувале да видиме апсорпција на инфрацрвена боја околу ν _o = ν_e + 2x_еν _e = 2880 cm⁻¹. Сепак, оваа апсорпција што одговара на Q-гранката не е забележана поради тоа што е забранета со симетрија. Наместо тоа, две групи на сигнали (P- и R-гранки) се гледаат поради истовремена промена во ротационата состојба на молекулите. Поради правилата за квантно механичка селекција, дозволени се само одредени ротациони транзиции. Состојбите се одликуваат со ротациониот квантен број J = 0, 1, 2, 3, ... Правилата за избор наведуваат дека ΔJ може да земе само вредности од ±1.

${\displaystyle E(J)_{\mathrm {rot} }=h\cdot B\cdot J(J+1)}$

Вредноста на ротационата константа B е многу помала од вибрациската ν_o, така што е потребна многу помала количина на енергија за да се ротира молекулата; за типична молекула, ова лежи во микробрановата област. Сепак, вибрациската енергија на молекулата на HCl ги става нејзините апсорпции во инфрацрвениот регион, дозволувајќи му на спектарот што ги прикажува ровибрационите транзиции на оваа молекула лесно да се собере со помош на инфрацрвен спектрометар со гасна ќелија. Вториот може да биде направен дури и од кварц бидејќи апсорпцијата на HCl лежи во прозорецот на транспарентност за овој материјал.

Природно изобилството на хлор се состои од два изотопи, ³⁵Cl и ³⁷Cl, во сооднос од приближно 3:1. Додека константите на пружините се речиси идентични, различните намалена масаи на H³⁵Cl и H³⁷Cl предизвикуваат мерливи разлики во ротационата енергија, така што двојниците се забележано при внимателно испитување на секоја линија за апсорпција, пондерирана во ист сооднос од 3:1.

Производство

Најголем дел од водород хлорид произведен на индустриско ниво се користи за производство на хлороводородна киселина.^[12]

Историски правци

Во 17 век, Јохан Рудолф Глаубер од Карлштат користел натриум хлоридова сол и сулфурна киселина за подготовка на натриум сулфат во Манхајмски процес, ослободувајќи водород хлорид. Џозеф Пристли од Лидс, Англија подготвил чист водород хлорид во 1772 година,^[13] и до 1808 година Хамфри Дејви од Пензанс докажал дека хемискиот состав вклучува водород и хлор.^[14]

Директна синтеза

Водород хлоридот се произведува со комбинирање на хлор и водород:

Cl
2 + H
2 → 2 HCl

Бидејќи реакцијата е егзотермична, инсталацијата се нарекува HCl печка или HCl горилник. Добиениот гас водород хлорид се апсорбира во дејонизирана вода, што резултира со хемиски чиста хлороводородна киселина. Оваа реакција може да даде многу чист производ, на пр. за употреба во прехранбената индустрија.

Реакцијата може да се активира и од сина светлина.^[15]

Органска синтеза

Индустриското производство на водород хлорид често се интегрира со формирање на хлорирани и флуорирани органски соединенија, на пр., Тефлон, Фреон, и други Хлорофлуоројаглероди, како и хлороцетна киселина и ПВЦ. Често ова производство на хлороводородна киселина е интегрирано со заробена употреба на лице место. Во хемиска реакција водородниот атом на јаглеводородот се заменува со атоми на хлор, при што ослободениот водороден атом се рекомбинира со резервниот атом од молекулата на хлорот, формирајќи водород хлорид. Флуорирањето е последователна реакција за замена на хлор, која повторно произведува водород хлорид:

RH + Cl
2 → RCl + HCl

RCl + HF → RF + HCl

Добиениот водород хлорид или повторно се употребува директно или се апсорбира во вода, што резултира со хлороводородна киселина од техничка или индустриска класа.

Лабораториски методи

Мали количини на водород хлорид за лабораториска употреба може да се генерираат во „генератор на HCl“ со дехидрација на хлороводородна киселина или со сулфурна киселина или со безводен калциум хлорид. Алтернативно, HCl може да се генерира со реакција на сулфурна киселина со натриум хлорид:^[16]

NaCl + H
2SO
4 → NaHSO
4 + HCl

Оваа реакција се јавува на собна температура. Под услов да остане NaCl во генераторот и да се загрее над 200 °C, реакцијата продолжува понатаму:

NaCl + NaHSO
4 → HCl + Na2SO4

За да функционираат таквите генератори, реагенсите треба да бидат суви.

Водород хлоридот може да се подготви и со хидролиза на одредени реактивни хлоридни соединенија како што се фосфор хлориди, тионил хлорид (SOCl
2) и ацил хлорид с. На пример, студената вода може постепено да се капе на фосфор пентахлорид (PCl
5) за да се добие HCl:

PCl
5 + H
2O → POCl3 + 2 HCl

Апликации

Најголемиот дел од водород хлорид се користи во производството на хлороводородна киселина. Исто така се користи во производството на винил хлорид и многу алкил хлорид.^[12] Трихлоросилан се произведува со користење на HCl:

Si + 3 HCl → HSiCl
3 + H
2

Историја

Околу 900 година, авторите на арапските списи што му се припишуваат на Џабир ибн Хајан и персискиот лекар и алхемичар Абу Бакр ал-Рази (околу 865–925) првиле експериментирање со сал амонијак (амониум хлорид), кој кога се дестилира заедно со витриол (хидриран сулфати од различни метали) произведува водород хлорид.^[17] Можно е дека во еден од неговите експерименти, Ал-Рази налетал на примитивен метод за производство на хлороводородна киселина.^[18] Сепак, се чини дека во повеќето од овие рани експерименти со хлоридни соли, гасовите производите биле отфрлени, а водород хлоридот можеби бил произведен многу пати пред да се открие дека може да се употреби за хемиска употреба.^[19]

Една од првите такви употреби била синтезата на жива(II) хлорид (корозивен сублимат), чие производство од загревање на жива или со стипса и амониум хлорид или со витриол и натриум хлорид првпат бил опишан во De aluminibus et salibus („За стипса и соли“), арапски текст од единаесеттиот или дванаесеттиот век лажно припишан на Абу Бакр ал-Рази и преведен на латински од Жерард од Кремона (1144–1187).^[20]

Друг важен развој било откритието од псевдо-Гебер (во De invente veritatis, „За откривањето на вистината“, по околу 1300 г.) дека со додавање на амониум хлорид во азотна киселина, може да се произведе силен растворувач способен да раствори злато (т.е. aqua regia).^[21]

По откривањето во доцниот шеснаесетти век на процесот со кој може да се подготви неизмешана хлороводородна киселина,^[22] било препознаено дека оваа нова киселина (тогаш позната како дух на солта или acidum salis) ослободува парен водород хлорид, кој бил наречен морски киселински воздух . Во 17 век, Јохан Рудолф Глаубер користел сол (натриум хлорид) и сулфурна киселина за подготовка на натриум сулфат, ослободувајќи гас водород хлорид (види производство, погоре). Во 1772 година, Карл Вилхелм Шеле исто така ја пријавил оваа реакција и понекогаш е заслужен за нејзиното откритие. Џозеф Пристли подготвил водород хлорид во 1772 година, а во 1810 година Хамфри Дејви утврдил дека се состои од водород и хлор.^[23]

За време на Индустриска револуција, побарувачката за алкални супстанции како што е натриум карбонат се зголемила, а Никола Лебланк развил нов процес во индустриски размери за негово производство. Во Лебланков процес, солта била претворена во сода, користејќи сулфурна киселина, варовник и јаглен, давајќи водород хлорид како нуспроизвод. Првично, овој гас се испуштал во воздухот, но во 1863 година било забрането таквото ослободување, па потоа производителите на натриум карбонат го апсорбирале отпадниот гас HCl во водата, произведувајќи хлороводородна киселина на индустриско ниво. Подоцна, беше развиен Харгривс процес, кој е сличен на процесот Лебланк, освен што сулфур диоксид, водата и воздухот се користат наместо сулфурна киселина во реакција која во целина е егзотермна. Во почетокот на 20 век, процесот на Лебланк беше ефективно заменет со Солвеј процес, кој не произведуваше HCl. Сепак, производството на водород хлорид продолжи како чекор во производството на хлороводородна киселина.

Историските употреби на водород хлоридот во 20 век вклучуваат хидрохлоринирање на алкини во производството на хлорираниот мономер хлоропрен и винил хлорид, кои последователно се полимеродредени на направи полихлоропрен (Неопрен) и поливинил хлорид (ПВЦ), соодветно. Во производството на винил хлорид, ацетилен (C
2H
2) се хидрохлорира со додавање на HCl низ тројната врска на молекулата C
2H
2, претворајќи ја тројната во a двојна врска, што дава винил хлорид.

„Процесот на ацетилен“, кој се користел до 1960-тите за правење хлоропрен, започнува со спојување на две ацетилен молекули, а потоа додава HCl на споениот меѓупроизвод преку тројната врска за да се претвори во хлоропрен како што е прикажано овде:

Овој „ацетиленски процес“ е заменет со процес кој додава Cl
2 на двојната врска на етилен наместо тоа, а последователната елиминација наместо тоа произведува HCl, како и хлоропрен.

Безбедност

Водород хлоридот формира корозивна хлороводородна киселина при контакт со вода што се наоѓа во телесното ткиво. Вдишување на испарувањата може да предизвика кашлица, гушење, воспаление на носот, грлото и горниот респираторен тракт, а во тешки случаи, пулмонален едем и смрт. Контактот со кожата може да предизвика црвенило, болка и тешки хемиски изгореници. Водород хлоридот може да предизвика сериозни изгореници на окото и трајно оштетување на очите.

Американската Управа за безбедност и здравје при работа и Националниот институт за безбедност и здравје при работа воспоставиле ограничувања за професионална изложеност за водород хлорид на таванот од 5 ppm (7 mg/m^{3< /sup>),[24] и составила опширни информации за загриженоста за безбедноста на работното место водород хлорид.[25]}

Наводи

Надворешни врски

• Меѓународна картичка за хемиска безбедност 0163 (англиски)
• Thames & Kosmos Chem C2000 Experiment Manual