Прејди на содржината

Хлороводород

Од Википедија — слободната енциклопедија
Хлороводород
Скелетна формула на водород хлорид со димензија
Скелетна формула на водород хлорид со димензија
Модел на водород хлорид за пополнување простор со симболи на атоми
Модел на водород хлорид за пополнување простор со симболи на атоми
Назнаки
7647-01-0 Ок
Бајлштајн 1098214
ChEBI CHEBI:17883 Ок
ChEMBL ChEMBL1231821 Н
ChemSpider 307 Ок
EC-број 231-595-7
322
3Д-модел (Jmol) Слика
KEGG D02057 Ок
MeSH + киселина Хлороводородна + киселина
PubChem 313
RTECS-бр. MW4025000
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
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 на
формирање
ΔfHo298
−92.31 kJ/mol
Ст. енталпија на
согорување
ΔcHo298
−95.31 kJ/mol
Стандардна моларна
ентропија
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
GHS05: Разјадливо GHS06: Токсично
Сигнални зборови
Опасен
Изјави за опасност
H280, H314, H331
Изјави за претпазливост
P261, P280, P305+P351+P338, P310, P410+P403
NFPA 704
Смртоносна доза или концентрација:
238 mg/kg (rat, oral)
3124 ppm (rat, 1 h)
1108 ppm (mouse, 1 h)[7]
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[уреди | уреди извор]

Хлороводородна киселина испарува вртејќи ја хартијата со pH црвена што покажува дека испарувањата се кисели

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

HCl + H
2
O → [H
3
O]+
+ Cl

Добиениот раствор се нарекува хлороводородна киселина и е силна киселина. киселинска дисоцијација или константа на јонизација, Ka, 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
3
OH → [CH
3
OH
2
]+
+ Cl

Структура и својства[уреди | уреди извор]

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]

Растворливост на HCl (g/L) во обични растворувачи[11]
Температура (°C) 0 20 30 50
Вода 823 720 673 596
Метанол 513 470 430
Етанол 454 410 381
Етер 356 249 195
инфрацрвен (IR) апсорпционен спектар
One doublet in the IR spectrum resulting from the isotopic composition of chlorine

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.

За да промовираме молекула на HCl од v = 0 во состојба v = 1, би очекувале да видиме апсорпција на инфрацрвена боја околу ν o = νe + 2xеν 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.

Вредноста на ротационата константа B е многу помала од вибрациската νo, 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[уреди | уреди извор]

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

Историски правци[уреди | уреди извор]

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[уреди | уреди извор]

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[уреди | уреди извор]

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[уреди | уреди извор]

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
2
SO
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 + Na
2
SO
4

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
2
O → POCl
3
+ 2 HCl

Апликации[уреди | уреди извор]

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[уреди | уреди извор]

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
2
H
2
) се хидрохлорира со додавање на HCl низ тројната врска на молекулата C
2
H
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[уреди | уреди извор]

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/m3< /sup>),[24] и составила опширни информации за загриженоста за безбедноста на работното место водород хлорид.[25]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. „hydrogen chloride (CHEBI:17883)“. Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute.
  2. Предлошка:CRC91
  3. Hydrogen Chloride. Gas Encyclopaedia. Air Liquide
  4. Tipping, E.(2002) [1]. Cambridge University Press, 2004.
  5. Trummal, A.; Lipping, L.; Kaljurand, I.; Koppel, I. A.; Leito, I. "Acidity of Strong Acids in Water and Dimethyl Sulfoxide" J. Phys. Chem. A. 2016, 120, 3663-3669. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253
  6. 6,0 6,1 6,2 „Џебен водич за опасните хемиски материи #0332“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
  7. 7,0 7,1 „Hydrogen chloride“. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  8. Ouellette, Robert J.; Rawn, J. David (2015). Principles of Organic Chemistry. Elsevier Science. стр. 6–. ISBN 978-0-12-802634-2.
  9. Natta, G. (1933). „Struttura e polimorfismo degli acidi alogenidrici“. Gazzetta Chimica Italiana (италијански). 63: 425–439.
  10. Sándor, E.; Farrow, R. F. C. (1967). „Crystal Structure of Solid Hydrogen Chloride and Deuterium Chloride“. Nature. 213 (5072): 171–172. Bibcode:1967Natur.213..171S. doi:10.1038/213171a0. S2CID 4161132.
  11. Hydrochloric Acid – Compound Summary. Pubchem
  12. 12,0 12,1 Austin, Severin; Glowacki, Arndt (2000). Hydrochloric Acid. doi:10.1002/14356007.a13_283. ISBN 3527306730.
  13. Priestley J (1772). „Observations on different kinds of air [i.e., gases]“. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 62: 147–264 (234–244). doi:10.1098/rstl.1772.0021. S2CID 186210131.
  14. Davy H (1808). „Електрохемиски истражувања, за распаѓањето на земјите; со набљудување на металите добиени од алкалните земји и на амалгамот набавен од амонијак“. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 333–370. Bibcode:1808RSPT...98..333D. doi:10.1098/rstl.1808.0023. стр. 343: Кога калиумот се загревал во гас муријатна киселина [т.е. гасовит водород хлорид], толку сув колку што можел да се добие со заеднички хемиски средства, имало насилно хемиско дејство со палење; и кога калиумот беше во доволна количина, гасот муријатинска киселина целосно исчезна, и од една третина до една четвртина од неговиот волумен на водород еволуираше, и беше формиран муријат на поташа [т.е. калиум хлорид]. (Реакцијата беше: 2HCl + 2K → 2KCl + H2)
  15. Hydrogen Chloride Cannon. https://www.youtube.com/watch?v=BoC8LrNdnOc. 
  16. Francisco J. Arnsliz (1995). „A Convenient Way To Generate Hydrogen Chloride in the Freshman Lab“. J. Chem. Educ. 72 (12): 1139. Bibcode:1995JChEd..72.1139A. doi:10.1021/ed072p1139. Архивирано од изворникот на 24 September 2009. Посетено на 6 May 2009.
  17. Kraus, Paul (1942–1943). Jâbir ibn Hayyân: Contribution à l'histoire des idées scientifiques dans l'Islam. I. Le corpus des écrits jâbiriens. II. Jâbir et la science grecque. Cairo: Institut Français d'Archéologie Orientale. ISBN 9783487091150. OCLC 468740510. vol. II, pp. 41–42; Multhauf, Robert P. (1966). The Origins of Chemistry. London: Oldbourne. pp. 141-142.
  18. Stapleton, Henry E.; Azo, R.F.; Hidayat Husain, M. (1927). „Chemistry in Iraq and Persia in the Tenth Century A.D.“. Memoirs of the Asiatic Society of Bengal. VIII (6): 317–418. OCLC 706947607. p. 333. The relevant recipe reads as follows: "Take equal parts of sweet salt, Bitter salt, Ṭabarzad salt, Andarānī salt, Indian salt, salt of Al-Qilī, and salt of Urine. After adding an equal weight of good crystallised Sal-ammoniac, dissolve by moisture, and distil (the mixture). There will distil over a strong water, which will cleave stone (sakhr) instantly." (p. 333) For a glossary of the terms used in this recipe, see p. 322. German translation of the same passage in Ruska, Julius (1937). Al-Rāzī's Buch Geheimnis der Geheimnisse. Mit Einleitung und Erläuterungen in deutscher Übersetzung. Quellen und Studien zur Geschichte der Naturwissenschaften und der Medizin. VI. Berlin: Springer. p. 182, §5. An English translation of Ruska 1937's translation can be found in Taylor, Gail Marlow (2015). The Alchemy of Al-Razi: A Translation of the "Book of Secrets". CreateSpace Independent Publishing Platform. ISBN 9781507778791. pp. 139–140.
  19. Multhauf 1966, p. 142, note 79.
  20. Multhauf 1966, стр. 160-163.
  21. Karpenko, Vladimír; Norris, John A . (2002). индекс.php/chemicke-listy/article/view/2266 „Vitriol in the History of Chemistry“ Проверете ја вредноста |url= (help). Chemické list. 96. Занемарен непознатиот параметар |издание= (help); Занемарен непознатиот параметар |страници= (help) стр. 1002.
  22. Multhauf 1966, p. 208, note 29; cf. p. 142, note 79.
  23. Hartley, Harold (1960). „The Wilkins Lecture. Sir Humphry Davy, Bt., P.R.S. 1778–1829“. Proceedings of the Royal Society A. 255 (1281): 153–180. Bibcode:1960RSPSA.255..153H. doi:10.1098/rspa.1960.0060. S2CID 176370921.
  24. CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
  25. „Hydrogen Chloride“. CDC - NIOSH Workplace Safety and Health Topic. 5 March 2012. Посетено на 2016-07-15.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]