stringtranslate.com

Хлористый водород

Соединение хлористый водород имеет химическую формулу HCl и, как таковое, является галогенидом водорода . При комнатной температуре это бесцветный газ , который образует белые пары соляной кислоты при контакте с атмосферным водяным паром . Газообразный хлористый водород и соляная кислота важны в технологии и промышленности. Соляная кислота, водный раствор хлористого водорода, также обычно имеет формулу HCl.

Реакции

Пары соляной кислоты окрашивают индикаторную бумагу в красный цвет, что свидетельствует о кислотности паров

Хлористый водород — двухатомная молекула , состоящая из атома водорода H и атома хлора Cl, соединенных полярной ковалентной связью . Атом хлора гораздо более электроотрицателен , чем атом водорода, что делает эту связь полярной. Следовательно, молекула имеет большой дипольный момент с отрицательным частичным зарядом (δ−) на атоме хлора и положительным частичным зарядом (δ+) на атоме водорода. [9] Отчасти из-за своей высокой полярности HCl очень хорошо растворяется в воде (и в других полярных растворителях ).

При контакте H 2 O и HCl образуют катионы гидроксония [H 3 O] + и анионы хлора Cl − посредством обратимой химической реакции :

HCl + H2O → [ H3O ] + + Cl−

Полученный раствор называется соляной кислотой и является сильной кислотой . Константа диссоциации или ионизации кислоты, K a , велика, что означает, что HCl диссоциирует или ионизируется практически полностью в воде. Даже при отсутствии воды хлористый водород все еще может действовать как кислота. Например, хлористый водород может растворяться в некоторых других растворителях, таких как метанол :

HCl + CH3OH → [ CH3OH2 ] + + Cl−

Хлористый водород может протонировать молекулы или ионы, а также может служить кислотным катализатором для химических реакций, где желательны безводные (безводные) условия.

Из-за своей кислотной природы хлористый водород является едким веществом , особенно в присутствии влаги.

Структура и свойства

Структура твердого DCl, определенная методом нейтронной дифракции порошка DCl при 77 К. DCl использовался вместо HCl, поскольку ядро ​​дейтерия легче обнаружить, чем ядро ​​водорода. Расширенная линейная структура обозначена пунктирными линиями.

Замороженный HCl претерпевает фазовый переход при 98,4 К (−174,8 °C; −282,5 °F). Рентгеновская порошковая дифракция замороженного материала показывает, что материал изменяется от орторомбической структуры к кубической во время этого перехода. В обеих структурах атомы хлора находятся в гранецентрированной решетке . Однако атомы водорода не удалось локализовать. [10] Анализ спектроскопических и диэлектрических данных, а также определение структуры DCl (хлорида дейтерия) показывает, что HCl образует зигзагообразные цепи в твердом теле, как и HF (см. рисунок справа). [11]

Инфракрасный (ИК) спектр поглощения
Один дублет в ИК-спектре, обусловленный изотопным составом хлора

Инфракрасный спектр газообразного хлористого водорода, показанный слева, состоит из ряда резких линий поглощения, сгруппированных около 2886 см −1 (длина волны ~3,47 мкм). При комнатной температуре почти все молекулы находятся в основном колебательном состоянии v  = 0. Включая ангармонизм, колебательную энергию можно записать как:

Чтобы перевести молекулу HCl из состояния v  = 0 в состояние v  = 1, мы ожидали бы увидеть инфракрасное поглощение около ν o  =  ν e  + 2 x e ν e = 2880 см −1 . Однако это поглощение, соответствующее Q-ветви, не наблюдается из-за того, что оно запрещено симметрией. Вместо этого видны два набора сигналов (P- и R-ветви) из-за одновременного изменения вращательного состояния молекул. Из-за квантово-механических правил отбора разрешены только определенные вращательные переходы. Состояния характеризуются вращательным квантовым числом J  = 0, 1, 2, 3, ... правила отбора утверждают, что Δ J может принимать только значения ±1.

Значение вращательной постоянной B намного меньше, чем колебательная ν o , так что для вращения молекулы требуется гораздо меньшее количество энергии; для типичной молекулы это лежит в пределах микроволновой области. Однако колебательная энергия молекулы HCl помещает ее поглощения в инфракрасную область, что позволяет легко собрать спектр, показывающий вращательно-колебательные переходы этой молекулы, с помощью инфракрасного спектрометра с газовой ячейкой. Последний может быть даже изготовлен из кварца, поскольку поглощение HCl лежит в окне прозрачности для этого материала.

Природно распространенный хлор состоит из двух изотопов, 35 Cl и 37 Cl, в соотношении приблизительно 3:1. Хотя константы упругости почти идентичны, различные приведенные массы H 35 Cl и H 37 Cl вызывают измеримые различия во вращательной энергии, поэтому при тщательном рассмотрении каждой линии поглощения наблюдаются дублеты, взвешенные в том же соотношении 3:1.

Производство

Большая часть хлористого водорода, производимого в промышленных масштабах, используется для производства соляной кислоты . [13]

Исторические маршруты

В XVII веке Иоганн Рудольф Глаубер из Карлштадта-на-Майне, Германия, использовал соль хлорида натрия и серную кислоту для получения сульфата натрия в процессе Мангейма , выделяя хлористый водород. Джозеф Пристли из Лидса, Англия, получил чистый хлористый водород в 1772 году, [14] а к 1808 году Хамфри Дэви из Пензанса, Англия, доказал, что химический состав включает водород и хлор . [15]

Прямой синтез

Пламя внутри печи HCl

Хлористый водород получают путем соединения хлора и водорода :

Cl2 + H2 → 2 HCl

Поскольку реакция экзотермическая , установку называют HCl- печью или HCl-горелкой. Образующийся хлористый водород поглощается деионизированной водой , в результате чего получается химически чистая соляная кислота. Эта реакция может дать очень чистый продукт, например, для использования в пищевой промышленности.

Реакцию также может вызвать синий свет. [16]

Органический синтез

Промышленное производство хлористого водорода часто интегрируется с образованием хлорированных и фторированных органических соединений, например, тефлона , фреона и других ХФУ , а также хлоруксусной кислоты и ПВХ . Часто это производство соляной кислоты интегрируется с ее использованием на месте. В химических реакциях атомы водорода в углеводороде заменяются атомами хлора, после чего освобожденный атом водорода рекомбинирует со свободным атомом из молекулы хлора, образуя хлористый водород. Фторирование является последующей реакцией замещения хлора, в результате которой снова получается хлористый водород:

RH + Cl2 → RCl + HCl
RCl + HF → RF + HCl

Образующийся хлористый водород либо используется повторно, либо поглощается водой, в результате чего получается соляная кислота технического или промышленного качества.

Лабораторные методы

Небольшие количества хлористого водорода для лабораторного использования могут быть получены в генераторе HCl путем дегидратации соляной кислоты либо серной кислотой , либо безводным хлоридом кальция . Альтернативно, HCl может быть получен путем реакции серной кислоты с хлоридом натрия: [17]

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl ↑​

Эта реакция происходит при комнатной температуре. При условии, что в генераторе остался NaCl и он нагрет выше 200 °C, реакция протекает дальше:

NaCl + NaHSO 4 → Na 2 SO 4 + HCl↑

Для работы таких генераторов реагенты должны быть сухими.

Хлористый водород также может быть получен путем гидролиза некоторых реактивных хлоридных соединений, таких как хлориды фосфора , тионилхлорид ( SOCl 2 ) и ацилхлориды . Например, холодную воду можно постепенно капать на пентахлорид фосфора ( PCl 5 ) для получения HCl:

PCl 5 + H 2 O → POCl 3 + 2 HCl↑

Приложения

Большая часть хлористого водорода потребляется при производстве соляной кислоты. Он также используется при производстве винилхлорида и многих алкилхлоридов . [13] Трихлорсилан , предшественник сверхчистого кремния, производится путем реакции хлористого водорода и кремния при температуре около 300 °C. [18]

Si + 3 HCl → HSiCl 3 + H 2

История

Около 900 года авторы арабских сочинений, приписываемых Джабиру ибн Хайяну (лат. Geber), и персидский врач и алхимик Абу Бакр ар-Рази (ок. 865–925, лат. Rhazes) экспериментировали с нашатырным спиртом ( хлоридом аммония ), который при перегонке с купоросом (гидратированными сульфатами различных металлов) давал хлористый водород. [19] Возможно, что в одном из своих экспериментов ар-Рази наткнулся на примитивный метод получения соляной кислоты . [20] Однако, по-видимому, в большинстве этих ранних экспериментов с хлоридными солями газообразные продукты отбрасывались, и хлористый водород мог быть получен много раз, прежде чем было обнаружено, что его можно использовать в химии. [21]

Одним из первых таких применений был синтез хлорида ртути (II) (едкого сулемы), производство которого путем нагревания ртути либо с квасцами и хлоридом аммония, либо с купоросом и хлоридом натрия было впервые описано в De aluminibus et salibus («О квасцах и солях»), арабском тексте XI или XII века, ошибочно приписываемом Абу Бакру ар-Рази и переведенном на латынь Герардом Кремонским (1144–1187). [22]

Другим важным достижением стало открытие псевдо-Гебера (в De inventione veritatis , «Об открытии истины», около 1300 г.), что путем добавления хлорида аммония к азотной кислоте можно получить сильный растворитель, способный растворять золото (т. е. царскую водку ). [23]

После открытия в конце шестнадцатого века процесса, с помощью которого можно получить несмешанную соляную кислоту , [24] было признано, что эта новая кислота (тогда известная как соляной спирт или acidum salis ) выделяет парообразный хлористый водород, который был назван морским кислотным воздухом . В 17 веке Иоганн Рудольф Глаубер использовал соль ( хлорид натрия ) и серную кислоту для получения сульфата натрия , выделяя газообразный хлористый водород (см. производство выше). В 1772 году Карл Вильгельм Шееле также сообщил об этой реакции, и иногда его приписывают как ее открытие. Джозеф Пристли получил хлористый водород в 1772 году, а в 1810 году Гемфри Дэви установил, что он состоит из водорода и хлора . [25]

Во время промышленной революции возрос спрос на щелочные вещества, такие как кальцинированная сода , и Николя Леблан разработал новый промышленный процесс производства кальцинированной соды. В процессе Леблана соль превращалась в кальцинированную соду с использованием серной кислоты, известняка и угля, давая хлористый водород в качестве побочного продукта. Первоначально этот газ выпускался в воздух, но Закон о щелочах 1863 года запретил такой выброс, поэтому производители кальцинированной соды поглощали отходящий газ HCl в воде, производя соляную кислоту в промышленных масштабах. Позже был разработан процесс Харгривза, который похож на процесс Леблана, за исключением того, что вместо серной кислоты используются диоксид серы , вода и воздух в реакции, которая в целом является экзотермической. В начале 20 века процесс Леблана был фактически заменен процессом Сольве , который не производил HCl. Однако производство хлористого водорода продолжалось как этап в производстве соляной кислоты.

Историческое использование хлористого водорода в 20 веке включает гидрохлорирование алкинов при производстве хлорированных мономеров хлоропрена и винилхлорида , которые впоследствии полимеризуются для получения полихлоропрена ( неопрена ) и поливинилхлорида ( ПВХ ) соответственно . При производстве винилхлорида ацетилен ( C2H2 ) гидрохлорируется путем добавления HCl через тройную связь молекулы C2H2 , превращая тройную связь в двойную , давая винилхлорид.

«Ацетиленовый процесс», использовавшийся до 1960-х годов для получения хлоропрена , начинается с соединения двух молекул ацетилена , а затем к соединенному промежуточному продукту через тройную связь добавляется HCl , чтобы преобразовать его в хлоропрен, как показано здесь:

Этот «ацетиленовый процесс» был заменен процессом, в котором вместо этого к двойной связи этилена присоединяется Cl2 , а последующее удаление приводит к образованию HCl, а также хлоропрена.

Безопасность

Хлористый водород образует едкую соляную кислоту при контакте с водой, содержащейся в тканях организма. Вдыхание паров может вызвать кашель , удушье , воспаление носа, горла и верхних дыхательных путей , а в тяжелых случаях — отек легких , отказ системы кровообращения и смерть. [26] Контакт с кожей может вызвать покраснение, боль и серьезные химические ожоги . Хлористый водород может вызвать серьезные ожоги глаз и необратимое повреждение глаз.

Управление по охране труда США и Национальный институт охраны труда установили предельные значения воздействия хлористого водорода на рабочем месте на уровне 5 ppm (7 мг/м3 ) [ 27] и собрали обширную информацию о проблемах безопасности на рабочем месте, связанных с хлористым водородом. [28]

Смотрите также

Ссылки

  1. ^ "хлористый водород (CHEBI:17883)". Химические сущности биологического интереса (ChEBI) . Великобритания: Европейский институт биоинформатики.
  2. ^ Фавр, Анри А.; Пауэлл, Уоррен Х., ред. (2014). Номенклатура органической химии: Рекомендации ИЮПАК и предпочтительные названия 2013. Кембридж: Королевское химическое общество . стр. 131. ISBN 9781849733069.
  3. ^ Хейнс, Уильям М. (2010). Справочник по химии и физике (91-е изд.). Бока-Ратон, Флорида, США: CRC Press . стр. 4–67. ISBN 978-1-43982077-3.
  4. ^ Хлористый водород. Энциклопедия газов. Воздух Жидкий
  5. ^ Типпинг, Э. (2002) [1] . Издательство Кембриджского университета, 2004.
  6. ^ Trummal, A.; Lipping, L.; Kaljurand, I.; Koppel, IA; Leito, I. "Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде" J. Phys. Chem. A. 2016 , 120 , 3663-3669. doi :10.1021/acs.jpca.6b02253
  7. ^ abc NIOSH Карманный справочник по химическим опасностям. "#0332". Национальный институт охраны труда и здоровья (NIOSH).
  8. ^ ab "Хлористый водород". Концентрации, представляющие непосредственную опасность для жизни или здоровья (IDLH) . Национальный институт охраны труда (NIOSH).
  9. ^ Уэллетт, Роберт Дж.; Рон, Дж. Дэвид (2015). Принципы органической химии. Elsevier Science. стр. 6–. ISBN 978-0-12-802634-2.
  10. ^ Натта, Г. (1933). «Структура и полиморфизм алогенидрици кислот». Gazzetta Chimica Italiana (на итальянском языке). 63 : 425–439.
  11. ^ Шандор, Э.; Фэрроу, RFC (1967). «Кристаллическая структура твердого хлористого водорода и хлорида дейтерия». Nature . 213 (5072): 171–172. Bibcode :1967Natur.213..171S. doi :10.1038/213171a0. S2CID  4161132.
  12. ^ Соляная кислота – Сводка соединений. Pubchem
  13. ^ ab Остин, Северин; Гловацкий, Арндт (2000). Соляная кислота . doi :10.1002/14356007.a13_283. ISBN 3527306730.
  14. ^ Пристли Дж (1772). «Наблюдения над различными видами воздуха [т. е. газами]». Философские труды Лондонского королевского общества . 62 : 147–264 (234–244). doi :10.1098/rstl.1772.0021. S2CID  186210131.
  15. ^ Дэви Х. (1808). «Электрохимические исследования, о разложении земель; с наблюдениями за металлами, полученными из щелочных земель, и амальгамой, полученной из аммиака». Philosophical Transactions of the Royal Society of London . 98 : 333–370. Bibcode : 1808RSPT...98..333D. doi : 10.1098/rstl.1808.0023. S2CID  96364168. стр. 343: Когда калий нагревали в газе соляной кислоты [т. е. газообразном хлористом водороде], настолько сухом, насколько это было возможно обычными химическими способами, происходило бурное химическое действие с воспламенением; и когда калия было достаточно, газ соляной кислоты полностью исчез, и от одной трети до одной четверти его объема выделился водород, и образовался хлористый калий [т.е. хлорид калия]. (Реакция была: 2HCl + 2K → 2KCl + H 2 )
  16. ^ Крамер, Крис . Пушка хлористого водорода.
  17. ^ Франциско Дж. Арнслиз (1995). «Удобный способ получения хлористого водорода в лаборатории первокурсника». J. Chem. Educ. 72 (12): 1139. Bibcode :1995JChEd..72.1139A. doi :10.1021/ed072p1139. Архивировано из оригинала 24 сентября 2009 года . Получено 6 мая 2009 года .
  18. ^ Simmer, Walter (2000). "Соединения кремния, неорганические". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . doi :10.1002/14356007.a24_001. ISBN 978-3-527-30385-4.
  19. ^ Краус, Пол (1942–1943). Джабир ибн Хайян: Вклад в историю научных идей в исламе. I. Корпус jâbiriens. II. Джабир и греческая наука . Каир: Французский институт восточной археологии . ISBN 9783487091150. OCLC  468740510.т. II, стр. 41–42; Мультхауф, Роберт П. (1966). Происхождение химии . Лондон: Oldbourne.стр. 141-142.
  20. ^ Стэплтон, Генри Э .; Азо, РФ; Хидаят Хусейн, М. (1927). «Химия в Ираке и Персии в десятом веке нашей эры» Мемуары Азиатского общества Бенгалии . VIII (6): 317–418. ОСЛК  706947607.стр. 333. Соответствующий рецепт гласит следующее: «Возьмите равные части сладкой соли, горькой соли, соли Табарзад , соли Андарани , индийской соли, соли Аль-Кили и соли Мочи. После добавления равного веса хорошо кристаллизованного нашатырного спирта, растворите влагой и перегоните (смесь). Будет перегоняться над крепкой водой, которая мгновенно раскалывает камень ( сахр )». (стр. 333) Для глоссария терминов, используемых в этом рецепте, см. стр. 322. Немецкий перевод того же отрывка в 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. Том. VI. Берлин: Шпрингер.стр. 182, §5. Английский перевод перевода Ruska 1937 можно найти в Taylor, Gail Marlow (2015). The Alchemy of Al-Razi: A Translation of the "Book of Secrets" . CreateSpace Independent Publishing Platform. ISBN 9781507778791.стр. 139–140.
  21. ↑ Мультхауф 1966, стр. 142, примечание 79.
  22. ↑ Мультхауф 1966, стр. 160–163.
  23. ^ Карпенко, Владимир; Норрис, Джон А. (2002). «Купорос в истории химии». Химический список . 96 (12): 997–1005.стр. 1002.
  24. ↑ Multhauf 1966, стр. 208, примечание 29; ср. стр. 142, примечание 79.
  25. ^ Хартли, Гарольд (1960). «Лекция Уилкинса. Сэр Гемфри Дэви, бакалавр наук, член Королевского общества 1778–1829». Труды Королевского общества A. 255 ( 1281): 153–180. Bibcode : 1960RSPSA.255..153H. doi : 10.1098/rspa.1960.0060. S2CID  176370921.
  26. ^ Загрязняющие вещества, Национальный исследовательский совет (США), Комитет по аварийным и постоянным уровням воздействия для отдельных подводных лодок (2009), «Хлористый водород», Аварийные и постоянные уровни воздействия для отдельных подводных лодок: Том 3 , National Academies Press (США) , получено 23 апреля 2024 г.
  27. ^ CDC – Карманный справочник NIOSH по химическим опасностям
  28. ^ "Хлористый водород". CDC - NIOSH Workplace Safety and Health Topic . 5 марта 2012 г. Получено 15 июля 2016 г.

Внешние ссылки

На Викискладе есть медиафайлы по теме Хлористый водород .