Отваря главното меню

Хлороводородът (HCl, водороден хлорид) е безцветен газ с дразнеща миризма, с температура на топене при −114,22 °С и температура на кипене при −85,05 °С. Реагира с много метали и образува хлориди. Водният му разтвор се нарича солна киселина.

Хлороводород
Hydrogen-chloride-2D-dimensions.svg
Имена
По IUPAC водороден хлорид
Идентификатори
Номер на CAS 7647-01-0
PubChem 313
ChemSpider 307
Номер на ЕК 231-595-7
Номер на ООН 1050
KEGG D02057
MeSH Hydrochloric+acid
ChEBI 17883
ChEMBL 1231821
Номер в RTECS MW4025000
SMILES
Cl
StdInChI
1S/HCl/h1H
StdInChI ключ VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-N
InChI 1/HCl/h1H
InChI ключ VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYAT
Справка в Beilstein 1098214
UNII QTT17582CB
Справка в Gmelin 322
Свойства
Формула HCl
Моларна маса 36,46 g/mol
Външен вид безцветен газ
Плътност 1,49 g/L
Точка на топене −114,22 °C
Точка на кипене −85,05 °C
Парово налягане 4352 kPa
Разтворимост вода 720 g/L
pKb 17,0
Показател на пречупване 1,0004456
Структура
Диполен момент 1,05 D
Опасности
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
1
LD50 238 mg/kg
Термохимия
Стандартна моларна ентропия 186,902 J/(K·mol)
Специфичен топлинен капацитет 0,7981 J/(K·g)
Данните са при стандартно състояние
на материалите (25°C, 100 kPa)
,
освен където е указано другояче.

Хлороводородът е отровен. Дразни лигавиците на очите и дихателните пътища и предизвиква задушаване. Хлороводородът е безцветен газ, с остра задушлива миризма, малко по-тежък от въздуха. Във влажен въздух „мъгли“.

Той се разтваря добре във вода. Няколко капки вода разтварят много по-голямо количество хлороводород. В колбата се създава вакуум и водата се засмуква, като образува фонтан.

При обикновени условия 1 обем вода разтваря около 500 обема хлороводород. Това е причината с влагата от въздуха да образува капчици от солна киселина като мъгла.

Ако към водата се прибавят капки син лакмус, „фонтанът“ се оцветява в червено. Водният разтвор на хлороводорода има киселинен характер.

Химични свойстваРедактиране

Хлороводородът е двуатомна молекула, съставена от водороден атом (H) и хлорен атом (Cl), свързани чрез полярна ковалентна връзка. Хлорният атом е много по-електроотрицателен от водородния атом, което прави връзката полярна. Молекулата има голям диполен момент с отрицателен заряд (δ−) при хлорния атом и положителен заряд (δ+) при водородния.[1]

Водният разтвор на хлороводорода се нарича солна киселина.

Следните процеси протичат в разтвора солна киселина, след разтварянето на хлороводород във вода.

HCl (г) + H2O (т) → H3O+ (р) + Cl- (р)

Процесът е силно екзотермичен и при него се образува силноконцентрирана солна киселина (20,24%).

Солната киселина е силна едноосновна киселина, взаимодейства с много метали, основни оксиди и основи, като се получават соли – хлориди.

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2

FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O

Хлоридите са широко разпространени и имат голямо приложение, повечето от тях са добре разтворими във вода и напълно се дисоциират на йони.

HCl → H+ + Cl-

Слаборазтворими са само сребърният, живачният и медният хлорид.

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + CL2 + 2 H2O

R-CH = CH2 + HCl → R-CHCl-CH3

R-C ≡ CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3.

Разтворимост на HCl (g/L) в някои разтворители[2]
Температура (°C) 0 20 30 50
Вода 823 720 673 596
Метанол 513 470 430
Етанол 454 410 381
Етер 356 249 195

Получаване, употреба и разпространениеРедактиране

В лабораторни условия се получава при провеждането на химична реакция между сярна киселина и натриев хлорид /готварска сол/.

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

PCl5 + H2O → POCl3 + 2 HCl

R-COCl + HO-H → R-COOH + HCl

H2O + O → SCl2 → SO2 + 2 HCl

H2 + Cl2 → 2 HCl

Синтезирането при което се получава хлороводорода се извършва в специални помещения, в които се извършва тиха реакция при която водородът изгаря чрез постоянен равен пламък и горелка.

Солната киселина се получава при пускането на газообразен хлороводород във вода.

Солната киселина се използва в производството на сярна киселина, а също така намира широко приложение и в индустрията. Употребява се и като почистващ препарат в бита – премахващ ефикасно упорити замърсявания като ръжда и котлен камък.

ИзточнициРедактиране