Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (H Cl) — бесцветный, термически устойчивый ядовитый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −85,1 °C конденсируется в бесцветную, подвижную жидкость. При −114,22 °C ${\ce {HCl}}$ переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

Свойства

Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

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

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой ${\ce {HCl}}$ образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % ${\ce {HCl}}$ .

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, она энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

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

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

Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциируют на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца(II) ( ${\ce {PbCl2}}$ ), хлорид серебра ( ${\ce {AgCl}}$ ), хлорид ртути(I) ( ${\ce {Hg2Cl2}}$ , каломель) и хлорид меди(I) ( ${\ce {CuCl}}$ ).

При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:

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

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) ${\ce {CuCl2}}$ ):

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

Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:

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

Смесь 3 объёмных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:

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

Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:

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

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту ${\ce {HSO3Cl}}$ :

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

Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):

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

{\ce {R-C#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3}}

Получение

В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:

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

${\ce {HCl}}$ также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид ( ${\ce {SOCl2}}$ ), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

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

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

В промышленности хлороводород ранее получали в основном сульфатным методом (методом Леблана), основанном на взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В настоящее время для получения хлороводорода обычно используют прямой синтез из простых веществ:

{\ce {H2}}

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

+ 184,7 кДж.

В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелки. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Водород подается в избытке (5—10 %), что позволяет полностью использовать более ценный хлор и получить незагрязненную хлором соляную кислоту.

Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.

Применение

Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе. Широкое распространение раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, железобетонные изделия и т. д.

Токсическое действие

Хлороводород ядовит. Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушению, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях — к отёку легких, нарушению работы кровеносной системы и даже смерти. Контактируя с кожей, может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.

Смертельная концентрация (ЛК50):
3 г/м³ (человек, 5 минут)
1,3 г/м³ (человек, 30 минут)
3,1 г/м³ (крыса, 1 час)
1,1 г/м³ (мышь, 1 час)

Смертельная доза (ЛД50) — 238 мг/кг

Использовался как отравляющее средство во время войн.

Литература

Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985.

Ссылки

Хлороводород: химические и физические свойства

Хлорсодержащие неорганические кислоты
Хлороводородная кислота (HCl) Хлорноватистая кислота (HClO) Хлористая кислота (HClO₂) Хлорноватая кислота (HClO₃) Хлорная кислота (HClO₄)