Хлороводород

Соединението хлороводород има хемиска формула и како таков е халогеноводород. На собна температура, тоа е безбоен гас, кој формира бели испарувања на хлороводородна киселина при контакт со атмосферска водена пареа . Гасот хлороводород и хлороводородна киселина се важни во технологијата и индустријата. Хлороводородна киселина, воден раствор на хлороводород, исто така најчесто се дава со формулата HCl.
1 Реакции
Хлороводородот е двоатомска 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. Делумно поради неговиот висок поларитет, HCl е многу растворлив во вода (и во други поларни растворувачи).
По контакт, и HCl се комбинираат за да формираат хидрониум катјони и хлорид анјони преку реверзибилна хемиска реакција:
:
Добиениот раствор се нарекува хлороводородна киселина и е силна киселина. киселинска дисоцијација или константа на јонизација, ''K''<sub>a</sub>, е голема, што значи дека HCl се дисоцира или јонизира практично целосно во вода. Дури и во отсуство на вода, хлороводородот сè уште може да дејствува како киселина. На пример, хлороводородот може да се раствори во одредени други растворувачи како што се метанол:
:
1.1 Структура и својства
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. 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).
+Растворливост на HCl (g/L) во обични растворувачи, Температура (°C), 0, 20, 30, 50
Вода, 823, 720, 673, 596
Метанол, 513, 470, 430
Етанол, 454, 410, 381
Етер, 356, 249, 195
инфрацрвениот спектар на гасовитиот хлороводород, прикажан лево, се состои од голем број остри линии на апсорпција групирани околу 2886 cm<sup>−1</sup> (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.
::<math>E_\mathrm{v}= h\nu_e\left(v + \tfrac{1}{2}\right)+ hx_e\nu_e\left(v+\tfrac{1}{2}\right)^2</math>
За да промовираме молекула на HCl од ''v'' = 0 во состојба ''v'' = 1, би очекувале да видиме апсорпција на инфрацрвена боја околу ''ν''<sub>o</sub> = ''ν''<sub>e</sub> + 2''x''<sub>е</sub>''ν''<sub>e</sub> = 2880 cm<sup>−1</sup>. 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 Δ''J'' може да земе само вредности од ±1.
::<math>E(J)_\mathrm{rot} = h \cdot B \cdot J(J+1)</math>
Вредноста на ротационата константа ''B'' е многу помала од вибрациската ''ν''<sub>o</sub>, 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, <sup>35</sup>Cl и <sup>37</sup>Cl, во сооднос од приближно 3:1. Додека константите на пружините се речиси идентични, различните намалена масаи на H<sup>35</sup>Cl и H<sup>37</sup>Cl 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.
2 Производство
Најголем дел од хлороводород произведен на индустриско ниво се користи за производство на хлороводородна киселина.
2.1 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 хлороводород. Џозеф Пристли од Лидс, Англија подготвил чист хлороводород во 1772 година, и до 1808 година Хамфри Дејви од Пензанс докажал дека хемискиот состав вклучува водород и хлор.
2.2 Директна синтеза
Хлороводородот се произведува со комбинирање на хлор и водород:
:
Бидејќи реакцијата е егзотермична, инсталацијата се нарекува HCl печка или HCl горилник. Добиениот гас хлороводород 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.
2.3 Органска синтеза
Индустриското производство на хлороводород 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 хлороводород. Флуорирањето е последователна реакција за замена на хлор, која повторно произведува хлороводород:
:: RCl + HF → RF + HCl
Добиениот хлороводород или повторно се употребува директно или се апсорбира во вода, што резултира со хлороводородна киселина од техничка или индустриска класа.
2.4 Лабораториски методи
Мали количини на хлороводород 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::
Оваа реакција се јавува на собна температура. Под услов да остане NaCl во генераторот и да се загрее над 200 °C, реакцијата продолжува понатаму:
:
За да функционираат таквите генератори, реагенсите треба да бидат суви.
Хлороводородот може да се подготви и со хидролиза на одредени реактивни хлоридни соединенија како што се фосфор хлориди, тионил хлорид и ацил хлорид с. На пример, студената вода може постепено да се капе на фосфор пентахлорид за да се добие HCl:
:
3 Апликации
Најголемиот дел од хлороводород се користи во производството на хлороводородна киселина. Исто така се користи во производството на винил хлорид и многу алкил хлорид. Трихлоросилан се произведува со користење на HCl:
:
4 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 хлороводород. Можно е дека во еден од неговите експерименти, Ал-Рази налетал на примитивен метод за производство на хлороводородна киселина. Сепак, се чини дека во повеќето од овие рани експерименти со хлоридни соли, гасовите производите биле отфрлени, а хлороводородот можеби бил произведен многу пати пред да се открие дека може да се употреби за хемиска употреба.
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).
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'').
По откривањето во доцниот шеснаесетти век на процесот со кој може да се подготви неизмешана хлороводородна киселина, било препознаено дека оваа нова киселина (тогаш позната како ''дух на солта'' или ''acidum salis'') ослободува парен хлороводород, 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 хлороводород (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 хлороводород во 1772 година, а во 1810 година Хамфри Дејви утврдил дека се состои од водород и хлор.
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 хлороводород 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 хлороводород продолжи како чекор во производството на хлороводородна киселина.
Историските употреби на хлороводородот 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 се хидрохлорира со додавање на HCl низ тројната врска на молекулата , 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 на двојната врска на етилен наместо тоа, а последователната елиминација наместо тоа произведува HCl, како и хлоропрен.
5 Безбедност
Хлороводородот 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. Хлороводородот 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 хлороводород на таванот од 5 ppm (7 mg/m<sup>3< /sup>), и составила опширни информации за загриженоста за безбедноста на работното место хлороводород.</sup>