Хлороводород металл или неметалл

Обновлено: 04.10.2024

Хлор – элемент 3‑го периода и VII А‑группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [10Ne]3s 2 3p 5 , характерные степени окисления 0, ‑I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl ‑I . Шкала степеней окисления хлора:

В природе – двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор Cl2. Простое вещество. Желто‑зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl2 неполярна, содержит σ‑связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О 0 , поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Реакции с соединениями других галогенов:

Качественная реакция – взаимодействие недостатка Cl2 с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

и в лаборатории:

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НCl и NaCl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НCl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ‑связь Н – Cl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35–38 %) – соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Cl ‑I ), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I ). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Cl ‑ – образование белых осадков AgCl и Hg2Cl2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.

Уравнения важнейших реакций:

НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2O

2HCl (разб.) + М = МCl2 + H2↑ (М = Fe, Zn)

Получение НCl в промышленности – сжигание Н2 в Cl2 (см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:

Хлороводород

Хло́роводоро́д [1] , хло́ристый водоро́д [2] (HCl) — бесцветный, термически устойчивый 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 HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

Содержание

Свойства

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

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % 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:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑ FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O

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

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

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):

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

Смесь 3 объемных 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:

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

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

Получение

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

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:

В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелке. 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.

Безопасность

Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушью, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях, отёк легких, нарушение работы кровеносной системы, и даже смерть. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.

Примечания

  1. ↑Хлороводород на сайте ХиМиК.ру
  2. ↑Иногда хлористым водородом называют соляную кислоту
  3. ↑ А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Ф. М. Спиридонов. Неорганическая химия (в 3 т.). Т.2. — М.: Издательский центр «Академия», 2004.

Литература

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

Ссылки

H + Li + K + Na + NH4 + Ba 2+ Ca 2+ Mg 2+ Sr 2+ Al 3+ Cr 3+ Fe 2+ Fe 3+ Ni 2+ Co 2+ Mn 2+ Zn 2+ Ag + Hg 2+ Hg2 2+ Pb 2+ Sn 2+ Cu + Cu 2+
OH − P P P — P М Н М Н Н Н — Н Н Н Н Н — — Н Н Н Н
F − P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Н Р
Cl − P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М — Н Р
Br − P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I − P P P P Р Р Р Р Р Р ? Р — Р Р Р Р Н Н Н Н М Н —
S 2− P P P P — Р М Н Р — — Н — Н Н Н Н Н Н — Н Н Н Н
SO3 2− P P P P Р М М М Н ? ? М ? Н Н Н М Н Н Н Н ? Н ?
SO4 2− P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М — Н Н Р Р Р
NO3 − P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р — Р — Р Р
NO2 − P P P P Р Р Р Р Р ? ? ? ? Р М ? ? М ? ? ? ? ? ?
PO4 3− P Н P P — Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н ? Н Н Н Н
CO3 2− М Р P P Р Н Н Н Н — — Н — Н Н — — Н — Н — — ? —
CH3COO − P Р P P Р Р Р Р Р — Р Р — Р Р Р Р Р Р М Р — Р Р
CN − P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н — Н Н Н Н Н Р Н Р — — Н
SiO3 2− H Н P P ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ? ? Н ? ? ?
  • Неорганические кислоты
  • Соединения хлора
  • Галогеноводороды
  • Хлориды

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое "Хлороводород" в других словарях:

хлороводород — хлороводород … Орфографический словарь-справочник

ХЛОРОВОДОРОД — (НСl) бесцветный дымящий на воздухе газ с резким запахом, токсичен; плотность 1,64 кг/м3, tпл = 84,8 °С. Очень хорошо растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. В промышленности его получают прямым синтезом из (см.) и… … Большая политехническая энциклопедия

хлороводород — хем. соединение на хлорот со водородот, безбоен гас, се растворува во вода како солна киселина хлороводородна киселина хем. соединение на хлорот и водородот, на, хлороводород има широка примена во хемиската индустрија … Macedonian dictionary

хлороводород — vandenilio chloridas statusas T sritis chemija formulė HCl atitikmenys: angl. hydrochloric acid; hydrogen chloride rus. водорода хлорид; хлороводород … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Хлороводород — хлористый водород (см. Хлор) … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

хлороводород — (хлористый водород), HCl, бесцветный, дымящий на воздухе газ; tпл 114,2°C, tкип 85,1°C. Хорошо растворяется в воде с образованием соляной кислоты. В промышленности получают как побочный продукт при хлорировании органических соединений, синтезом … Энциклопедический словарь

ХЛОРОВОДОРОД — (хлористый водород), НС1, бесцв., дымящий на воздухе газ; tnл 114,2 °С, tкип 85,1 оС. Хорошо растворяется в воде с образованием соляной кислоты. В пром сти получают как побочный продукт при хлорировании органич. соед., синтезом из элементов,… … Естествознание. Энциклопедический словарь

хлороводород — хлороводоро/д, а … Слитно. Раздельно. Через дефис.

хлороводород — хлористый водород … Cловарь химических синонимов I

хлористый водород — хлороводород … Cловарь химических синонимов I

Водород: химия водорода

Водород расположен в главной подгруппе I группы (или в 1 группе в современной форме ПСХЭ) и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода:

+1H 1s 1 1s

Физические свойства

Водород – лёгкий газ без цвета, вкуса и запаха, очень плохо растворим в воде. В смеси с воздухом или кислородом крайне взрывоопасен и горюч.

Нахождение в природе

Водород — это самый распространённый элемент во Вселенной. Доля атомов водорода составляет примерно 88,6 % всех атомов (при этом доля атомов гелия — примерно 11,3 %, а доля остальных элементов вместе взятых порядка 0,1%). Водород входит в состав звезд и межзвездного газа.

В земной коре водород составляет только 1% по массе. При этом почти весь водород встречается на Земле в виде соединений. Это связано с высокой реакционной способностью водорода.

Способы получения

Для промышленного получения водорода используют следующие методы:

  • конверсия угля с водяным паром. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe2O3:

  • Термическое разложение метана при 1200 °С:
    водного раствора поваренной соли или гидроксида натрия (или солей/гидроксидов других щелочных металлов):

Например , электролиз водного раствора NaOH:

Электролиз водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH

  • Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

Для лабораторного получения водорода используют следующие методы:

  • Взаимодействие металлов с минеральными кислотами.

Например , разбавленная соляная кислота реагирует с цинком:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + Н2

  • Взаимодействие активных металлов с водой.

Например , кальций реагирует с водой:

  • Взаимодействие щелочей с цинком, бериллием или алюминием.

Например , алюминий растворяется в водном растворе гидроксида калия:

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3Н2

Например , гидролиз гидрида натрия:

NaH + H2O → NaOH + H2

Химические свойства

1. Водород реагирует с активными металлами .

Например , при взаимодействии водорода с натрием образуется гидрид натрия:

2Na + H2 → 2NaH

2. Водород реагирует с неметаллами.

2.1. С серой водород реагирует с образованием сероводорода :

2.2. С галогенами водород реагирует с образованием галогеноводородов:

Например , водород с хлором реагирует с образованием хлороводорода:

С фтором реакция протекает со взрывом:

2.3. C углеродом реакция протекает только в жестких условиях:

2.4. Водород взаимодействует с кислородом , реакция сопровождается взрывом :

2.5. Реакция водорода с азотом протекает при нагревании и под давлением, в присутствии катализатора :

2.6. Реакция водорода с фосфором протекает плохо и только в специальных условиях.

2.7. Реакция водорода с кремнием не протекает.

3. Водород проявляет сильные восстановительные свойства и взаимодействует с оксидами неактивных металлов и неметаллов .

Например , при взаимодействии оксида меди (II) с водородом образуется медь и вода:

CuO + H2 = Cu + H2O

Водород также реагирует с оксидом азота (II):

В жестких условиях водород может восстанавливать кремний из оксида :

4. Водород вступает в реакции присоединения с органическими веществами: алкенами, алкинами, алкадиенами, некоторыми циклоалканами, аренами.

Например , водород реагирует с этиленом с образованием этана:

Также водород вступает в реакции присоединения с карбонильными соединениями (альдегидами и кетонами), реагирует со сложными эфирами, нитрилами, нитросоединениями, и некоторыми другими классами органических соединений. Более подробно эти реакции рассмотрены в блоке «Органическая химия».

Водород: химия водорода и его соединений

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO3 и др.)

основания NaOH, Cu(OH)2

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H2 → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H2 → Zn + H2O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H2 → Cu + H2O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

  • как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
  • кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
  • как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
  • водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
  • получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H2

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O2 = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl2 = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:


Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O

2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S + Br2 → 2HBr + S↓

H2S + Cl2 → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений


Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

  • с магнием реагирует при кипячении:
  • алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
  • металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
  • металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н2O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

хлороводород

Кристаллические модификации, цвет растворов и паров:

В жидком виде - бесцветная легко подвижная жидкость. Кристаллизуется в кубической решетке, ниже -174,15 С существует ромбическая модификация.

Брутто-формула (система Хилла): HCl

Молекулярная масса (в а.е.м.): 36,46

Температура плавления (в °C): -114,2

Температура кипения (в °C): -85,08

Температура разложения (в °C): 1500

Температурные константы смесей:


108,584 °C (температура кипения азеотропа, давление 1 атм) вода 79,778% хлороводород 20,222%
-74,7 °C (температура плавления эвтектической смеси) вода 77% хлороводород 23%

Растворимость (в г/100 г или характеристика):

Вкус, запах, гигроскопичность:

Плотность:

0,0016391 (0°C, г/см 3 )
1,187 (-85,1°C, г/см 3 )
1,045 (-155°C, г/см 3 )
1,469 (-166°C, г/см 3 )
1,48 (-154,79°C, г/см 3 )

Показатель преломления (для D-линии натрия):

Плотность растворов (г/см 3 ):

Показатель диссоциации:

Диэлектрическая проницаемость:

Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль):

Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль):

Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K):

Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K):

Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль):

Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль):

Симптомы острого отравления:

Животные. При высоких концентрациях - некроз слизистых, главным образом носа и подлежащих тканей, помутнение роговицы. Дыхание иногда замедлено. Общее состояние тяжелое. Поздними следствиями могут быть воспалительные заболевания легких. При смертельном исходе иа вскрытии - отек и гиперемия легких, иногда кровоизлияния в желудке. Вдыхание 6,40 мг/л в течение 30 мин вызывает у кроликов и морских свинок быструю смерть (спазм и отек гортани, отек легкого). Вдыхание 5,0 мг/л в течение 1,5 ч приводит кроликов и морских свинок к смерти через 2-6 дней. При невысоких концентрациях - раздражение слизистой носа, слюнотечение; 0,45 мг/л при воздействии в течение 6 ч вызывают катар дыхательных путей, легкое поражение роговицы. У кошек и кроликов вдыхание 0,15-0,21 мг/л по 6 ч в день в течение 50 дней вызывает лишь беспокойство, раздражение, небольшое уменьшение содержания гемоглобина в крови. 12 экспозиций по 6 ч при 0,05 мг/л не вызывают видимого заболевания у обезьян и других животных (Machle et al.). Интратрахеальное введение 2 или 3 мл/кг 0,1 н. HCl вызывает нарушение дыхания и сердцебиения, гибель собак (Greenfield et al.).

Человек. При высоких концентрациях - раздражение слизистых, в особенности носа; конъюнктивит; помутнение роговицы. Охриплость, чувство удушья, покалывание в груди, насморк, кашель, иногда кровь в мокроте. Концентрации 0,05-0,075 мг/л переносятся с трудом, хотя "привычные" люди выносят в течение нескольких минут даже концентрации 1-2 мг/л. Хроническое отравление вызывает катары дыхательных путей; разрушение зубов; изъязвления слизистой носа и даже прободение носовой перегородки; желудочно-кишечные расстройства; возможны воспалительные заболевания кожи. Описай случай тяжелого отравления: сильное исхудание, слабость; горячая, сухая, землистая кожа; кашель, учащенное дыхание, мелкопузырчатые хрипы; мокрота отхаркивается о большим трудом; сердечная деятельность нормальная, но по нескольку раз в день сильные сердцебиения. Пульс - 70-80. Острые боли в области желудка, рвота желтоватой слизью. По весьма совпадающим данным разных авторов, предельная безвредная при постоянной работе концентрация - 0,015 мг/л. Наблюдается якобы привыкание к хлороводороду, причина которого пока неясна.

Действие на кожу. Туман соляной кислоты, образующийся при нагревании растворов для травления, вызывает резкую болезненность кожи лица. Ожоги в большинстве случаев не столь тяжелы, как при действии серной и азотной кислот. Обычно возникает чисто серозное воспаление с пузырями. Изъязвления развиваются лишь при более длительном воздействии (если, например, после попадания на кожу кислота сразу не отмыта). Тем не менее у травильщиков на руках иногда наблюдаются значительные изъязвления.

Лечение отравлений:

Немедленно вынести пострадавшего на свежий воздух, освободить от стесняющей дыхание одежды. Ингаляция кислорода. Промывание глаз, носа, полоскание 2% раствором соды. При затруднении дыхания через нос - 2-3% раствор эфедрина 3-4 раза в день по 4-5 капель, подкожно атропин (1 мл 0,1% раствора). Тепло на область шеи. При кашле - кодеин, дионин, тепловлажные ингаляции 2-3% раствора соды (2-3 раза в день по 10 мин). В дальнейшем - отхаркивающие средства, горчичники на область трахеи, теплое молоко с боржомом или содой, маслом или медом. В более тяжелых случаях для профилактики и лечения пневмонии - ингаляции аэрозолей антибиотиков, курс лечения антибиотиками и сульфаниламидами.

При поражении глаз после промывания впустить в глаза по 1 капле 2% раствора новокаина или 0,5% раствора дикаина с адреналином (1:1000) с последующей инсталляцией стерильного вазелинового или персикового масла в конъюнктивальный мешок. Очки-консервы. В дальнейшем - 30% раствор альбуцида, гидрокортизоновая мазь. При попадании кислоты в глаза промывать их водой, а не нейтрализующими (щелочными) растворами.

При попадании крепкой кислоты на кожу - немедленное обмывание ее водой, лучше под давлением (например, из гидранта в течение 5-10 мин. В здравпункте наложить на обожженную поверхность кашицу из соды.

Критическая температура (в °C):

Критическое давление (в МПа):

Критическая плотность (в г/см 3 ):

Применение:

Водный раствор 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.

Дополнительная информация:

Химия безводного хлороводорода и его водного раствора различны.

Безводный хлороводород сильно дымит во влажном воздухе. Безводный хлороводород химически пассивен: не реагирует с серой, фосфором, углем, многими металлами. С нитридами, карбидами, боридами и сульфидами реагирует выше 650 С, с гидридами кремния, германия и бора - в присутствии хлорида алюминия, с оксидами переходных металлов - при 300 С и выше. Окисляется кислородом и азотной кислотой до хлора, с триоксидом серы дает хлорсульфоновую кислоту.

Водный раствор называется соляная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом, сильная кислота, химически активна. Растворяет с выделением водорода все металлы имеющие отрицательный нормальный потенциал, со многими оксидами и гидроксидами дает хлориды, вытесняет более слабые кислоты (фосфорную, борную и т.д.) из их солей.

Производство 31%-ной соляной кислоты в СССР составляло 1 520 000 т. (1986).

Читайте также: