Ūdeņraža hlorīds... Pareizrakstības vārdnīca-uzziņu grāmata

Ūdeņraža hlorīds- (HCl) ir bezkrāsaina gāze, kas izgaro gaisā ar asu smaku, toksiska; blīvums 1,64 kg/m3, tkausēšanas temperatūra = 84,8 °C. Tas ļoti labi šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi (sālsskābi). Rūpniecībā to iegūst tiešās sintēzes ceļā no (sk.) un... ... Lielā Politehniskā enciklopēdija

ūdeņraža hlorīds- ķīmija. savienojums hlorotam ar ūdeņradi, bezboēna gāzi, ūdenī izšķīdinātu se, piemēram, solna kiselina sālsskābes kiselīna ķīm. savienojums uz hlorota un ūdeņraža, uz, hlorūdeņraža un tiek plaši izmantots ķīmiskajā rūpniecībā ... Maķedoniešu vārdnīca

ūdeņraža hlorīds- vandenilio chloridas statusas T joma chemija formula HCl atitikmenys: engl. sālsskābe; ūdeņraža hlorīds rus. ūdeņraža hlorīds; ūdeņraža hlorīds... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Ūdeņraža hlorīds (skat. Hlors) ... Enciklopēdiskā vārdnīca F.A. Brokhauss un I.A. Efrons

- (hlorūdeņradis), HCl, bezkrāsaina gāze, kas kūp gaisā; kušanas temperatūra 114,2°C, viršanas temperatūra 85,1°C. Tas labi šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi. Rūpniecībā to iegūst kā blakusproduktu organisko savienojumu hlorēšanas, sintēzes... Enciklopēdiskā vārdnīca

- (hlorūdeņradis), HC1, bezkrāsains, gāze kūp gaisā; tnl 114,2 °C, viršanas temperatūra 85,1 °C. Tas labi šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi. Rūpniecībā to iegūst kā blakusproduktu organisko vielu hlorēšanas laikā. savienojums, sintēze no elementiem ... ... Dabas zinātne. Enciklopēdiskā vārdnīca

Hlors– Periodiskās sistēmas 3. perioda un VII A-grupas elements, kārtas numurs 17. Atoma elektroniskā formula [ 10 Ne]3s 2 3p 5, raksturīgās oksidācijas pakāpes 0, -I, +I, +V un +VII . Visstabilākais stāvoklis ir Cl-I. Hlora oksidācijas pakāpes skala:

Hloram ir augsta elektronegativitāte (2,83), un tam piemīt nemetāliskas īpašības. Tā ir daļa no daudzām vielām – oksīdiem, skābēm, sāļiem, binārajiem savienojumiem.

Dabā - divpadsmitais elements pēc ķīmiskā daudzuma (piektā vieta starp nemetāliem). Tas ir atrodams tikai ķīmiski saistītā veidā. Trešais visbiežāk sastopamais elements dabiskajos ūdeņos (pēc O un H), īpaši daudz hlora ir jūras ūdenī (līdz 2% no svara). Svarīgs elements visiem organismiem.

Hlors Cl2. Vienkārša viela. Dzeltenzaļa gāze ar asu smacējošu smaku. Cl2 molekula ir nepolāra un satur CI–Cl σ saiti. Termiski stabils, gaisā neuzliesmojošs; maisījums ar ūdeņradi eksplodē gaismā (ūdeņradis sadedzina hlorā):

Tas labi šķīst ūdenī, tiek pakļauts 50% dismutācijai un pilnībā sārmainā šķīdumā:

Par hlora šķīdumu ūdenī sauc hlora ūdens, gaismā skābe HClO sadalās HCl un atomskābī O 0, tāpēc “hlora ūdens” jāglabā tumšā pudelē. Skābes HClO klātbūtne “hlora ūdenī” un atomu skābekļa veidošanās izskaidro tās spēcīgās oksidējošās īpašības: piemēram, mitrā hlorā daudzas krāsvielas maina krāsu.

Hlors ir ļoti spēcīgs metālu un nemetālu oksidētājs:

Reakcijas ar citu halogēnu savienojumiem:

a) Cl2 + 2KBr (p) = 2KCl + Br 2 (vārīšanās)

b) Cl 2 (nedēļa) + 2KI (p) = 2КCl + I 2 ↓

3Cl 2 (g) + ZN 2 O + KI = 6НCl + KIO 3 (80 °C)

Kvalitatīva reakcija– Cl 2 deficīta mijiedarbība ar KI (skatīt iepriekš) un joda noteikšana ar zilu krāsu pēc cietes šķīduma pievienošanas.

Kvīts hlors iekšā nozare:

un iekšā laboratorijas:

4HCl (konc.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl2 + 2H2O

(līdzīgi ar citu oksidētāju līdzdalību; sīkāku informāciju skatīt HCl un NaCl reakcijas).

Hlors ir pamata ķīmiskās ražošanas produkts, un to izmanto broma un joda, hlorīdu un skābekli saturošu atvasinājumu ražošanai, papīra balināšanai un kā dzeramā ūdens dezinfekcijas līdzekli. Indīgs.

Hlorūdeņraža HCl. Anoksskābe. Bezkrāsaina gāze ar asu smaku, smagāka par gaisu. Molekula satur kovalento σ-saiti H – Cl. Termiski stabils. Ļoti labi šķīst ūdenī; tiek saukti atšķaidīti šķīdumi sālsskābe, un kūpošs koncentrēts šķīdums (35–38%) - sālsskābe(nosaukumu deva alķīmiķi). Spēcīga skābe šķīdumā, neitralizēta ar sārmiem un amonjaka hidrātu. Spēcīgs reducētājs koncentrētā šķīdumā (sakarā ar Cl-I), vājš oksidētājs atšķaidītā šķīdumā (sakarā ar H I). “Karaliskā degvīna” neatņemama sastāvdaļa.

Kvalitatīva reakcija uz Cl-jonu ir baltu nogulšņu AgCl un Hg 2 Cl 2 veidošanās, kas, iedarbojoties atšķaidītai slāpekļskābei, nepāriet šķīdumā.

Hlorūdeņradis kalpo kā izejviela hlorīdu, hlororganisko produktu ražošanā, un tiek izmantots (šķīduma veidā) metālu kodināšanā un minerālu un rūdu sadalīšanā.

Svarīgāko reakciju vienādojumi:

HCl (atšķ.) + NaOH (atšķ.) = NaCl + H 2 O

HCl (atz.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (konc., horizontāli) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (konc., horizontāli) + 2KMnO 4 (t) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (konc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O + 2KCl

6HCl (konc.) + KClO 3 (t) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50–80 °C)

4HCl (konc.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 | + 2H2O

2HCl (atl.) + M = MCl2 + H2 (M = Fe, Zn)

2HCl (dil.) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Ba)

HCl (dil.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓

Kvīts HCl rūpniecībā - H2 sadedzināšana par Cl2 (skatīt), laboratorijā - pārvietošana no hlorīdiem ar sērskābi:

NaCl (t) + H 2 SO 4 (konc.) = NaHSO 4 + HCl(50°C)

2NaCl (t) + H 2 SO 4 (konc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120°C)

3. Pieteikums

Ūdeņraža hlorīds, ūdeņraža hlorīds bezkrāsaina, termiski stabila gāze ar asu smaku, izgaro mitrā gaisā, viegli šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi. Pie –85,1 °C tas kondensējas bezkrāsainā, kustīgā šķidrumā. Pie –114,22 ° C HCl pārvēršas cietā stāvoklī. Cietā stāvoklī ūdeņraža hlorīds pastāv divu kristālisku modifikāciju veidā: ortorombisks, stabils zem –174,75 °C, un kubisks.

Īpašības

Hlorūdeņraža ūdens šķīdumu sauc par sālsskābi. Izšķīdinot ūdenī, notiek šādi procesi:

HCl g + H 2 O l ⇌ H 3 O l + Cl l

Šķīdināšanas process ir ļoti eksotermisks. Ar ūdeni HCl veido azeotropu maisījumu, kas satur 20,24% HCl.

Sālsskābe ir spēcīga vienbāziska skābe, tā enerģētiski mijiedarbojas ar visiem metāliem sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, ar bāziskajiem un amfotēriem oksīdiem, bāzēm un sāļiem, veidojot sāļus hlorīdus:

Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2 FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O

Hlorīdi ir ļoti izplatīti, un tiem ir visplašākais pielietojums. Lielākā daļa no tiem labi šķīst ūdenī un pilnībā sadalās jonos. Nedaudz šķīstoši ir svina hlorīds, sudraba hlorīds, dzīvsudraba hlorīds un vara hlorīds.

Ja tiek pakļauts spēcīgiem oksidētājiem vai elektrolīzes laikā, hlorūdeņradim ir reducējošas īpašības:

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O

Sildot, ūdeņraža hlorīds tiek oksidēts ar skābekli CuCl 2):

4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2

Tomēr koncentrēta sālsskābe reaģē ar varu, veidojot monovalentu vara kompleksu:

2 Cu + 4 HCl → 2 H + 2 H2

Maisījumu, kurā ir 3 tilpuma daļas koncentrētas sālsskābes un 1 tilpuma daļa koncentrētas slāpekļskābes, sauc par "aqua regia". Aqua regia var pat izšķīdināt zeltu un platīnu. Aqua Regia augstā oksidatīvā aktivitāte ir saistīta ar nitrozilhlorīda un hlora klātbūtni, kas ir līdzsvarā ar izejvielām:

4 H 3 O + 3 Cl + NO 3 ⇌ NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O

Pateicoties augstajai hlorīda jonu koncentrācijai šķīdumā, metāls saistās hlorīda kompleksā, kas veicina tā šķīšanu.

Ūdeņraža hlorīds ir bezkrāsaina par gaisu smagāka gāze ar asu smaku, kas sastāv no vienāda tilpuma hlora un ūdeņraža, formula: HCl

Hlora un ūdeņraža maisījums spēcīgi reaģē un eksplodē pat saules gaismā, veidojot ūdeņraža hlorīdu.

Ūdeņraža hlorīds pats par sevi nav uzliesmojoša gāze.

Laboratorijā var iegūt hlorūdeņradi, izmantojot koncentrētu sērskābi + galda sāli un karsējot šo maisījumu.

Ūdeņraža hlorīda gāze labi šķīst ūdenī, pašu šķīdumu sauc.

Augstās koncentrācijās sālsskābe, šķiet, kūp gaisā, jo ūdeņraža hlorīds pakāpeniski izdalās no šķīduma ārējā gaisa mitrumā. Sildot, hlorūdeņraža izdalīšanās kļūst intensīvāka.

Sālsskābi plaši izmanto rūsas noņemšanai no virsmām. Taču to var izdarīt tikai izmantojot inhibitorus (piedevas, kas palēnina metāla reakciju ar skābi), lai skābe nesabojātu pašu metālu. Sāļus iegūst arī no skābes, izmanto medicīnā u.c. Šo skābi mūsu kuņģis pat izdala, lai sagremotu pārtiku, taču koncentrācija tur ir ļoti zema (0,2-0,5%).

Šīs skābes sāļus sauc hlorīdi. Hlorīdi arī parasti šķīst ūdenī.

Ja sālsskābei vai tās sālim pievieno sudraba nitrātu (AgNO 3), veidojas baltas sierveidīgas nogulsnes. Šīs nogulsnes nešķīst skābēs, kas vienmēr ļauj noteikt hlorīda jonu klātbūtni.

20. Hlors. Ūdeņraža hlorīds un sālsskābe

Hlors (Cl) - stāv 3.periodā, periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas VII grupā, kārtas numurs 17, atommasa 35,453; attiecas uz halogēniem.

Fizikālās īpašības: dzeltenzaļa gāze ar asu smaku. Blīvums 3,214 g/l; kušanas temperatūra -101 °C; viršanas temperatūra -33,97 °C, Parastā temperatūrā tas viegli sašķidrinās zem spiediena 0,6 MPa. Izšķīdinot ūdenī, veidojas dzeltenīgs hlora ūdens. Tas labi šķīst organiskajos šķīdinātājos, īpaši heksānā (C6H14) un tetrahlorogleklī.

Hlora ķīmiskās īpašības: elektroniskā konfigurācija: 1s22s22p63s22p5. Ārējā līmenī ir 7 elektroni. Lai pabeigtu līmeni, jums ir nepieciešams 1 elektrons, ko hlors pieņem, uzrāda oksidācijas pakāpi -1. Ir arī pozitīvi hlora oksidācijas stāvokļi līdz + 7. Ir zināmi šādi hlora oksīdi: Cl2O, ClO2, Cl2O6 un Cl2O7. Viņi visi ir nestabili. Hlors ir spēcīgs oksidētājs. Tas tieši reaģē ar metāliem un nemetāliem:

Reaģē ar ūdeņradi. Normālos apstākļos reakcija notiek lēni, ar spēcīgu karsēšanu vai apgaismojumu - ar sprādzienu, saskaņā ar ķēdes mehānismu:

Hlors mijiedarbojas ar sārmu šķīdumiem, veidojot sāļus - hipohlorītus un hlorīdus:

Kad hloru ievada sārma šķīdumā, veidojas hlorīda un hipohlorīta šķīdumu maisījums:

Hlors ir reducētājs: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Mijiedarbība ar ūdeni:

Hlors tieši nereaģē ar oglekli, slāpekli un skābekli.

Kvīts: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Elektrolīze: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Meklēšana dabā: satur šādas minerālvielas: halīts (akmens sāls), silvīts, bišofīts; jūras ūdens satur nātrija, kālija, magnija un citu elementu hlorīdus.

Hlorūdeņraža HCl. Fizikālās īpašības: bezkrāsaina gāze, smagāka par gaisu, labi šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi.