Физические и химические свойства хлороводорода

Большое применение в техники имеет хлороводород HCl. В обычных условиях HCl – бесцветный газ с резким запахом, , . Хорошо растворим в воде: 1 объем воды при температуре 20 ºС поглощает до 450 объемов хлороводорода.

В промышленности получают синтезом из простых веществ по цепному радикальному механизму (повышение температуры, введение инициатора – источника свободных радикалов):

Хлороводород можно также получить по реакции:

Водный раствор хлороводорода – сильная кислота, называемая соляной. Соляная кислота находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.

Сравнительная характеристика галогенводородов

Таблица 2

Свойство	НF	НCl	НBr	НI
Длина связи, пм	92	127,5	141,5	161
Энергия связи, кДж/моль	565	431	364	297
Дипольный момент, D	1,86	1,11	0,79	0,38
Температура плавления, ºС	–83,5	–114,2	–86,9	–51
Температура кипения, ºС	19,5	–85,1	–67,1	–35,1
Стандартная энтальпия образования , кДж/моль	–271	–92	–36	27
Стандартная энергия образования , кДж/моль	–272,8	–94,8	–53,2	+1,78
Кд	6  10–4	1  107	1  109	2  1011

В стандартных условиях галогеноводороды – бесцветные газы с резким запахом.

В VII группе главной подгруппе сверху вниз орбитальный радиус галогенов увеличивается, поэтому длина связи Н – X возрастает, а энергия связи Н – X уменьшается.

Дипольные моменты убывают в ряду HF – НCl – НBr – НI. Полярность молекул, которая количественно характеризуется величиной дипольного момента, также уменьшается.

В ряду галогеноводородов от НCl к НI температуры плавления и кипения возрастают. Для веществ с молекулярной кристаллической решеткой температуры плавления и кипения зависят от величины энергии межмолекулярного взаимодействия. Полярность молекул галогеноводородов в данном ряду уменьшается, поэтому увеличение температур кипения и плавления от НCl к НI нельзя объяснить изменением полярности. Это возрастание объясняется увеличением поляризуемости вследствие увеличения длины химической связи и общего числа электронов. Закономерность изменения температур кипения и плавления в ряду галогеноводородов нарушается для фтороводорода, имеющего высокие температуры кипения и плавления. Это объясняется усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами HF. Для НCl, НBr, НI образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена.

Стандартные энтальпии образования в ряду HF – НCl – НBr – НI увеличиваются, что объясняется уменьшением энергии связи. HF, НCl, НBr в стандартных условиях образуются из простых веществ с выделением теплоты (экзотермический процесс). HI в стандартных условиях образуются из простых веществ с поглощением теплоты.

Термическая устойчивость в ряду HF – НCl – НBr – НI уменьшается, что объясняется увеличением длины связи и уменьшением прочности связи Н – Х. HF и НCl очень устойчивы, НBr устойчив при обычной температуре, HI не устойчив.

Газообразные галогеноводороды хорошо растворимы в воде (по причине высокой полярности связи Н – Х). Например, один объем воды при 0 ºС растворяет 507 объемов HCl и 612 объемов HBr.

В водных растворах молекулы галогеноводородов диссоциируют с образованием иона гидроксония Н₃О⁺ и галогенид-иона:

( )

то есть их водные растворы являются кислотами.

С водой HF, НCl, НBr, НI образуют азеотропные смеси, которые при постоянном давлении кипят без изменения состава и температуры.

Таблица 3

Свойство	НF	НCl	НBr	НI
Температура кипения, ºС (при р = 1 атм)	112	109	124	127
Концентрация НХ, мас.%	–271	–92	–36	27

В ряду HF – НCl – НBr – НI сила кислот увеличивается, что в основном объясняется уменьшением в этом ряду прочности связи Н – Х ( увеличение способности к диссоциации). Особо прочная связь в молекуле HF, потому фтороводородная кислота слабее других галогеноводородных кислот. Таким образом, водные растворы НCl, НBr, НI – сильные кислоты, а разбавленный водный раствор HF является слабой кислотой (кислотой средней силы).

Прим. При повышении концентрации HF выше 1 моль/л сила кислот увеличивается вследствие образования гидрофторид иона за счет водородной связи.

Галогеноводороды – восстановители (за счет галогенид иона). В ряду HF – НCl – НBr – НI энергия ионизации атома галогена уменьшается, восстановительная способность увеличивается.

Таблица 4

	F	Cl	Br	I
Стандартный электродный потенциал , В	+2,82	+1,36	+1,06	+0,53

Например, плавиковая и соляная кислоты с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, а НBr и НI ее окисляют: