Хлороводород — Википедия

Хлороводород
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
Систематическое наименование	хлористый водород
Хим. формула	HCl
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	36,4606 г/моль
Плотность	1.477 г/л, газ (25 °C)
Энергия ионизации	12,74 ± 0,01 эВ [1]
Температура
• плавления	−114,22 °C
• кипения	−85,1 °C
• разложения	1500 °C
Критическая точка	51,4 °C
Энтальпия
• образования	-92,31 кДж/моль
Давление пара	40,5 ± 0,1 атм[1]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}}	-4; -7
Растворимость
• в воде	72,47 (20 °C)
Рег. номер CAS	7647-01-0
PubChem	313
Рег. номер EINECS	231-595-7
SMILES
InChI
RTECS	MW4025000
ChEBI	17883
Номер ООН	1050
ChemSpider	307
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хло́роводоро́д^[2], хло́ристый водоро́д^[3] (HCl) — 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 HCl{\displaystyle {\ce {HCl}}} переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.

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

HCl+h3O⟶h4O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + h3O -> h4O^+ + Cl^-}}}.

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

Mg+2HCl⟶MgCl2+h3↑{\displaystyle {\ce {Mg + 2HCl -> MgCl2 + h3 ^}}},

FeO+2HCl⟶FeCl2+h3O{\displaystyle {\ce {FeO + 2HCl -> FeCl2 + h3O}}}.

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) (PbCl2{\displaystyle {\ce {PbCl2}}}), хлорид серебра (AgCl{\displaystyle {\ce {AgCl}}}), хлорид ртути(I) (Hg2Cl2{\displaystyle {\ce {Hg2Cl2}}}, каломель) и хлорид меди(I) (CuCl{\displaystyle {\ce {CuCl}}}).

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

MnO2+4HCl⟶MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2h3O}}}.

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

4HCl+O2⟶2h3O+2Cl2↑{\displaystyle {\ce {4HCl + O2 -> 2h3O + 2Cl2 ^}}}.

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

2Cu+4HCl⟶2H[CuCl2]+h3↑{\displaystyle {\ce {2Cu + 4HCl -> 2H[CuCl2] + h3 ^}}}.

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:

4H++3Cl−+NO3−⟶NOCl+Cl2+2h3O{\displaystyle {\ce {4H^+ + 3Cl^- + NO3^- -> NOCl + Cl2 + 2h3O}}}.

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

3Pt+4HNO3+18HCl⟶3h3[PtCl6]+4NO↑+8h3O{\displaystyle {\ce {3Pt + 4HNO3 + 18HCl -> 3h3[PtCl6] + 4NO ^ + 8h3O}}}^[4].

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

SO3+HCl⟶HSO3Cl{\displaystyle {\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl}}}.

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

R−CH=Ch3+HCl⟶R−CHCl−Ch4{\displaystyle {\ce {R-CH=Ch3 + HCl -> R-CHCl-Ch4}}},

R−C≡CH+2HCl⟶R−CCl2−Ch4{\displaystyle {\ce {R-C#CH + 2HCl -> R-CCl2-CH_3}}}.

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

NaCl+h3SO4⟶NaHSO4+HCl↑{\displaystyle {\ce {NaCl + h3SO4 -> NaHSO4 + HCl ^}}}.

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

PCl5+h3O⟶POCl3+2HCl{\displaystyle {\ce {PCl5 + h3O -> POCl3 + 2HCl}}},

RCOCl+h3O⟶RCOOH+HCl{\displaystyle {\ce {RCOCl + h3O -> 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:

h3{\displaystyle {\ce {h3}}}+Cl2⇄2HCl{\displaystyle {\ce {+Cl2\rightleftarrows 2HCl}}} + 184,7 кДж.^[5]

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.

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.

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.^{[источник не указан 2756 дней]}

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

Хлорная кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 апреля 2019; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 апреля 2019; проверки требуют 3 правки.

Хлорная кислота
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
Систематическое наименование	Хлорная кислота
Хим. формула	HClO4
Состояние	бесцветная жидкость
Молярная масса	100,46 г/моль
Плотность	1,76 г/см³
Температура
• плавления	−102 °C
• кипения	203 °C
Энтальпия
• образования	−40,4 кДж/моль
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}}	−10
Растворимость
• в воде	смешивается
Рег. номер CAS	7601-90-3
PubChem	24247
Рег. номер EINECS	231-512-4
SMILES
InChI
RTECS	SC7500000
ChEBI	29221
Номер ООН	1873
ChemSpider	22669
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хлорная кислота HClO₄ — одноосновная кислота, одна из самых сильных (в водном растворе, pK ≈ −10), безводная — исключительно сильный окислитель, так как содержит хлор в высшей степени окисления +7.

Физические свойства[править | править код]

Бесцветная летучая жидкость, сильно дымящая на воздухе, в парах мономерна. Безводная хлорная кислота очень реакционноспособна и неустойчива.

Химические свойства[править | править код]

Жидкая HClO

4 частично димеризована, для неё характерна равновесная автодегидратация:

3HClO4⇄h4O++ClO4−+Cl2O7{\displaystyle {\mathsf {3HClO_{4}\rightleftarrows H_{3}O^{+}+ClO_{4}^{-}+Cl_{2}O_{7}}}}

Безводная кислота взрывоопасна из-за наличия в ней оксида хлора(VII). Водные растворы с концентрацией ниже 72% более безопасны, но на свету желтеют с образованием взрывоопасных оксидов хлора. Пожелтевшую кислоту рекомендуется аккуратно разбавить и нейтрализовать щелочами или карбонатами.

Являясь сильной неустойчивой кислотой, хлорная кислота разлагается:

4HClO4=4ClO2+3O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HClO_{4}=4ClO_{2}+3O_{2}+2H_{2}O}}}

Хлорную кислоту и её соли (перхлораты) применяют как окислители. Хлорная кислота, как одна из самых сильных кислот и окислитель, растворяет золото и платиновые металлы (9HClO4 + 2Au = 2Au(ClO4)3 + 3HClO3 + 3h3O), а в реакции с серебром образует хлорноватую кислоту:

3HClO4+2Ag=2AgClO4+HClO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {3HClO_{4}+2Ag=2AgClO_{4}+HClO_{3}+H_{2}O}}}

Неметаллы и активные металлы восстанавливают концентрированную хлорную кислоту до хлороводорода

8As+5HClO4+12h3O=8h4AsO4+5HCl{\displaystyle {\mathsf {8As+5HClO_{4}+12H_{2}O=8H_{3}AsO_{4}+5HCl}}} (данная реакция используется в металлургии для очистки руд)

Разбавленная хлорная кислота обладает слабыми окислительными свойствами (не окисляет сероводород, диоксид серы, иодоводород, хром(II), азотистую кислоту) и при реакции с металлами до водорода в электрохимическом ряду выделяет водород с образованием перхлоратов. Водные растворы хлорной кислоты устойчивы.

Хлорная кислота хорошо растворима во фтор- и хлорорганических растворителях, таких, как CF₃COOH, CHCl₃, CH₂Cl₂ и др. Смешивание с растворителями, проявляющими восстановительные свойства (например, с диметилсульфоксидом), может привести к воспламенению и взрыву. С водой хлорная кислота смешивается в любых соотношениях и образует ряд гидратов HClO₄·nH₂O (где n = 0,25…4). Моногидрат HClO₄·H₂O имеет ионную природу и температуру плавления +50 °C. Хлорная кислота с водой образует азеотропную смесь, кипящую при 203 °C и содержащую 72 % хлорной кислоты. Растворы хлорной кислоты в хлорсодержащих углеводородах являются сверхкислотами (суперкислотами). Хлорная кислота является одной из сильнейших неорганических кислот, в её среде даже кислотные соединения ведут себя как основания, присоединяя протон и образуя катионы ацилперхлоратов: P(OH)₄⁺ClO₄⁻, NO₂⁺ClO₄⁻.

При слабом нагревании при пониженном давлении смеси хлорной кислоты с фосфорным ангидридом, отгоняется бесцветная маслянистая жидкость — хлорный ангидрид:

2HClO4+P4O10→Cl2O7+h3P4O11{\displaystyle {\mathsf {2HClO_{4}+P_{4}O_{10}\rightarrow Cl_{2}O_{7}+H_{2}P_{4}O_{11}}}}

Соли хлорной кислоты называются перхлоратами. Перхлорат йода в лаборатории получают при обработке раствора йода в безводной хлорной кислоте озоном:

I2+6HClO4+O3=2I(ClO4)3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}=2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O}}}

• Водные растворы хлорной кислоты получают электрохимическим окислением соляной кислоты или хлора, растворённых в концентрированной хлорной кислоте, а также обменным разложением перхлоратов натрия или калия сильными неорганическими кислотами.
• Безводная хлорная кислота образуется при взаимодействии перхлоратов натрия или калия с концентрированной серной кислотой, а также водных растворов хлорной кислоты с олеумом:

KClO4+h3SO4→KHSO4+HClO4{\displaystyle {\mathsf {KClO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HClO_{4}}}}

• Концентрированные водные растворы хлорной кислоты широко используются в аналитической химии, а также для получения перхлоратов.
• Хлорная кислота применяется при разложении сложных руд, при анализе минералов, а также в качестве катализатора.
• Соли хлорной кислоты: перхлорат калия малорастворим в воде, применяется в производстве взрывчатых веществ, перхлорат магния (ангидрон) — осушитель.

Безводную хлорную кислоту нельзя длительно хранить и перевозить, так как при хранении в обычных условиях она медленно разлагается, окрашивается оксидами хлора, образующимися при её разложении, и может самопроизвольно взрываться. Зато её водные растворы вполне устойчивы.

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М., 2001.
• Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Иностранная литература, 1963.

Хлорид натрия — Википедия

Хлорид натрия
({{{картинка3D}}})
({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Хлорид натрия
Традиционные названия	Соль, поваренная соль, столовая соль, пищевая соль, каменная соль, галит[1]
Хим. формула	NaCl
Молярная масса	58,44277 г/моль
Плотность	2,165 г/см³
Температура
• плавления	800,8 °C
• кипения	1465 °C
Мол. теплоёмк.	50,8 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−234,8 кДж/моль
Удельная теплота испарения	170,85 кДж/моль
Удельная теплота плавления	28,68 кДж/моль
Растворимость
• в воде	35,6 г/100 мл (0 °C) 35,9 г/100 мл (+25 °C) 39,1 г/100 мл (+100 °C)
• в метаноле	1,49 г/100 мл
• в аммиаке	21,5 г/100 мл
Показатель преломления	1,544202 (589 нм)
Координационная геометрия	Октаэдральная (Na +) Октаэдральная (Cl -)
Кристаллическая структура	гранецентрированная кубическая, cF8
Рег. номер CAS	7647-14-5
PubChem	5234
Рег. номер EINECS	231-598-3
SMILES
InChI
RTECS	VZ4725000
ChEBI	26710
ChemSpider	5044
ЛД50	3000–8000 мг/кг
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Кристалл хлорида натрия

Хлори́д на́трия или хлористый натрий (NaCl) — натриевая соль соляной кислоты. Известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой и является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде

[⇨]. Встречается в природе в виде минерала галита (каменной соли). Чистый хлорид натрия представляет собой бесцветные кристаллы, но с различными примесями его цвет может принимать голубой, фиолетовый, розовый, жёлтый или серый оттенок.

В природе хлорид натрия встречается в виде минерала галита, который образует залежи каменной соли среди осадочных горных пород, прослойки и линзы на берегах солёных озёр и лиманов, соляные корки в солончаках и на стенках кратеров вулканов и в сольфатарах. Огромное количество хлорида натрия растворено в морской воде. Мировой океан содержит 4 × 10¹⁵ тонн NaCl, то есть из каждой тонны морской воды можно получить в среднем 1,3 кг хлорида натрия. Следы NaCl постоянно содержатся в атмосфере в результате испарения брызг морской воды. В облаках на высоте полтора километра 30 % капель, больших 10 мкм по размеру, содержат NaCl. Также он найден в кристаллах снега^[2].

Наиболее вероятно, что первое знакомство человека с солью произошло в лагунах тёплых морей или на соляных озёрах, где на мелководье солёная вода интенсивно испарялась под действием высокой температуры и ветра, а в осадке накапливалась соль. По образному выражению Пифагора, «соль была рождена благородными родителями: солнцем и морем»

[3].

Галит[править | править код]

В природе хлорид натрия чаще всего встречается в виде минерала галита. Он имеет гранецентрированную кубическую решётку и содержит 39,34 % Na, 60,66 % Cl. Другими химическими элементами, входящими в состав примесей, являются: Br, N, H, Mn, Cu, Ga, As, I, Ag, Ba, Tl, Pb, K, Ca, S, O. Плотность 2,1—2,2 г/см³, а твёрдость по шкале Мооса — 2. Бесцветный прозрачный минерал со стеклянным блеском. Распространённый минерал соленосных толщ. Образуется при осаждении в замкнутых водоёмах, а также как продукт сгона на стенках кратеров вулканов. Составляет пласты в осадочных породах лагунных и морских фаций, штокоподобные тела в соляных куполах и тому подобных.^[4]

Каменная соль[править | править код]

Каменной солью называют осадочную горную породу из группы эвапоритов, состоящую более чем на 90 % из галита. Галит также часто называют каменной солью. Эта осадочная горная порода может быть бесцветной или снежно-белой, но чаще она окрашена примесями глин, талька (серый цвет), оксидами и гидроксидами железа (жёлтый, оранжевый, розовый, красный), битумами (бурая). Каменная соль содержит хлориды и сульфаты натрия, калия, магния и кальция, бромиды, иодиды, бораты, гипс, примеси карбонатно-глинистого материала, доломита, анкериту, магнезита, битумов и так далее^[4].

По условиям формирования месторождений каменную соль подразделяют на следующие виды^[4]:

• рассолы современных соляных бассейнов
• соляные подземные воды
• залежи минеральных солей современных соляных бассейнов
• ископаемые залежи (важнейшие для промышленности).

Морская соль[править | править код]

Морская соль является смесью солей (хлориды, карбонаты, сульфаты и т. д.), образующейся при полном испарении морской воды. Среднее содержание солей в морской воде составляет:

Соединение	Масс. доля, %
NaCl	77,8
MgCl2	10,9
MgSO4	4,7
KCl	2,5
K2SO4	2,5
CaCO3	0,3
Ca(HCO3)2	0,3
другие соли	0,2

Очищенная кристаллическая морская соль

При испарении морской воды при температуре от +20 до +35 °C в осадке сначала кристаллизуются наименее растворимые соли — карбонаты кальция и магния и сульфат кальция. Затем выпадают более растворимые сульфаты натрия и магния, хлориды натрия, калия и магния, и после них — сульфаты калия и магния. Последовательность кристаллизации солей и состав осадка может несколько варьироваться в зависимости от температуры, скорости испарения и других условий. В промышленности морскую соль получают из морской воды, в основном методом обычного выпаривания. Она отличается от каменной соли значительно большим содержанием других химических солей, минералов и различных микроэлементов, в первую очередь йода, калия, магния и марганца. Соответственно, она отличается от хлорида натрия и по вкусу — горько-солёный привкус ей придают соли магния. Она используется в медицине: при лечении кожных заболеваний, таких как псориаз. Как лечебное вещество в аптечной и обычной торговой сети, распространённым продуктом является соль из Мёртвого моря. В очищенном виде этот вид соли также предлагается в продуктовой торговой сети — как натуральная и богатая йодом пищевая^[5].

Залежи[править | править код]

Залежи каменной соли найдены во всех геологических системах. Важнейшие из них сосредоточены в кембрийских, девонских, пермских и третичных отложениях. Каменная соль составляет мощные пластовые залежи и ядра сводчатых структур (соляных куполов и штоков), образует прослойки, линзы, гнезда и вкрапления в других породах^[4]. Среди озёрных месторождений России крупнейшие — Эльтонское, Баскунчак в Прикаспии, Кучукское озеро, Кулундинское озеро, Эбейты и другие озёра в Западной Сибири.

Производство[править | править код]

В древности технология добычи соли заключалась в том, что соляную рапу (раствор) вытаскивали лошадиным приводом из шахт, которые назывались «колодцами» или «окнами», и были достаточно глубокими — 60—90 м. Извлечённый солевой раствор выливали в особый резервуар — творило, откуда она через отверстия стекала в нижний резервуар, и системой жёлобов подавалась в деревянные башни. Там её разливали в большие чаны, на которых соль вываривали.

На Руси поморы вываривали соль на побережье Белого моря и называли её морянка. В 1137 году новгородский князь Святослав определил налог на соляные варницы^[6]:

…на мори от чрена и от салгы по пузу…[7]

Беломорской солью, называемой «морянкой», торговали по всей Российской империи до начала XX века, пока её не вытеснила более дешёвая поволжская соль.

Современная добыча хлорида натрия механизирована и автоматизирована. Соль массово добывается выпариванием морской воды (тогда её называют морской солью) или рассола с других ресурсов, таких как соляные источники и соляные озера, а также разработкой соляных шахт и добычей каменной соли.
Для добычи хлорида натрия из морской воды необходимы условия жаркого климата с низкой влажностью воздуха, наличие значительных низменных территорий, лежащих ниже уровня моря, или затопляемых приливом, слабая водопроницаемость почвы испарительных бассейнов, малое количество осадков в течение сезона активного испарения, отсутствие влияния пресных речных вод и наличие развитой транспортной инфраструктуры.

Мировое производство соли в 2009 году оценивается в 260 миллионов тонн. Крупнейшими мировыми производителями являются Китай (60,0 млн тонн), США (46,0 млн тонн), Германия (16,5 млн тонн), Индия (15,8 млн тонн) и Канада (14 млн тонн)^[8].

• 

  Добыча соли в южной части Мертвого моря, Израиль

• 

  Кристаллы каменной соли

• 

  Плантация морской соли в Дакаре

• 

  Соляные кучи на солончаке Уюни, Боливия

В пищевой промышленности и кулинарии[править | править код]

Соль поваренная

В пищевой промышленности и кулинарии используют хлорид натрия, чистота которого должна быть не менее 97 %. Его применяют как вкусовую добавку и для консервирования пищевых продуктов. Такой хлорид натрия имеет товарное название поваренная соль, порой также употребляются названия пищевая, столовая, а также уточнение названия в зависимости от её происхождения — каменная, морская, и по составу добавок — йодированная, фторированная и т. д. Такая соль является кристаллическим сыпучим продуктом с солёным вкусом без привкуса, без запаха (за исключением йодированной соли), в котором не допускаются посторонние примеси, не связанные с методом добывания соли. Кроме хлорида натрия, поваренная соль содержит небольшое количество солей кальция, магния, калия, которые придают ей гигроскопичности и жёсткости. Чем меньше этих примесей в соли, тем выше её качество.

Выделяют сорта: экстра, высший, первый и второй. Массовая доля хлористого натрия в сортах, %:

• экстра — не менее 99,5;
• высший — 98,2;
• первый — 97,5;
• второй — 97,0.

Массовая доля влаги в выварочной соли сорта «экстра» 0,1 %, в высшем сорте — 0,7 %. Допускают добавки йодида калия (йодистого калия), йодата калия, фторидов калия и натрия. Массовая доля йода должна составлять (40,0 ± 15,0) × 10⁻⁴ %, фтора (25,0 ± 5,0) × 10⁻³ %. Цвет экстра и высшего сортов — белый, однако для первого и второго допускается серый, желтоватый, розовый и голубоватый оттенки в зависимости от происхождения соли. Пищевую поваренную соль производят молотой и сеяной. По размеру зёрен молотую соль подразделяют на номера: 0, 1, 2, 3. Чем больше номер, тем больше зерна соли.

В кулинарии хлорид натрия потребляют как важнейшую приправу. Соль имеет характерный вкус, без которого пища кажется человеку пресной. Такая особенность соли обусловлена физиологией человека. Однако зачастую люди потребляют соли больше, чем нужно для физиологических процессов.

Хлорид натрия имеет слабые антисептические свойства — 10-15%-ное содержание соли предотвращает размножение гнилостных бактерий. Этот факт обусловливает её широкое применение как консерванта.

В медицине[править | править код]

Изотонический раствор хлорида натрия в воде (0,9 %) применяется как дезинтоксикационное средство, для коррекции состояния систем организма в случае обезвоживания, как растворитель других лекарственных препаратов. Гипертонические растворы (10 % раствор) используют как вспомогательный осмотический диуретик при отёке головного мозга, для поднятия давления при кровотечениях, в состояниях, характеризующихся дефицитом ионов натрия и хлора, при отравлении нитратом серебра, для обработки гнойных ран (местно). В офтальмологии как местное средство раствор хлорида натрия обладает противоотёчным действием^[9].

В коммунальном хозяйстве. Техническая соль[править | править код]

Зимой хлорид натрия, смешанный с другими солями, песком или глиной — так называемая техническая соль — применяется как антифриз против гололёда. Ею посыпают тротуары, хотя это отрицательно влияет на кожаную обувь и техническое состояние автотранспорта ввиду коррозийных процессов.

Регенерация Nа-катионитовых фильтров[править | править код]

Nа-катионитовые фильтры широко применяются в установках умягчения воды всех мощностей при водоподготовке. Катионитным материалом на современных водоподготовительных установках служат в основном глауконит, полимерные ионообменные смолы и сульфированные угли. Наиболее распространены сульфокатионитные ионообменные смолы.

Регенерацию Nа-катионитовых фильтров осуществляют 6—10%-м раствором поваренной соли, в результате катионит переводится в Na-форму, регенерируется. Реакции идут по уравнениям:

CaR2+2NaCl→2NaR+CaCl2{\displaystyle {\mathsf {CaR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+CaCl_{2}}}}

MgR2+2NaCl→2NaR+MgCl2{\displaystyle {\mathsf {MgR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+MgCl_{2}}}}

Химическая промышленность[править | править код]

Соль, наряду с каменным углём, известняками и серой, образует «большую четвёрку» продуктов минерального сырья, которые являются важнейшими для химической промышленности^[10]. Из неё получают соду, хлор, соляную кислоту, гидроксид натрия, сульфат натрия и металлический натрий. Кроме этого соль используется также для промышленного получения легкорастворимого в воде хлората натрия, который является средством для уничтожения сорняков^[11]. Суммарное уравнение реакции электролиза горячего раствора хлорида натрия^[12]:

NaCl+3h3O→NaClO3+3h3{\displaystyle {\mathsf {NaCl+3H_{2}O\rightarrow NaClO_{3}+3H_{2}}}}

Получение хлора и гидроксида натрия[править | править код]

В промышленности путём электролиза раствора хлорида натрия получают хлор. Процессы, происходящие на электродах^[13][14]:

• на катоде как побочный продукт выделяется водород вследствие восстановления ионов H⁺, образованных в результате электролитической диссоциации воды:

h3O⇄H++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}}

2H++2e−→h3{\displaystyle {\mathsf {2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}}}}

• поскольку (вследствие практически полной электролитической диссоциации NaCl), хлор в растворе находится в виде хлорид-ионов, они окисляются на аноде до свободного хлора в виде газа:

NaCl→Na++Cl−{\displaystyle {\mathsf {NaCl\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}}}}

2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}

• суммарная реакция:

2NaCl+2h3O→2NaOH+Cl2↑+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+Cl_{2}\!\uparrow +\ H_{2}\!\uparrow }}}

Как видно из уравнения суммарной реакции, ещё одним продуктом является гидроксид натрия. Расход электроэнергии на 1 т хлора составляет примерно 2700 кВт × час. Полученный хлор при повышенном давлении сжижается в жёлтую жидкость уже при обычной температуре^[15].

Если между анодом и катодом нет диафрагмы, то растворённый в воде хлор начинает реагировать с гидроксидом натрия, образуя хлорид и гипохлорит натрия NaClO^[14]:

2NaOH+Cl2→NaCl+NaOCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NaOH+Cl_{2}\rightarrow NaCl+NaOCl+H_{2}O}}}

Поэтому для получения гидроксида натрия применяют диафрагму и соответствующий метод получения NaOH называют диафрагменным. В качестве диафрагмы применяют асбестовый картон. В процессе электролиза раствор хлорида натрия постоянно подаётся в анодное пространство, а из катодного пространства непрерывно вытекает раствор хлорида и гидроксида натрия. Во время выпаривания последнего хлорид кристаллизуется, поскольку его растворимость в 50 % растворе NaOH крайне мала (0,9 %). Полученный раствор NaOH выпаривают в железных чанах, затем сухой остаток переплавляют.

Для получения чистого гидроксида натрия (без добавок хлорида натрия) применяют ртутный метод, где используют графитовый анод и ртутный катод. Вследствие того, что перенапряжение выделения водорода на ртути очень большое, на ней вновь появляются ионы натрия и образуется амальгама натрия^[14][16]:

Na++e−→Na(Hg){\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na_{(Hg)}}}}

Амальгаму позже разлагают горячей водой с образованием гидроксида натрия и водорода, а ртуть перекачивают насосом обратно в электролизер:

2Na(Hg)+2h3O→2NaOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Na_{(Hg)}+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}\!\uparrow }}}

Суммарная реакция процесса такая же, как и в случае диафрагменного метода.

Получение металлического натрия[править | править код]

Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Происходят следующие процессы:

• на катоде выделяется натрий:

Na++e−→Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na}}}

• на аноде выделяется хлор (как побочный продукт):

2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}

• суммарная реакция:

2Na++2Cl−→2Na+Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Na^{+}+2Cl^{-}\rightarrow 2Na+Cl_{2}}}}

Ванна электролизера состоит из стального кожуха с футеровкой, графитового анода и кольцевого железного катода. Между катодом и анодом располагается сетчатая диафрагма. Для снижения температуры плавления NaCl (+800 °C), электролитом является не чистый хлорид натрия, а его смесь с хлоридом кальция CaCl ₂ (40:60) с температурой плавления +580 °C. Металлический натрий, который собирается в верхней части катодного пространства, содержит до 5 % примесь кальция, но последний со временем почти полностью отделяется, поскольку его растворимость в жидком натрии при температуре его плавления (+371 K = 98 °C) составляет всего 0,01 %. С расходованием NaCl его постоянно добавляют в ванну. Затраты электроэнергии составляют примерно 15 кВт × ч на 1 кг натрия^[17].

Получение соляной кислоты и сульфата натрия[править | править код]

Среди многих промышленных методов получения соляной кислоты, то есть водного раствора хлороводорода (HCl), применяется реакция обмена между твёрдым хлоридом натрия и концентрированной серной кислотой:

NaCl+h3SO4 →t<110oC NaHSO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {t<110^{o}C}}\ NaHSO_{4}+HCl\uparrow }}}

NaCl+NaHSO4 →450−800oC Na2SO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {450-800^{o}C}}\ Na_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}}

Первая реакция происходит в значительной степени уже при обычных условиях, а при слабом нагреве идёт почти до конца. Вторая происходит лишь при высоких температурах. Процесс осуществляется в специальных механизированных печах большой мощности. Хлороводород, который выделяется, обеспыливают, охлаждают и поглощают водой с образованием соляной кислоты. Как побочный продукт образуется сульфат натрия Na₂SO₄^[18][19].

Этот метод применяется также для получения хлороводорода в лабораторных условиях.

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Температура плавления +800,8 °С, кипения +1465 °С.

Умеренно растворяется в воде, растворимость мало зависит от температуры: коэффициент растворимости NaCl (в граммах на 100 г воды) равен 35,9 при +21 °C и 38,1 при +80 °C. Растворимость хлорида натрия существенно снижается в присутствии хлороводорода, гидроксида натрия, солей — хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке, вступает в реакции обмена. В чистом виде хлорид натрия не гигроскопичен. Однако соль часто бывает загрязнена примесями (преимущественно ионами Ca²⁺, Mg²⁺ и SO2−
4), и такая соль на воздухе сыреет^[20]. Кристаллогидрат NaCl · 2H₂O можно выделить при температуре ниже +0,15 °C^[21].

Смесь измельчённого льда с мелким порошком хлорида натрия является эффективным охладителем. Так, смесь состава 30 г NaCl на 100 г льда охлаждается до температуры −20 °C. Это происходит потому, что водный раствор соли замерзает при температуре ниже 0 °C. Лёд, имеющий температуру около 0 °C, плавится в таком растворе, поглощая тепло окружающей среды.

Термодинамические характеристики
ΔfH0g	−181,42 кДж/моль
ΔfH0l	−385,92 кДж/моль
ΔfH0s	−411,12 кДж/моль
ΔfH0aq	−407 кДж/моль
S0g, 1 bar	229,79 Дж/(моль·K)
S0l, 1 bar	95,06 Дж/(моль·K)
S0s	72,11 Дж/(моль·K)

Диэлектрическая проницаемость NaCl — 6,3

Плотность и концентрация водных растворов NaCl

Концентрация, %	Концентрация, г/л	Плотность, г/мл
1	10,05	1,005
2	20,25	1,012
4	41,07	1,027
6	62,47	1,041
8	84,47	1,056
10	107,1	1,071
12	130,2	1,086
14	154,1	1,101
16	178,5	1,116
18	203,7	1,132
20	229,5	1,148
22	256	1,164
24	283,2	1,18
26	311,2	1,197

Лабораторное получение и химические свойства[править | править код]

При действии концентрированной серной кислоты на твёрдый хлорид натрия выделяется хлороводород:

2NaCl+h3SO4→t>110oCNa2SO4+2HCl↑{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {t>110^{o}C}}Na_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}}

С раствором нитрата серебра образует белый осадок хлорида серебра (качественная реакция на хлорид-ион):

NaCl+AgNO3→NaNO3+AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {NaCl+AgNO_{3}\rightarrow NaNO_{3}+AgCl\downarrow }}}

При смешивании с сульфатом меди в растворе получается тетрахлоркупрат натрия, при этом синий раствор зеленеет из-за преобладания гидратированного иона [CuCl4(h3O)2]2−{\displaystyle {\ce {[CuCl4(h3O)2]^2-}}}^[22] :

CuSO4+4NaCl⇄Na2[CuCl4]+Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+4NaCl\rightleftarrows Na_{2}[CuCl_{4}]+Na_{2}SO_{4}}}}

Хлористая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хлористая кислота — HClO₂, одноосновная кислота средней силы. Соответствующие соли — хлориты.

Хлористая кислота НClO₂ в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:

4HClO2→HCl+HClO3+2ClO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {4HClO_{2}\rightarrow HCl+HClO_{3}+2ClO_{2}+H_{2}O}}}

Ангидрид этой кислоты неизвестен.

Раствор кислоты получают из её солей — хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO₂ со щёлочью:

Ba(ClO2)2+h3SO4→BaSO4↓+2HClO2{\displaystyle {\mathsf {Ba(ClO_{2})_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +2HClO_{2}}}}

А также по реакции:

2ClO2+h3O2+2NaOH→2NaClO2+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2ClO_{2}+H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow 2NaClO_{2}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Соли хлористой кислоты называются хлоритами, они, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Из солей наибольшее применение имеет хлорит натрия NaClO₂, применяемый для отбелки тканей и бумажной массы. Хлорит натрия получают по реакции:

2ClO2+PbO+2NaOH→PbO2↓+2NaClO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {2ClO_{2}+PbO+2NaOH\rightarrow PbO_{2}\downarrow +2NaClO_{2}+H_{2}O}}}

Безводный NaClO₂ взрывается при ударе и нагревании; воспламеняется при контакте с органическими веществами, резиной, бумагой и т. д.

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994

Угольная кислота — Википедия

У́гольная кислота́ — слабая двухосновная кислота с химической формулой H₂CO₃, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде^[1], в том числе и углекислого газа из воздуха. В водных растворах неустойчива. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др.

Угольная кислота существует в водных растворах в равновесии с диоксидом углерода, причём равновесие сильно сдвинуто в сторону разложения кислоты.

Молекула угольной кислоты имеет плоское строение. Центральный углеродный атом имеет sp²-гибридизацию. В гидрокарбонат- и карбонат-анионах происходит делокализация π-связи. Длина связи C—O в карбонат-ионе составляет 130 пм.

Безводная угольная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, устойчивые при низких температурах, сублимирующиеся при температуре –30 °C, а при дальнейшем нагревании полностью разлагающиеся. Поведение чистой угольной кислоты в газовой фазе исследовано в 2011 г. австрийскими химиками^[2].

Равновесие в водных растворах и кислотность[править | править код]

Угольная кислота существует в водных растворах в состоянии равновесия с гидратом диоксида углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄h3CO3(p){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows H_{2}CO_{3(p)}}}}, константа равновесия при 25 °C Kp=[h3CO3][CO2⋅h3O]=1,70⋅10−3{\displaystyle K_{p}={\frac {\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=1,70\cdot 10^{-3}}

Скорость прямой реакции 0,039 с⁻¹, обратной — 23 с⁻¹.

В свою очередь растворённый гидрат диоксида углерода находится в равновесии с газообразным диоксидом углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄CO2↑+ h3O{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}

Данное равновесие при повышении температуры сдвигается вправо, а при повышении давления — влево (подробнее см. Абсорбция газов).

Угольная кислота подвергается обратимому гидролизу, создавая при этом кислую среду:

h3CO3+ h3O⇄HCO3−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ H_{2}O\rightleftarrows HCO_{3}^{-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka1=[HCO3−]⋅[h4O+][h3CO3]=2,5⋅10−4{\displaystyle K_{a1}={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}}=2,5\cdot 10^{-4}}

Однако, для практических расчётов чаще используют кажущуюся константу кислотности, учитывающую равновесие угольной кислоты с гидратом диоксида углерода:

Ka′=[HCO3−]⋅[h4O+][CO2⋅h3O]=4,27⋅10−7{\displaystyle K_{a}’={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=4,27\cdot 10^{-7}}

Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшему гидролизу по реакции

HCO3−+ h3O⇄CO32−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {HCO_{3}^{-}+\ H_{2}O\rightleftarrows CO_{3}^{2-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka2=[CO32−]⋅[h4O+][HCO3−]=4,68⋅10−11{\displaystyle K_{a2}={\frac {\mathsf {[CO_{3}^{2-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[HCO_{3}^{-}]}}}=4,68\cdot 10^{-11}}

Таким образом, в растворах, содержащих угольную кислоту, создается сложная равновесная система, которую можно изобразить в общем виде следующим образом:

CO2⇄h3OCO2⋅h3O⇄h3CO3⇄−H+HCO3−⇄−H+CO32−(∗){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}{\stackrel {H_{2}O}{\rightleftarrows }}CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}HCO_{3}^{-}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}CO_{3}^{2-}(*)}}}

Значение водородного показателя pH в такой системе, соответствующего насыщенному раствору диоксида углерода в воде при 25 °C и давлении 760 мм рт. ст., можно рассчитать по формуле:

pH≈−12lg⁡(Ka′⋅L)=3,9{\displaystyle {\mathsf {pH}}\approx -{\frac {1}{2}}\lg(K_{a}’\cdot L)=3,9}, где L = 0,034 моль/л — растворимость CO₂ в воде при указанных условиях.

Разложение[править | править код]

При повышении температуры раствора и/или понижении парциального давления диоксида углерода равновесие смещается в сторону разложения угольной кислоты на воду и диоксид углерода. При кипении раствора угольная кислота разлагается полностью:

h3CO3⟶h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\longrightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Взаимодействие с основаниями и солями[править | править код]

Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований, образуя средние и кислые соли — карбонаты и гидрокарбонаты соответственно:

h3CO3+2NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+2NaOH}}}_(конц.)⟶Na2CO3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow Na_{2}CO_{3}+2H_{2}O}}}

h3CO3+NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+NaOH}}}_(разб.)⟶NaHCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow NaHCO_{3}+H_{2}O}}}

h3CO3+ Ca(OH)2⟶CaCO3↓+ 2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow CaCO_{3}\downarrow +\ 2H_{2}O}}}

h3CO3+ Nh4⋅h3O⟶Nh5HCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ NH_{3}\cdot H_{2}O\longrightarrow NH_{4}HCO_{3}+H_{2}O}}}

При взаимодействии угольной кислоты с карбонатами образуются гидрокарбонаты:

h3CO3+Na2CO3⟶2NaHCO3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow 2NaHCO_{3}}}}

h3CO3+ CaCO3⟶Ca(HCO3)2{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ CaCO_{3}\longrightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}}

Угольная кислота образуется при растворении в воде диоксида углерода:

CO2+h3O⇄CO2⋅h3O⇄h3CO3{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}}}}

Содержание угольной кислоты в растворе увеличивается при понижении температуры раствора и увеличении давления углекислого газа.

Также угольная кислота образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. При этом бо́льшая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода:

Na2CO3+2HCl⟶2NaCl+h3CO3{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2HCl\longrightarrow 2NaCl+H_{2}CO_{3}}}}

h3CO3→h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\rightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа (см. Газированная вода).

В биохимии используется свойство равновесной системы изменять давление газа пропорционально изменению содержания ионов оксония (кислотности) при постоянной температуре. Это позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора. Также применяется для производства хладагента, солнечных генераторов и морозильников.

Угольную кислоту формально можно рассматривать как карбоновую кислоту с гидроксильной группой вместо углеводородного остатка. В этом качестве она может образовывать все производные, характерные для карбоновых кислот^[3].

Некоторые представители подобных соединений перечислены в таблице.

1. ↑ ^{1 2 3} В водном растворе бо́льшая часть угольной кислоты обратимо переходит в гидрат диоксида углерода по реакции H₂CO₃ ⇄ CO₂·H₂O
2. ↑ International first: Gas-phase carbonic acid isolated
3. ↑ Нейланд О. Я. Органическая химия. — М.: Высшая школа, 1990. — С. 640—652. — 751 с. — ISBN 5-06-001471-1.

• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.
• Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.

Кислые соли соляной кислоты: гидрохлорид, формула

Все, кто когда-либо изучал химию (начиная со школы и заканчивая аспирантурой), хоть раз сталкивался с таким понятием, как «гидрохлорид». Формула такого вещества тоже хоть раз, но встречалась. Редко кто не только не знает, что это за вещество, но и не помнит, что встречал такое понятие когда-то на занятиях по химии. Что же такое «гидрохлорид»? Химическая формула и свойства вещества будут рассмотрены в этой статье.

Соляная кислота

Необходимо разобраться, что такое соляная кислота, прежде чем узнать, что такое кислая соль соляной кислоты (гидрохлорид). Формула представлена ниже.

У этой кислоты существует несколько названий: хлороводородная (кислоты, состоящие из атома водорода и атома другого элемента, называются водородными: сероводородная, фтороводородная и т. д.), хлористый водород, «солянка» (это, скорее, жаргонное название), хлористоводородная. Соли хлористого водорода носят название «хлорид», а кислые соли — «гидрохлорид».

Формула хлоридов достаточно проста: [элемент] — Cl. Нужно учитывать степень элемента. Например, у алюминия она равна +3, хлорид алюминия AlCl3. Итак, с кислотой и ее солями все понятно. Теперь необходимо поговорить о гидрохлоридах.

Кислые соли соляной кислоты

Нужно уточнить, что гидрохлориды — это не совсем соли хлороводородной кислоты. В этом случае катион водорода образует комплексное соединение с молекулой основания. Название «гидрохлориды» распространены в органической химии, в неорганической принято называть «хлориды». Ярким примером служит хлорид аммония — никому не приходит в голову назвать его «аммиака гидрохлорид».

Формула (речь идет о гидрохлоридах) имеет общий вид: [основание] * HCl. Большинство кислых солей соляной кислоты являются бесцветными кристаллами. Если такое соединение имеет окраску, то это значит, что основание, с котором образован комплекс, придал кристаллам определенный цвет. Гидрохлориды весьма широко используются в фармацевтическом производстве.

Применение гидрохлоридов

Множество лекарств изготавливается именно на основе кислых солей хлороводородной кислоты. В качестве примеров можно привести такие вещества гидрохлорида, как полигексаметиленгуанидин, фенилпропаноламин, глюкозамин. Однако это далеко не полный список. Препараты на основе этих веществ используются для лечения позвоночника и суставов, для уничтожения микробов, для борьбы с воспалительными процессами (в верхних дыхательных путях, включая хронические заболевания). Это далеко не весь спектр областей применения лекарственных средств, а лишь малая их доля.

Витамин В6

Ни для кого не секрет, что витамин В6 является одним из наиболее важных витаминов, необходимых человеку для нормальной жизнедеятельности. Его нехватка вызывает головную боль, утомляемость, различные кожные заболевания, нарушения работы сосудов и т. д.

Одной из форм витамина В6 является пиридоксин (три наиболее распространенных формы — пиридоксин, пиридоксаль, пиридоксамин). В лекарственных препаратах его можно встретить под названием пиридоксина гидрохлорид. Формула самого пиридоксина вещества приведена ниже.

Витамин В6 используется также в качестве антидота при отравлениях гидразином.

Заключение

Итак, существуют не только неорганические соли хлороводородной кислоты, но и органические, которые являются комплексными соединениям. Наиболее распространено применение гидрохлоридов в фармакологии: великое множество препаратов изготавливаются на их основе или с содержанием этих веществ. Однако применение этих лекарственных средств требует особой внимательности, не допускающей превышения дозировки, назначенной специалистом. И ни в коем случае нельзя принимать препараты одновременно с алкоголем.