Hcl хим свойства: Соляная кислота и ее свойства — ошкольное образовательное учреждение № 4 «Алёнушка»

Содержание

Соляная кислота — физические свойства, использование в травлении при цинковании

Соляная кислота – это раствор хлористого водорода в воде. Хлористый водород (HCl) при обычных условиях бесцветный газ со специфическим острым запахом. Однако мы имеем дело с его водными растворами, поэтому остановимся только на них.

Соляная кислота – бесцветный прозрачный раствор с острым запахом хлористого водорода. В присутствии примесей железа, хлора или других веществ кислота имеет желтовато-зеленый цвет. Плотность раствора соляной кислоты зависит от концентрации хлористого водорода в ней; некоторые данные приведены в таблице 6.9.

Таблица 6.9. Плотность растворов соляной кислоты различной концентрации при 20°С.

Содержание HCl

Плотность d, г/см³

Содержание HCl

Плотность d, г/см³

г/л

40,7

1,018

319,0

1,139

104,7

1,047

344,8

1,149

174,2

1,078

371,0

1,159

219,6

1,098

397,5

1,169

268,5

1,119

424,4

1,179

Из этой таблицы видно, что зависимость плотности раствора соляной кислоты от ее концентрации с удовлетворительной для технических расчетов точностью можно описать формулой:

d = 1 + 0,5*(%) / 100

При кипении разбавленных растворов содержание HCl в парах меньше, чем в растворе, а при кипении концентрированных растворов — больше, чем в растворе, что отражено в приведенной на рис. 6.12 диаграмме равновесия. Постоянно кипящая смесь (азеотроп) при атмосферном давлении имеет состав 20,22 % вес. HCl, температуру кипения 108,6°С.

Наконец, еще одно важное преимущество соляной кислоты — это практически полная независимость времени ее приобретения от времени года. Как видно из рис. № 6.13, кислота промышленной концентрации (32-36%) замерзает при температурах, практически недостижимых для европейской части России (от -35 до -45°С), в отличие от серной кислоты, которая замерзает при плюсовых температурах, что требует введения операции разогрева цистерн.

Соляная кислота не обладает недостатками, присущими серной кислоте.

Во-первых, хлористое железо обладает повышенной растворимостью в растворе соляной кислоты (рис. 6.14), что позволяет поднять концентрацию хлористого железа в растворе до величины 140 г/л и даже больше; исчезает опасность образования осадка на поверхности.

Работа с соляной кислотой может осуществляться при любой температуре внутри здания (даже при 10°С), и это не вызывает заметных изменений в составе раствора.

Рис. 6.12. Диаграмма равновесия жидкость – пар для системы HCl – H₂O.

Рис. 6.13. Диаграмма состояния (плавкости) системы HCl–H₂O.

Рис. 6.14. Равновесие в системе HCl – FeCl₂.

Наконец, еще очень важное преимущество соляной кислоты — это полная совместимость с флюсом, в котором используются именно хлориды.

Некоторым недостатком соляной кислоты как реактива является высокая летучесть. Нормативами допускается концентрация 5 мг/м³ объема воздуха в цехе. Зависимость упругости паров в равновесном состоянии над кислотой различной процентной концентрации дана в таблице 6.10. В целом при концентрации кислоты в ванне менее 15% масс это условие удовлетворяется. Однако при повышении температур в цехе (то есть в летнее время) возможно превышение этого показателя. Определенную информацию о том, какая концентрация кислоты при конкретной температуре цеха допустима, можно определить из рис. 6.15.

Зависимость скорости травления от концентрации и температуры отображена на рис. 6.16.

Недостатки травления обычно вызываются следующим:

использованием кислоты с большей или меньшей концентрацией, по сравнению с оптимальной;

малой длительностью травления (ожидаемую длительность травления при разных концентрациях кислоты и железа можно оценить из рис. 6.17;

пониженной температурой по сравнению с оптимальной;

отсутствием перемешивания;

ламинарным движением травильного раствора.

Эти проблемы обычно решаются с помощью конкретных технологических приемов.

Таблица 6.10. Зависимость равновесной концентрации хлористого водорода от концентрации кислоты в ванне.

Концентрация кислоты, %

Концентрация HСl в воздухе, мг/м³

Концентрация кислоты, %

Концентрация HСl в воздухе, мг/м³

18 500 (20°C)

200 (20°C)

4 500 (20°C)

16 (30°C)

800 (30°C)

3 (30°C)

Рис. 6.15. Зависимость разрешенной температуры травления от концентрации соляной кислоты в ванне.

Рис. 6.16. Зависимость скорости травления изделий в соляной кислоте от концентрации и температуры раствора.

Рис. 6.17. Номограмма для расчета продолжительности травления изделий в растворах с различной концентрацией HCl и FeCl₂.

Возможно Вас так же заинтересуют следующие статьи:

comments powered by HyperComments

Урок №19. Соляная кислота и её соли

Соляная кислота

Физические
свойства:

Концентрированная
соляная кислота – это бесцветный раствор, сильнодымящий во влажном воздухе, с
резким запахом.

Получение соляной кислоты

Химические
свойства:

Опыт «Свойства дымящей соляной кислоты»

Действие соляной кислоты на различные вещества

Раствор
хлороводорода в воде — соляная кислота — сильная кислота:

1)
реагирует
с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂

3)
с
оксидами металлов:

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

4)
с
основаниями и аммиаком:

HCl + KOH → KCl
+ H₂O

3HCl + Al(OH)₃ → AlCl₃ + 3H₂O

HCl + NH₃ → NH₄Cl

5)
с
солями:

CaCO₃ + 2HCl →
CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

HCl + AgNO₃ →
AgCl↓ + HNO₃

Образование
белого осадка хлорида серебра — AgCl, нерастворимого
в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для
обнаружения анионов Cl^— в растворе.

Хлориды
металлов
— соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или
реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена
с некоторыми солями

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2HCl
→ BaCl₂ + 2H₂O

Pb(NO₃)₂ + 2HCl → PbCl₂↓ + 2HNO₃

Большинство хлоридов растворимы в воде
(за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Применение
соляной кислоты и ее солей:

1. Соляная
кислота входит в состав желудочного сока и способствует перевариванию белковой
пищи у человека и животных.

2.
Хлороводород и соляная кислота используются для производства лекарств,
красителей, растворителей, пластмасс.

3. Применение
основных солей соляной кислоты:

KCl
— удобрение, используется также в стекольной и химической промышленности.

HgCl₂
— сулема — яд, используется для дезинфекции в медицине, для протравливания
семян в сельском хозяйстве.

Hg₂Cl₂
— каломель — не ядовита, слабительное средство.

NaCl
— поваренная соль — сырье для производства соляной кислоты, гидроксида натрия,
водорода, хлора, хлорной извести, соды. Применяется в кожевенной и мыловаренной
промышленности, в кулинарии и консервировании.

ZnCl₂
— для пропитки древесины против гниения, в медицине, при паянии.

AgCl
— применяется в черно-белой фотографии, так как обладает светочувствительностью
— разлагается на свету с образованием свободного серебра:

2AgCl
= 2Ag + Cl₂

Задания для повторения и закрепления

№1. Осуществите
превращения по схеме:
HCl -> Cl₂ -> AlCl₃ — > Al(OH)₃ ->
Al₂O_{3 ->}AlCl₃ -> Cl₂

№2.
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующей реакции HCl +
KClO₃ -> KCl + H₂O + Cl₂
Укажите окислитель и восстановитель; процессы окисления и восстановления.

№3. Даны
вещества:
Zn, Cu, Al, MgO, SiO₂, Fe₂O₃, NaOH, Al(OH)₃, Fe₂(SO₄)₃, CaCO₃, Fe(NO₃)₃
Какие из указанных веществ будут реагировать с соляной кислотой. Составьте
уравнения химических реакций

№4. Решите
задачу:
Какое количество алюминия прореагирует с избытком соляной кислоты для получения
5,6 л водорода (н.у.)?

Тренажёр
№1 — Взаимодействие металлов с соляной кислотой

Тренажёр
№2 — Взаимодействие оксидов металлов с соляной кислотой

Википедия — свободная энциклопедия

Избранная статья

Прохождение Венеры по диску Солнца — разновидность астрономического прохождения (транзита), — имеет место тогда, когда планета Венера находится точно между Солнцем и Землёй, закрывая собой крошечную часть солнечного диска. При этом планета выглядит с Земли как маленькое чёрное пятнышко, перемещающееся по Солнцу. Прохождения схожи с солнечными затмениями, когда наша звезда закрывается Луной, но хотя диаметр Венеры почти в 4 раза больше, чем у Луны, во время прохождения она выглядит примерно в 30 раз меньше Солнца, так как находится значительно дальше от Земли, чем Луна. Такой видимый размер Венеры делает её доступной для наблюдений даже невооружённым глазом (только с фильтрами от яркого солнечного света), в виде точки, на пределе разрешающей способности глаза. До наступления эпохи покорения космоса наблюдения этого явления позволили астрономам вычислить расстояние от Земли до Солнца методом параллакса, кроме того, при наблюдении прохождения 1761 года М. В. Ломоносов открыл атмосферу Венеры.

Продолжительность прохождения обычно составляет несколько часов (в 2004 году оно длилось 6 часов). В то же время, это одно из самых редких предсказуемых астрономических явлений. Каждые 243 года повторяются 4 прохождения: два в декабре (с разницей в 8 лет), затем промежуток в 121,5 года, ещё два в июне (опять с разницей 8 лет) и промежуток в 105,5 года. Последние декабрьские прохождения произошли 9 декабря 1874 года и 6 декабря 1882 года, а июньские — 8 июня 2004 года и 6 июня 2012 года. Последующие прохождения произойдут в 2117 и 2125 годах, опять в декабре. Во время прохождения наблюдается «явление Ломоносова», а также «эффект чёрной капли».

Хорошая статья

Резня в Благае (сербохорв. Масакр у Благају / Masakr u Blagaju) — массовое убийство от 400 до 530 сербов хорватскими усташами, произошедшее 9 мая 1941 года, во время Второй мировой войны. Эта резня стала вторым по счету массовым убийством после создания Независимого государства Хорватия и была частью геноцида сербов.

Жертвами были сербы из села Велюн и его окрестностей, обвинённые в причастности к убийству местного мельника-хорвата Йосо Мравунаца и его семьи. Усташи утверждали, что убийство было совершено на почве национальной ненависти и свидетельствовало о начале сербского восстания. Задержанных сербов (их число, по разным оценкам, составило от 400 до 530 человек) содержали в одной из школ Благая, где многие из них подверглись пыткам и избиениям. Усташи планировали провести «народный суд», но оставшаяся в живых дочь Мравунаца не смогла опознать убийц среди задержанных сербов, а прокуратура отказалась возбуждать дело против кого-либо без доказательства вины. Один из высокопоставленных усташей Векослав Лубурич, недовольный таким развитием событий, организовал новый «специальный суд». День спустя дочь Мравунаца указала на одного из задержанных сербов. После этого 36 человек были расстреляны. Затем усташи казнили остальных задержанных.

Изображение дня

Эхинопсисы, растущие на холме посреди солончака Уюни

Химические, физические и тепловые свойства хлороводорода HCl (соляная кислота)

Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru: главная страница / / Техническая информация / / Рабочие среды / / Хлороводород HCl, он же — Cоляная кислота. / / Химические, физические и тепловые свойства хлороводорода HCl (соляная кислота)

Химические, физические и тепловые свойства хлороводорода HCl (соляная кислота)

Очень опасна для жизни человека!!!

Химические, физические и тепловые свойства хлороводорода HCl (соляная кислота)
Молярная масса	36,46 г/моль
Температура плавления при НУ	-114,14 °C
Температура кипенияпри НУ	-85,05 °C
Критическая температура	51,45 °C
Критическое давление	84,73 кгс/см²
Стандартная энтальпия образования	-605,22 ккал/кг
Удельная теплота плавления (1,013 бар)	54. 6 кДж/кг
Коэффициент растворения в воде (газ при НУ)	506 vol/vol
Растворимость в воде соляной кислоты при давлении в одну атмосферу (20 °C)	% по объему (жид) : 42.02 ; г на 100г воды : 72,47
Абсолютная вязкость газа при НУ	0.000132
Давление насыщенного пара (20 °C)	42.6 бар
Теплопроводность	15.4 мВт/(м*К)
Пожароопасность	Не горюча, не взрывоопасна.
Диэлектрическая проницаемость	1,0046 (25°C)
Стандартная энтропия образования (298 К, Дж/моль·K)	186,8
Энтальпия плавления (кДж/моль)	1,99
ПДК в воздухе населенных мест — максимальная разовая дозировка	0,20 мг/м³
ПДК в воздухе населенных мест — среднесуточная	0,20 мг/м³
Примечания	Соляную кислоту применяют для получения хлоридов различных металлов, органических полупродуктов и синтетических красителей, уксусной кислоты, активированного угля, различных клеев, гидролизного спирта, в гальванопластике. Ее применяют для травления металлов, для очистки различных сосудов, обсадных труб буровых скважин от карбонатов, окислов и др. осадков и загрязнений. В металлургии кислотой обрабатывают руды, в кожевенной промышленности – кожу перед дублением и крашением. Соляную кислоту применяют в текстильной, пищевой промышленности, в медицине и т. д.
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.

Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста.

Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.

Коды баннеров проекта DPVA.ru
Начинка: KJR Publisiers

Консультации и техническая
поддержка сайта: Zavarka Team

Проект является некоммерческим.

Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Владельцы сайта www.dpva.ru не несут никакой ответственности за риски, связанные с использованием информации, полученной с этого интернет-ресурса.
Free xml sitemap generator

Соляная кислота. Кислородсодержащие кислоты

Соляная кислота HCl

Цистерна с соляной кислотой

Соляная кислота — одна из сильных одноосновных кислот и образуется при растворении газа хлороводорода (HCl) в воде,
— прозрачная бесцветная жидкость с характерным запахом хлора. Разбавленная соляная кислота (также как и фосфорная) часто применяется для снятия оксидов при пайке металлов.

Иногда газообразное соединение HCl ошибочно называют соляной кислотой. HCl — это газ, который при растворении в воде образует соляную кислоту.

Хлороводород — бесцветный газ с резким удушливым запахом хлора. Он переходит в жидкое состояние при -84⁰C, а при -112⁰C — переходит в твёрдое состояние.

Хлороводород очень хорошо растворяется в воде. Так при 0⁰C в 1л воды растворяется 500л хлороводорода.

В сухом состоянии газ хлороводород достаточно инертный, но уже может взаимодействовать с некоторыми органическими веществами, например с ацетиленом (газ, который выделяется при опускании карбида в воду).

Химические свойства соляной кислоты

— химическая реакция с металлами:
2HCl + Zn =ZnCl₂ + H₂ — образуется соль (в данном случае прозрачный раствор хлорид цинка) и водород
— химическая реакция с оксидами металлов:
2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O — образуется соль (в данном случае раствор соли зёленого хлорида меди) и вода

— химическая реакция с основаниями и щелочами (или реакция нейтрализации)
HCl + NaOH = NaCl + H₂O — реакция нейтрализации, -образуется соль (в данном случае прозрачный раствор хлорид натрия) и вода.
— химическая реакция с солями (например, c мелом СaCO₃):
HCl + СaCO₃ = CaCl₂ + CO₂ + H₂O — образуется углекислый газ, вода и прозрачный раствор хлорида кальция CaCl₂.

Получение соляной кислоты

Соляную кислоту получают с помощью химической реакции соединения:

H₂ + Cl₂ = HCl
— реакция происходит при повышенной температуре

А также при взаимодействии поваренной соли и концентрированной серной кислотой:

H₂SO_{4 (конц.)} + NaCl = NaHSO₄ + HCl

В этой реакции, если вещество NaCl — в твёрдом виде, то HCl — это газ хлороводород, который при растворении в воде образует соляную кислоту

Кислородсодержащие кислоты

Соляная кислота

Существуют сложные химические вещества, по химическому строению сходные с соляной кислотой, но при этом содержащие в молекуле от одного до четырёх атомов кислорода. Эти вещества можно назвать кислородсодержащими кислотами. С повышением числа атомов кислорода увеличивается стойкость кислоты и её окислительная способность.

К кислородсодержащим кислотам слудующие:

хлорноватистая (HClO),

хлористая (HClO₂),

хлорноватая (HClO₃),

хлорная (HClO₄).

Каждое из этих химических сложных веществ обладает всеми свойствами кислот и способна образовывать соли. Хлорноватистая кислота (HClO) образует
гипохлориты, например, соединение NaClO — гипохлорит натрия. Сама хлорноватистая кислота образуется при растворении хлора в холодной воде по химической реакции:

H₂O + Cl₂ = HCl + HClO,

Как видите, в этой реакции образуется сразу две кислоты — соляная HCl и хлорноватистая HClO. Но последняя — нестойкое химическое соединение и постепенно переходит в соляную кислоту;

Хлористая HClO₂ образует хлориты, соль NaClO₂ — хлорит натрия;
хлорноватая (HClO₃) — хлораты, соединение KClO₃, — хлорат калия (или бертолетова соль)- кстати, это вещество широко применяется при изготовления спичек.

И наконец самая сильная из известных одноосновных кислот — хлорная (HClO₄) — бесцветная, дымящаяся на воздухе, сильно гигроскопичная жидкость, — образует перхлораты, например, KClO₄ — перхлорат калия.

Соли, образованные хлорноватистой HClO и хлористой HClO₂ кислотами, в свободном состоянии не устойчивы и являются сильными окислителями в водных растворах. А вот соли, образованные хлорноватой HClO₃ и хлорной HClO₄ кислотами на основании щелочных металлов (например, таrже бертолетова соль KClO₃), — достаточно устойчивы и не проявляют окислительных свойств.

Свойства кислот

Кислоты — это сложные вещества,
состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного
остатка. Общая формула кислот Н_nА,
где А — кислотный остаток. Кислоты (с точки зрения электролитической диссоциации)
представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на
катионы водорода Н⁺и анионы кислотного остатка.

Классификация. По наличию
(отсутствию) кислорода в составе кислот они подразделяются на
кислородсодержащие (например,
H₃PO₄_{и
H₂SO₄) и
бескислородные (например,
HCl и
HBr). По основности (числу ионов
H⁺, образующихся при полной
диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты делятся на
одноосновные (если образуется один ион
H⁺: HClH⁺ + Cl^–; одна
ступень диссоциации) и многоосновные
– двухосновные (если образуются
два иона H⁺:
H₂SO₄ 2H⁺
+ SO₄^2–; две ступени диссоциации),
трехосновные (если образуются три иона
H⁺: H₃PO₄ 3H⁺
+ PO₄^3–; три ступени диссоциации) и т. д.}

Физические свойства. Кислоты
бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет.
Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

Химические свойства кислот

1) Диссоциация: HCl + nH₂OH⁺×kH₂O
+ Cl^–×mH₂O
(сокращенно: HClH⁺ + Cl^–).

Многоосновные
кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

H₂SO₄ H⁺
+ НSO₄^–(1 ступень) и HSO₄^– H⁺
+ SO₄^2– (2 ступень).

2) Взаимодействие с индикаторами:

индикатор + Н⁺ (кислота) окрашенное
соединение.

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых
средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет
своей окраски.

3) Разложение. При разложении
кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

H₂SiO₃ SiO₂
+ H₂O.

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

2HCl Cl₂ + H₂.

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO₃ 4NO₂
+ 2H₂O + O₂.

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄+
Ca(OH)₂
®
CaSO₄¯
+ 2H₂O 2H⁺ + SO₄^2–+ Ca²⁺ +2OH^–
®
CaSO₄¯
+ 2H₂O

H₂SO₄+
Zn(OH)₂
®
ZnSO₄ + 2H₂O 2H⁺
+ Zn(OH)₂
®
Zn²⁺ + 2H₂O.

5) Взаимодействие с основными и
амфотерными оксидами:

H₂SO₄+
CaO
®
CaSO₄¯
+ H₂O 2H⁺ + SO₄^2–+ CaO
®
CaSO₄¯
+ H₂O

H₂SO₄+
ZnO
®
ZnSO₄ + H₂O 2H⁺ +
ZnO
®
Zn²⁺ + H₂O.

6) Взаимодействие с металлами: а)
кислоты-окислители по Н⁺
(HCl, HBr, HI,
HClO₄, H₂SO₄, H₃PO₄и др.).

В
реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до
водорода:

Li,
Rb,
K,
Ba,
Sr,
Ca,
Na,
Mg,
Al,
Mn,
Zn,
Cr,
Fe,
Cd,
Co,
Ni,
Sn,
Pb,
H,

Sb,
Bi,
Cu,
Hg,
Ag,
Pd,
Pt,
Au

2HCl + Fe
®
FeCl₂ + H₂
2H⁺ + Fe
®
Fe²⁺ + H₂.

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная
любой концентрации):

2Fe + 6H₂SO₄_{(конц. )} Fe₂(SO₄)₃
+ 3SO₂
+ 6H₂O

2Fe + 12H⁺+ 3SO₄^2–®
2Fe³⁺ + 3SO₂
+ 6H₂O.

7) Взаимодействие с солями.
Реакция происходит, если соль образована более
слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

2HCl + Na₂CO₃®
2NaCl + CO₂
+ H₂O 2H⁺ + CO₃^2–®
CO₂
+ H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄
® CaSO₄¯
+ 2HCl
Сa²⁺
+ SO₄^2-
® CaSO₄¯.

Получение.
Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с
последующим растворением образовавшегося газа в воде:

Cl₂ + H₂

2HCl.

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих
бескислородных кислот:

2HCl + Na₂S
®
2NaCl +
Н₂S

2H⁺ +
S^2–
®

Н₂S.

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием
кислотного оксида и воды.

Оксид кремния(IV)
SiO₂с водой не реагирует!

SO₂ +

H₂O

H₂SO₃.

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих
кислородсодержащих кислот:

2HCl + Na₂CO₃®
2NaCl +
Н₂СО₃

2H⁺+ CO₃^2–
®

Н₂СО₃.

Л.А. Яковишин

Кислоты

3.
КИСЛОТЫ

Кислотами
называются
сложные
вещества,
состоящие из
атомов
водорода и
кислотных
остатков.

С
точки зрения
теории
электролитической
диссоциации
кислоты это
электролиты, диссоциирующие
в водных
растворах
на катионы
только водорода
Н⁺ и анионы
кислотных
остатков.

Если
кислота
одноосновная,
то она диссоциирует
в одну
ступень:

HCI
H⁺
+ CI

HNO₃ H⁺ + NO₃

Если
кислота
многоосновная,
то она диссоциирует
ступенчато:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄
(первая
ступень),

H₂PO₄ H⁺ + HPO₄²
(вторая ступень),

HPO₄² H⁺ + PO₄³
(третья
ступень).

Ступенчатой
диссоциацией
многоосновных
кислот
объясняется
образование
кислых солей.

Номенклатура
кислот.

1. Бескислородные
кислоты

В бескислородных
кислотах
называется
кислотообразующий
элемент и
добавляется
окончание
водородная:

HCl хлороводородная
кислота

H₂S
сероводородная
кислота

2.
Кислородосодержащие
кислоты.

Составление
названий
кислородосодержащих
кислот
рассмотрим
на следующих
примерах:

H₂SO₄
серная
кислота,

H₃AsO₄ мышьяковая
кислота.

Называется
кислотообразующий
элемент с суффиксом
н или ов (если
степень
окисления
элементов
максимальная).

Если
степень
окисления
элемента
промежуточная,
то в
названии
используется
еще и суффикс
ист:

H₂SO₃
сернистая
кислота,

H₃AsO₃ мышьяковистая
кислота.

Когда
элемент
образует
много
кислородсодержащих
кислот
(например,
хлор), то, по
мере убывания
степени
окисления
кислотообразующего
элемента, они
имеют
следующие
названия:

HO₄
хлорная
кислота;

HO₃
хлорноватая
кислота;

HO₂
хлористая кислота;

HO
хлорноватистая
кислота.

Иногда
в молекулах
кислородосодержащих
кислот
элемент
имеет
одинаковую
степень окисления,
тогда в
названии
используются
приставки,
которые
указывают на
различное
содержание
воды в
кислоте:

мета
— мало воды,

орто —
много воды.

Например:

P₂O₅ + H₂O →
2HO₃
метафосфорная
кислота,

P₂O₅ + 3H₂O →
2H₃O₄
ортофосфорная
кислота.

При
составлении
формул
придерживаются
следующих
правил:

1. Бескислородные
кислоты.

Зная
название
кислоты,
записываем
сначала
водород, а затем
кислотообразующий
элемент.
Степень окисления
водорода в
кислотах
всегда +1. Степень
окисления
элемента
отрицательная.
Она равна
номеру
группы ПСЭ (в
которой
находится
элемент)
минус восемь.

Например:
сероводородная
кислота
элемент сера,
расположен в
шестой
группе ПСЭ. 6 — 8 = -2.
Степень
окисления серы
2. Записываем
символы
водорода и
серы Н⁺S^-2, т.к.
молекула электронейтральна,
то формула
кислоты
будет Н₂S.

2.
Кислородсодержащие
кислоты.

По
суффиксам в
названии
кислоты
определяем
степень
окисления кислотообразующего
элемента. Эта
степень
окисления
сохраняется
в кислотном
оксиде. По
приставке в
названии
определяем
количество
воды в
кислоте.

Например:
метафосфорная
кислота
кислотообразующий
элемент
фосфор.
Суффикс н
показывает,
что он имеет
максимальную
степень
окисления,
фосфор в
пятой группе
ПСЭ,
следовательно,
максимальная
степень
окисления +5,
она
сохраняется
и в оксиде
фосфора Р₂⁺⁵О₅^-2.
Приставка
мета
говорит о
том, что воды
в кислоте
минимальное
количество.

В
формулах
кислородосодержащих
кислот
сначала
записывается
водород, затем
кислотообразующий
элемент и
кислород. Индексами
выравнивают
число
положительных
и
отрицательных
зарядов. Если
они четные,
то их
сокращают и
ставят перед
формулой соответствующий
коэффициент.

_{+5 -2}

P₂O₅ + H₂O →
H₂P₂O₆ →
2HPO₃
метафосфорная
кислота,

_{+5 -2}

P₂O₅ + 2H₂O →
H₄P₂O₇
пирофосфорная
кислота,

_{+5 -2}

P₂O₅ + 3H₂O →
H₆P₂O₈ →
2H₃PO₄
ортофосфорная
кислота.

Классификация
кислот по
следующим
признакам:

По
содержанию
кислорода:

1. Кислородосодержащие
2. Бескислородные

HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄
HCl, HJ, H₂S

По основности

(по числу
атомов
водорода в
молекуле
кислоты)

1. Одноосновные

2. Многоосновные

HCl, HNO₃, HBr

H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S

По силе (по
степени
диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)

2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO₃, H₂SO₄
H₂S, HNO₂, H₂CO₃

По
растворимости

1. Растворимые
2. Нерастворимые

HCl, HNO₃
H₂SiO₃, H₂MoO₄

Получение

1. Бескислородные
кислоты
получают
синтезом из
простых веществ
летучих
соединений с
последующим
растворением
их в воде.
Например:

H₂ + Cl₂ →
2HCl хлороводород,
газ.
Растворяем
его в воде,
получаем HCl хлороводородную
кислоту
жидкость.

2.
Растворение
соответствующего
оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O →
2H₃PO₄.

3.
Электролиз
растворов
солей:

Na₂SO₄ + 4H₂O H₂SO₄
+2H₂+O₂+2NaОН.

4.
Взаимодействие
растворимой
соли с сильной
кислотой
(получают
нерастворимые,
легколетучие,
слабые
кислоты):

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCI
+ H₂SiO₃

H₂O

Na₂CO₃
+ 2HCl → 2NaCI + H₂CO₃

CO₂

Физические
свойства

Большинство
неорганических
кислот жидкости,
смешивающиеся
с водой в
любых соотношениях,
затвердевающие
при низких
температурах;
фосфорная
кислота —
кристаллическое,
похожее на
лед вещество,
хорошо
растворяется
в воде. Кремниевая
кислота
твердое
вещество,
нерастворимое
в воде.
Некоторые
кислоты
существуют
только в
растворе H₂Cr₂O₇, HMnO₄.
Их гидратированные
анионы
окрашены в
характерные
цвета: оранжевый,
фиолетовый.
Наконец,
такие
кислоты, как хлороводородная,
бромоводородная
летучие,
поэтому
обладают
резким
запахом.
Кислоты
имеют кислый
вкус.

Химические
свойства

1.
Изменение
цвета
индикаторов:

фенолфталеин
бесцветный,

лакмус
розовый,

метилоранж
красный.

2.
Взаимодействие
с
основаниями
с образованием
соли и воды
(реакция
нейтрализации):

H₂SO₄ + 2NaOH →
Na₂SO₄ + 2H₂O.

3.
Взаимодействие
с основными
оксидами:

H₂SO₄ + Na₂O →
Na₂SO₄ + 2H₂O.

4.
Взаимодействие
с солями:

а)
менее
летучие
кислоты
вытесняют
более летучие
из их солей:

H₂SO₄ + NaCI
→ NaHSO₄ + HCI

^конц^.^тверд.

б)
более
сильные
кислоты
вытесняют
менее сильные
из растворов
их солей:

3HCI + Na₃PO₄ →
3NaCI + H₃PO₄.

5.
Взаимодействие
с металлами
различных
кислот
протекает
согласно
положению
металлов в
ряду
напряжений,
который
характеризует
окислительно-восстановительную
способность
электрохимической
системы
металл — ион
металла.

Li К Ca Мg Al Ti Cr Zn
Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Au

Исходя
из этого, все
металлы
удобно
разделить на
три условные
группы:

Активные

Средней

активности

Малоактивные

Li К Ca Мg Al

Ti Cr Zn Fe
Ni Sn Pb

Cu Ag Au

Взаимодействие
металлов с хлороводородной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Pb)

Не
реагируют

Например:

Zn +2HCI → ZnCI₂ + H₂

Щелочные
и
щелочноземельные
металлы с растворами
кислот
взаимодействуют
в две стадии:

Na + HCI NaCI + H₂

1).2Na + 2H₂O →
2NaОН + H₂

2). NaОН
+ HCI→ NaCI + H₂O.

Малоактивные
металлы,
расположенные
в ряду
напряжений
правее
водорода, из
разбавленного
раствора
кислоты его
не вытесняют:

Cu + HCl

Взаимодействие
металлов с
разбавленной
серной
кислотой

Активные

Средней
актив.

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Pb)

Не
реагируют

Например:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄
+ H₂

Cu + H₂SO₄

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
серной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируются
Al, Fe)

Реагируют
Сu, Hg

не
реагируют Ag,

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются сульфат
металла,
вода и один
из продуктов
окисления
серной
кислоты:

S , H₂S, SO₂

SO₂

Например: Zn +
2H₂SO₄₍_К₎ → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

4Zn + 5H₂SO₄₍_К₎ → 4ZnSO₄ + H₂S +
4H₂O,

3Zn
+ 4H₂SO₄₍_К₎ → 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

2H₂SO₄₍_к₎ + Сu → Сu SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Холодная
концентрированная
серная кислота
пассивирует
Al, Fe; при
нагревании пассивирующие
пленки
растворяются,
и
взаимодействие
с кислотой
протекает
интенсивно.

Взаимодействие
металлов с
разбавленной
азотной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Ti)

Реагируют
Сu, Hg Ag,

не
реагируют

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются нитрат
металла,
вода
и один из
продуктов
окисления
азотной кислоты:

NH₃,
NH₄NO₃

N₂
или N₂O

Например:

10HNO₃ + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂
+ NH₄NO₃ + 3H₂O.

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
азотной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируются
Ti, Al, Cr, Fe)

Реагируют
Сu, Hg Ag,

не
реагируют

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются нитрат
металла, вода
и NO₂
(газ бурого
цвета). При
взаимодействии
с кислотой
активных
металлов
возможно
выделение N₂O.

Например:

4HNO₃ + Сu → Сu (NO₃)₂ + 2NO₂ +
2H₂O.

10HNO₃ + 4Са → 4Са (NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.

При
взаимодействии
азотной
кислоты любой
концентрации
и
концентрированной
серной с
металлами водород
никогда не
выделяется.

Холодная
концентрированная
азотная
кислота пассивирует
следующие
металлы Fe, Cr, Al, Ti, но при
нагревании
взаимодействие
этих металлов
с кислотой
протекает
энергично.

6.
Взаимодействие
с
неметаллами
азотной и концентрированной
серной
кислот:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄
+ 5NO,

C + 2H₂SO₄₍_к₎
→ CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

7.
При
нагревании
некоторые
кислоты
разлагаются:

H₂SiO₃H₂O + SiO₂.

Ход работы:

Опыт
№ 1. Взаимодействие
кислотного
оксида

с
водой

Стеклянной
палочкой
взять
кусочек
оксида
фосфора (V) и
смешать его с
небольшим
количеством
воды. В
полученный
раствор
добавить 23
капли лакмуса.
Написать
уравнение
реакции.

Опыт
№ 2. Взаимодействие
соли с
кислотой

Положить
в пробирку
немного
сухого ацетата
натрия

CH₃COONa
или другой
соли
уксусной
кислоты и
добавить
небольшое
количество
разбавленной
серной
кислоты.
Образовавшаяся
кислота
может быть
обнаружена
по запаху. При
выяснении
запаха нельзя
нюхать
вещество
прямо из
пробирки, так
как вдыхание
газов и паров
может вызвать
сильное
раздражение
дыхательных
путей. Необходимо
ладонью руки
сделать
легкие движения
от пробирки к
носу. В этом
случае в нос
будет
попадать
смесь газа с
воздухом и
сильного
раздражения
не
произойдет.

В
пробирку
внести 56
капель
концентрированного
раствора
силиката
натрия Na₂SiO₃
и постепенно
добавить 56
капель
соляной кислоты,
непрерывно
встряхивая
пробирку. Образуется
студнеобразный
осадок.
Подействовать
на
полученный
осадок
раствором
щелочи и
серной
кислоты. Отметить
изменения в
пробирках и
написать
уравнения
реакций.

Опыт
№ 3. Взаимодействие
основного
оксида с
кислотой

К
небольшому
количеству
оксида
магния в пробирке
прилить
небольшое
количество
соляной
кислоты.
Отметить
растворение
осадка.
Написать уравнения
реакции.
Какая соль
образовалась?

Опыт
№ 4. Взаимодействие
основания с
кислотой

(реакция
нейтрализации)

Налить в
фарфоровую
чашку 10 см³ 2
моль/дм³
раствора гидроксида
натрия.
Добавить 12
капли
фенолфталеина,
чтобы
окраска
стала
малиновой,
что подтверждает
наличие
щелочи в
растворе. Затем
в пробирку по
каплям
добавлять
раствор
соляной
кислоты, до
обесцвечивания
раствора.
Выпарить
содержимое
чашки и
убедиться,
что
образовалась
соль.
Написать
уравнение реакции.

Что такое соляная кислота? | Химическая формула и свойства соляной кислоты

Формула: HCl

Молярная масса: 36,46 г / моль

Внешний вид: бесцветная прозрачная жидкость

Это простая двухатомная молекула, состоящая из атома водорода и атома хлора, связанных с ковалентная одинарная связь. Поскольку атом хлора гораздо более электроотрицателен, чем атом водорода, ковалентная связь между атомами полярна.

Что такое соляная кислота?

Соляная кислота — сильнодействующая коррозионная кислота
Раствор хлористого водорода в воде известен как соляная кислота.Его химическая формула — HCl
Обладает уникальным резким запахом
Одно из его общих применений — это лабораторный реагент
Он используется как в водной, так и в газообразной форме

Происхождение

Это основной компонент желудочного сока, также называемый желудочной кислотой.

Приготовление соляной кислоты

Соляную кислоту получают растворением хлористого водорода и воды.Когда газообразный хлористый водород попадает в воду, молекулы воды захватывают атом водорода в HCl (г) и оттягивают его от атома хлора. Это процесс растворения, в результате которого образуется соляная кислота.

HCl + H ₂ O → H ₃ O + Cl-

Хлористый водород также образуется в качестве побочных продуктов при промышленном производстве других химикатов. Промышленно его получают сжиганием водорода в хлоре. Из-за испарения трудно приготовить HCl с высокой концентрацией.

Использование соляной кислоты

Соляная кислота — сильная кислота, поскольку она полностью диссоциирована в воде.
Его можно использовать для приготовления солей, содержащих ионы Cl-, называемых хлоридами.
Он также используется при титровании для определения количества оснований, так как это сильная кислота и дает более точные результаты.
Соляная кислота также используется для подготовки проб при химическом анализе.
Концентрированная соляная кислота может растворять различные металлы с образованием газообразного водорода и окисленных хлоридов металлов.

Что делает HCl отличным подкислителем?

Это чистый реагент и наименее опасен в обращении. Он состоит из неагрессивных и инертных хлорид-ионов.

Физические свойства соляной кислоты

Физические свойства, такие как точки кипения и плавления, плотность и pH, соляной кислоты, варьируются в зависимости от концентрации соляной кислоты в воде.Бесцветный, с резким запахом.

Химические свойства HCl

HCl — сильная кислота.
Он монопротонный, поэтому может выделять только один протон (H +). В воде; он полностью диссоциирует с образованием ионов водорода и хлорида. Причина диссоциации соляной кислоты на ионы водорода и хлора заключается в том, что это полярное ковалентное соединение, и поэтому при добавлении в воду оно ионизируется.
Концентрированная соляная кислота может растворять металлы и образовывать окисленные хлориды металлов и газообразный водород
HCl очень коррозионно агрессивен, она разрушает многие металлы, такие как ртуть, золото, платина, тантал, серебро и некоторые сплавы, за исключением.
Не вызывает коррозии в присутствии стекла.

Применения

Соляная кислота — сильная неорганическая кислота, которая используется в различных промышленных процессах.

1) Травление стали

Fe ₂ O ₃ + Fe + 6 HCl → 3 FeCl ₂ + 3 H ₂ O

Это процесс, в котором для удаления используется разбавленная соляная кислота. ржавчина или оксид железа из железа или стали перед их переработкой, дальнейшее производство проволоки, покрытие листов и полос, а также изделия из олова.Это требуется для всех стальных изделий, требующих дальнейшей обработки.

2) Чистящее средство

Соляную кислоту можно использовать для очистки любого материала, который может противостоять ее воздействию, поскольку он очень мощный. Он также используется для нейтрализации бассейнов при высоком уровне pH. Это делается путем заливки в бассейн при включенном насосе бассейна.

3) Для регулирования pH

Соляная кислота также используется для регулирования кислотности pH растворов. Он используется для регулирования pH в различных процессах производства и обработки, таких как фармацевтика, бассейны, питьевая вода, напитки и продукты питания.

4) Производство неорганических соединений

Многие неорганические соединения могут быть получены в результате простых кислотных реакций, приводящих к неорганическим соединениям.

Некоторые из них перечислены ниже:

Fe ₂ O ₃ + 6 HCl → 2 FeCl ₃ + 3H ₂ 0

В качестве коагуляции используются как PAC, так и хлорид железа (III). и флокулянты в производстве питьевой воды, очистке сточных вод и производстве бумаги.
Хлорид цинка для гальванической промышленности и производства аккумуляторов
Хлорид кальция и хлорид никеля (II) для гальваники

CaCO ₃ + 2 HCl → CaCl ₂ + CO ₂ + H ₂ O

5) Производство органических соединений

Соляная кислота используется в производстве органических соединений, таких как винилхлорид и дихлорметан, которые используются для производства ПВХ (поливинилхлорида).Помимо этой соляной кислоты, она используется для производства различных органических соединений, таких как аскорбиновая кислота и фармацевтических продуктов.

6) Желудочная кислота

Соляная кислота — важная часть вырабатываемого в организме желудочного сока, которая помогает пищеварению. В желудке неактивный пепсиноген превращается в активный пепсин с помощью HCl, который затем помогает пищеварению, разрывая связи, связывающие аминокислоты, — процесс, известный как протеолиз.

Опасности, связанные с соляной кислотой

Вдыхание небольшого количества соляной кислоты приводит к раздражению глаз, носа, дыхательных путей и воспалению у людей, в результате пероральное воздействие может вызвать повреждение слизистых оболочек, желудка, пищевода. и т.п.Однако постоянное воздействие соляной кислоты может привести к гастриту, хроническому бронхиту и т. Д.

Разница между хлористым водородом и соляной кислотой

И хлористый водород, и соляная кислота имеют одинаковую формулу. Разница заключается в физических состояниях, в которых они существуют. Хлористый водород находится в газообразном состоянии, а соляная кислота — в водном растворе.

Итак, это все о соляной кислоте. Применение соляной кислоты — один из наиболее важных аспектов этого раздела.

Соляная кислота — Энциклопедия Нового Света

2 Номер CAS

Соляная кислота

Общая
Систематическое название	Соляная кислота	902 902 902	Соляная кислота
Молекулярная формула	HCl в воде (H ₂ O)
Молярная масса	36,46 г / моль (HCl)
Внешний вид	Прозрачная бесцветная до светло-желтая жидкость
[7647-01-0]
Свойства
Плотность, фаза	1.18 г / см³, 37% раствор.
Растворимость в воде	Полностью смешивается.
Температура плавления	−26 ° C (247 K) 38% раствор.
Температура кипения	110 ° C (383 K), 20,2% раствор; 48 ° C (321 K), 38% раствор.
Кислотная диссоциация константа p K _a	−8,0
Вязкость	1,9 мПа · с при 25 ° C, 31.5% раствор
Опасности
Паспорт безопасности материала	Внешний паспорт безопасности материала
NFPA 704	0 3 1 32	Сильно агрессивен.
Температура вспышки	Невоспламеняющийся.
Заявление о R / S	R34, R37, S26, S36, S45
Номер RTECS	MW4025000
Страница дополнительных данных
Свойства	Структура и 9030 ε _r и т. Д.
Термодинамические данные	Фазовое поведение Твердое, жидкое, газообразное
Спектральные данные	УФ, ИК, ЯМР, МС
Родственные соединения
HBr, другие анионы HI
Другие катионы	Н / д
Родственные кислоты	Бромистоводородная кислота Плавиковая кислота Йодоводородная кислота Серная кислота
Если не указано иное, для материалов, указанных в их стандартах, состояние (при 25 ° C, 100 кПа) Заявление об отказе от ответственности и ссылки

Химическое соединение соляная кислота (или соляная кислота ) представляет собой водный (водный) раствор газообразного хлористого водорода (HCl). ).Эта сильная кислота очень агрессивна, и при обращении с ней необходимо соблюдать соответствующие меры безопасности. Это основной компонент желудочного сока. Он обычно используется в химических исследовательских лабораториях и на производственных предприятиях. Его применение включает крупномасштабное производство определенных соединений (таких как винилхлорид для поливинилхлоридного (ПВХ) пластика), удаление ржавчины и окалины с металлов, добычу нефти и переработку руды. Меньшие масштабы включают производство желатина и других ингредиентов в продуктах питания, а также обработку кожи.Ежегодно производится около 20 миллионов метрических тонн соляной кислоты.

История

Соляная кислота была впервые обнаружена около 800 года н. Э. В году алхимиком Джабиром ибн Хайяном (Гебер) путем смешивания поваренной соли с купоросом (серной кислотой). Джабир открыл многие важные химические вещества и записал свои открытия в более чем 20 книгах, в которых на протяжении сотен лет содержались его химические знания о соляной кислоте и других основных химических веществах. Изобретение Джабиром растворяющей золото царской водки, состоящей из соляной и азотной кислот, вызвало большой интерес у алхимиков, искавших философский камень.

Джабир ибн Хайян, средневековый рукописный рисунок.

В средние века соляная кислота была известна европейским алхимикам как спирт соли или acidum salis. Газообразный HCl получил название морской кислый воздух. Старое (предсистематическое) название соляная кислота имеет то же происхождение ( соляная кислота означает «относящийся к рассолу или соли»), и это название иногда используется до сих пор. Известное производство было зарегистрировано Базилиусом Валентином, каноником-алхимиком бенедиктинского монастыря Санкт-Петер в Эрфурте, Германия, в пятнадцатом веке.В семнадцатом веке Иоганн Рудольф Глаубер из Карлштадта-на-Майне, Германия, использовал хлорид натрия и серную кислоту для получения сульфата натрия в процессе Мангейма, выделяя газообразный хлористый водород. Джозеф Пристли из Лидса, Англия, получил чистый хлористый водород в 1772 году, а в 1818 году Хэмфри Дэви из Пензанса, Англия, доказал, что химический состав включает водород и хлор.

Во время промышленной революции в Европе спрос на щелочные вещества, такие как кальцинированная сода, увеличился, и новый промышленный процесс производства соды Николя Леблан (Иссундан, Франция) сделал возможным дешевое крупномасштабное производство.В процессе Леблана соль превращается в кальцинированную соду с использованием серной кислоты, известняка и угля. Хлороводород выделяется как побочный продукт. До Закона о щелочах 1863 года избыток HCl сбрасывался в воздух. После принятия закона производители кальцинированной соды были обязаны поглощать отработанный газ водой, производя соляную кислоту в промышленных масштабах.

Когда в начале двадцатого века процесс Leblanc был эффективно заменен процессом Solvay без побочного продукта соляной кислоты, соляная кислота уже полностью утвердилась в качестве важного химического вещества во многих областях применения.Коммерческий интерес инициировал другие методы производства, которые все еще используются сегодня, как описано ниже. Сегодня большая часть соляной кислоты производится путем абсорбции хлористого водорода из промышленных органических соединений.

Соляная кислота включена в список прекурсоров Таблицы II в соответствии с Конвенцией о борьбе с незаконным оборотом наркотических средств и психотропных веществ 1988 года из-за ее использования в производстве таких наркотиков, как героин, кокаин и метамфетамин.

Химия

Кислотное титрование.

Хлористый водород (HCl) представляет собой монопротоновую кислоту, что означает, что каждая молекула может диссоциировать (ионизировать) только один раз с высвобождением одного иона H ⁺ (одного протона). В водной соляной кислоте H ⁺ присоединяется к молекуле воды с образованием иона гидроксония, H ₃ O ⁺:

HCl + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ + Cl ^—

Молекулярная модель хлористого водорода.

Другой образующийся ион — это хлорид-ион Cl ^—.Поэтому соляную кислоту можно использовать для получения солей, называемых хлоридами , , таких как хлорид натрия. Соляная кислота — сильная кислота, так как полностью диссоциирует в воде.

Монопротоновые кислоты имеют одну константу диссоциации кислоты, K _a, которая указывает уровень диссоциации в воде. Для сильной кислоты, такой как HCl, K _a больше. Были предприняты теоретические попытки отнести К _к к HCl. Когда хлоридные соли, такие как NaCl, добавляются к водной HCl, они практически не влияют на pH, что указывает на то, что Cl ^— является чрезвычайно слабым конъюгированным основанием и что HCl полностью диссоциирует в водном растворе.Для средних и сильных растворов соляной кислоты предположение о том, что молярность H ⁺ (единица концентрации) равна молярности HCl, является превосходным и соответствует четырем значащим цифрам.

Из семи распространенных сильных кислот в химии, все они неорганические, соляная кислота является монопротоновой кислотой, которая с наименьшей вероятностью вступает в мешающую окислительно-восстановительную реакцию. Это одна из наименее опасных для обращения сильных кислот; несмотря на свою кислотность, он производит менее реактивные и нетоксичные хлорид-ионы.Растворы соляной кислоты средней концентрации достаточно стабильны, сохраняя свою концентрацию с течением времени. Эти характеристики, а также тот факт, что он доступен в виде чистого реагента, означают, что соляная кислота является отличным подкисляющим реагентом и кислотным титрантом (для определения количества неизвестного количества основания при титровании). Титранты с сильными кислотами полезны, потому что они дают более четкие конечные точки при титровании, что делает титрование более точным. Соляная кислота часто используется в химическом анализе и для переваривания образцов для анализа.Концентрированная соляная кислота растворяет некоторые металлы с образованием окисленных хлоридов металлов и газообразного водорода. Он будет производить хлориды металлов из основных соединений, таких как карбонат кальция или оксид меди (II). Он также используется в качестве простого кислотного катализатора некоторых химических реакций.

Физические свойства

Физические свойства соляной кислоты, такие как точки кипения и плавления, плотность и pH, зависят от концентрации или молярности HCl в растворе кислоты. Они могут варьироваться от значений для воды при 0% HCl до значений для дымящей соляной кислоты при более 40% HCl.

· 258 η 9022 9022 9022 · Теплота : кДж / (кг · К)22 9022 9022 30%70 229

Конц. (по массе) c: кг HCl / кг	Конц. (мас. / об.) c: кг HCl / м ³	Конц. Baumé	Плотность ρ: кг / л	Молярность M	pH	Вязкость
Давление пара P _HCl: Па	Температура кипения b.п.	Точка плавления т.пл.
10%	104,80	6,6	1,048	2,87 M	-0,5	1,16	3,47	0,527	103 ° C	%	219.60	13	1.098	6.02 M	-0,8	1,37	2,99	27,3	108 ° C	-59 ° C
19	1,149	9,45 M	-1,0	1,70	2,60	1,410	90 ° C	-52 ° C
32%
				32%
	10,17 M	-1,0	1,80	2,55	3,130	84 ° C	-43 ° C
34%	397,46	21	397,46	21	9022 9022 9022 9022 9022 9022 9022 1.0	1,90	2,50	6,733	71 ° C	-36 ° C
36%	424,44	22	1,179	11,64 M 9022 1,92 9022 1,92 9022 1,92 9022	14,100	61 ° C	-30 ° C
38%	451,82	23	1,189	12,39 M	-1,1	2,10 9022 9022 9022 C	-26 ° C

Эталонные температура и давление для приведенной выше таблицы составляют 20 ° C и 1 атмосферу (101 кПа).

Соляная кислота как бинарная (двухкомпонентная) смесь HCl и H ₂ O имеет азеотроп с постоянным кипением при 20,2% HCl и температуре 108,6 ° C (227 ° F). Существует четыре эвтектических точки постоянной кристаллизации для соляной кислоты между кристаллической формой HCl · H ₂ O (68 процентов HCl), HCl · 2H ₂ O (51 процент HCl), HCl · 3H ₂ O (41 процент HCl), HCl · 6H ₂ O (25 процентов HCl) и лед (0 процентов HCl). Также есть метастабильная эвтектическая точка на 24.8 процентов между льдом и HCl · 3H ₂ O кристаллизация

Производство

Соляная кислота получается растворением хлористого водорода в воде. Хлористый водород может быть получен разными способами, и, таким образом, существует несколько различных предшественников соляной кислоты. Крупномасштабное производство соляной кислоты почти всегда интегрируется с производством других химических веществ в промышленных масштабах.

Промышленный рынок

Соляная кислота производится в растворах с содержанием HCl до 38% (концентрированная).Химически возможны более высокие концентрации до чуть более 40 процентов, но при этом скорость испарения настолько высока, что при хранении и обращении требуются дополнительные меры предосторожности, такие как давление и низкая температура. Таким образом, массовая продукция промышленного класса составляет от 30 до 34 процентов, что оптимизировано для эффективной транспортировки и ограниченных потерь продукта парами HCl. Растворы для бытовых целей, в основном для очистки, обычно составляют от 10 до 12 процентов, при этом настоятельно рекомендуется разбавлять их перед использованием.

Крупнейшие производители по всему миру включают Dow Chemical с производительностью 2 млн метрических тонн в год (2 млн тонн в год) в пересчете на газ HCl и FMC, Georgia Gulf Corporation, Tosoh Corporation, Akzo Nobel и Tessenderlo с производительностью 0.От 5 до 1,5 млн т / год каждая. Общее мировое производство, в целях сравнения, выраженное в HCl, оценивается в 20 Мт / год, из которых 3 Мт / год — за счет прямого синтеза, а остальная часть — как вторичный продукт в результате органического и аналогичного синтезов. Безусловно, больше всего соляной кислоты потребляется производителем самостоятельно. Объем открытого мирового рынка оценивается в 5 млн т / год.

Приложения

Соляная кислота — сильная неорганическая кислота, которая используется во многих промышленных процессах. Приложение часто определяет необходимое качество продукта.

Регенерация ионообменников

Важным применением высококачественной соляной кислоты является регенерация ионообменных смол. Катионный обмен широко используется для удаления таких ионов, как Na ⁺ и Ca ²⁺ из водных растворов, с получением деминерализованной воды.

Na ⁺ заменено на H ₃ O ⁺

Ca ²⁺ заменено на 2 H ₃ O ⁺

Ионообменники и деминерализованная вода используется во всех химических производствах, производстве питьевой воды и многих пищевых производствах.

pH Контроль и нейтрализация

Соляная кислота часто применяется для регулирования щелочности (pH) растворов.

OH ^— + HCl → H ₂ O + Cl ^—

В промышленности, требующей чистоты (пищевая, фармацевтическая, питьевая вода), высококачественная соляная кислота используется для контроля pH потоков технологической воды. В менее требовательных отраслях промышленности соляной кислоты технического качества достаточно для нейтрализации стоков и очистки бассейнов.

Травление стали

Травление является важным этапом обработки поверхности металла для удаления ржавчины или окалины оксида железа с железа или стали перед последующей обработкой, такой как экструзия, прокатка, гальваника и другие методы. HCl технического качества с концентрацией обычно 18 процентов является наиболее часто используемым травильным агентом для травления марок углеродистой стали.

Fe ₂ O ₃ + Fe + 6 HCl → 3 FeCl ₂ + 3 H ₂ O

Отработанная кислота долгое время повторно использовалась в качестве растворов хлорида железа, но высокие уровни тяжелых металлов в травильном растворе уменьшили эту практику.

Однако в последние годы промышленность травления стали разработала процессы регенерации соляной кислоты, такие как распылительный обжиговой аппарат или процесс регенерации HCl в псевдоожиженном слое, которые позволяют извлекать HCl из отработанного травильного раствора. Наиболее распространенным процессом регенерации является процесс пирогидролиза по следующей формуле:

4 FeCl ₂ + 4 H ₂ O + O ₂ → 8 HCl + 2 Fe ₂ O ₃

За счет рекуперации отработанной кислоты создается замкнутый кислотный цикл.Оксид железа, являющийся побочным продуктом процесса регенерации, является ценным побочным продуктом, используемым во множестве вторичных производств.

HCl не является обычным травильным агентом для марок нержавеющей стали.

Производство неорганических соединений

Многие продукты могут быть получены с помощью соляной кислоты в обычных кислотно-основных реакциях, приводящих к неорганическим соединениям. К ним относятся химические вещества для обработки воды, такие как хлорид железа (III) и хлорид полиалюминия (PAC).

Fe ₂ O ₃ + 6 HCl → 2 FeCl ₃ + 3 H ₂ O

Хлорид железа (III) и ПАУ используются в качестве флокулянтов и коагулирующих агентов в очистка сточных вод, производство питьевой воды и производство бумаги.

Другие неорганические соединения, производимые с помощью соляной кислоты, включают хлорид кальция, хлорид никеля (II) для гальваники и хлорид цинка для гальванической промышленности и производства аккумуляторов.

Производство органических соединений

Наибольшее потребление соляной кислоты приходится на производство органических соединений, таких как винилхлорид для ПВХ, а также МДИ и ТДИ для полиуретана. Часто это внутреннее использование с потреблением соляной кислоты местного производства, которая никогда не попадает на открытый рынок.Другие органические соединения, полученные с помощью соляной кислоты, включают бисфенол А для поликарбоната, активированный уголь и аскорбиновую кислоту, а также многочисленные фармацевтические продукты.

Другие области применения

Соляная кислота является основным химическим веществом и поэтому используется в большом количестве небольших применений, таких как обработка кожи, уборка дома и строительство зданий. Кроме того, способ стимулирования добычи нефти заключается в закачке соляной кислоты в породу нефтяной скважины, растворении части породы и создании крупнопористой структуры.Кислотная обработка нефтяных скважин — распространенный процесс в нефтедобывающей промышленности Северного моря.

Многие химические реакции с участием соляной кислоты применяются при производстве продуктов питания, пищевых ингредиентов и пищевых добавок. Типичные продукты включают аспартам, фруктозу, лимонную кислоту, лизин, гидролизованный (растительный) белок в качестве пищевого усилителя и при производстве желатина. Пищевая (особо чистая) соляная кислота может применяться при необходимости для конечного продукта.

Физиология и патология

Соляная кислота составляет большую часть желудочного сока, пищеварительной жидкости человека.В сложном процессе и при большой энергетической нагрузке он секретируется париетальными клетками (также известными как оксинтические клетки). Эти клетки содержат обширную секреторную сеть (называемую канальцами), из которой HCl секретируется в просвет желудка. Они являются частью фундальных желез (также известных как кислородные железы) в желудке.

Механизмы безопасности, предотвращающие повреждение эпителия пищеварительного тракта соляной кислотой, следующие:

Отрицательные регуляторы ее высвобождения
Толстый слой слизи, покрывающий эпителий
Бикарбонат натрия, секретируемый эпителиальными клетками желудка и поджелудочной железы
Структура эпителия (плотные соединения)
Достаточное кровоснабжение
Простагландины (множество различных эффектов: они стимулируют секрецию слизи и бикарбоната, поддерживают целостность эпителиального барьера, обеспечивают адекватное кровоснабжение, стимулируют заживление поврежденной слизистой оболочки)

Когда по разным причинам эти механизмы не работают, может развиться изжога или пептические язвы.Препараты, называемые ингибиторами протонной помпы, не позволяют организму вырабатывать избыток кислоты в желудке, в то время как антациды нейтрализуют имеющуюся кислоту.

В некоторых случаях в желудке вырабатывается недостаточно соляной кислоты. Эти патологические состояния обозначаются терминами гипохлоргидрия и ахлоргидрия. Потенциально они могут привести к гастроэнтериту.

Химическое оружие

Фосген (COCl ₂) был обычным боевым химическим веществом, используемым во время Первой мировой войны. Основной эффект фосгена возникает в результате растворения газа в слизистых оболочках глубоко в легких, где он преобразуется гидролизом на угольную кислоту и коррозионную соляную кислоту.Последний разрушает альвеолярно-капиллярные мембраны, так что легкое заполняется жидкостью (отек легких).

Соляная кислота также частично ответственна за вредное воздействие горчичного газа или образование пузырей. В присутствии воды, например, на влажной поверхности глаз или легких, иприт распадается с образованием соляной кислоты.

Безопасность

Этикетки для опасных грузов

Соляная кислота в высоких концентрациях образует кислые туманы.И туман, и раствор оказывают разъедающее действие на ткани человека, потенциально повреждая органы дыхания, глаза, кожу и кишечник. При смешивании соляной кислоты с обычными окислителями, такими как отбеливатель (NaClO) или перманганат (KMnO ₄), образуется токсичный газовый хлор. Чтобы свести к минимуму риски при работе с соляной кислотой, следует принять соответствующие меры предосторожности, в том числе надеть резиновые или ПВХ перчатки, защитные очки и химически стойкую одежду.

Опасность растворов соляной кислоты зависит от концентрации.В следующей таблице приведена классификация растворов соляной кислоты ЕС:

22 37/38

Концентрация по весу	Классификация	Фразы R
10% –25%	Раздражающее ( Xi )
> 25%	Коррозийный ( C )	R34 R37

См. Также

Ссылки

Chang, Raymond. 2006. Химия, 9 изд.Нью-Йорк: McGraw-Hill Science / Engineering / Math. ISBN 0073221031.
Коттон, Ф. Альберт и Джеффри Уилкинсон. 1980. Продвинутая неорганическая химия, 4-е изд. Нью-Йорк: Вили. ISBN 0471027758.
Гайтон, Артур К. и Джон Э. Холл. 2000. Учебник медицинской физиологии . Филадельфия: Сондерс. ISBN 072168677X.
Лиде, Дэвид Р., изд. 2005. Справочник по химии и физике CRC, 86-е изд. Бока-Ратон: CRC Press. ISBN 0849304865.
McMurry, J., и R.C. Фэй. 2004. Химия, 4-е изд. Река Аппер Сэдл, штат Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN 0131402080.
Перри Р., Д. Грин и Дж. Мэлони. 1984. Справочник инженеров-химиков Перри, 6-е изд. Нью-Йорк: Макгроу-Хилл. ISBN 0070494797.

Источники

Энциклопедия Нового Света писатели и редакторы переписали и завершили статью Википедия
в соответствии со стандартами New World Encyclopedia . Эта статья соответствует условиям лицензии Creative Commons CC-by-sa 3.0 Лицензия (CC-by-sa), которая может использоваться и распространяться с указанием авторства. Кредит предоставляется в соответствии с условиями этой лицензии, которая может ссылаться как на участников Энциклопедии Нового Света, участников, так и на самоотверженных добровольцев Фонда Викимедиа. Чтобы процитировать эту статью, щелкните здесь, чтобы просмотреть список допустимых форматов цитирования. История более ранних вкладов википедистов доступна для исследователей здесь:

История этой статьи с момента ее импорта в Энциклопедию Нового Света :

Примечание. могут применяться ограничения на использование отдельных изображений, на которые распространяется отдельная лицензия.

Refraction — New World Encyclopedia

Соломинка, погруженная в цветной раствор, кажется сломанной из-за преломления света при переходе от раствора к воздуху.

Преломление — это изменение направления волны из-за изменения ее скорости, наблюдаемое при переходе волны из одной среды в другую. Самый распространенный пример — преломление света, которое происходит при образовании радуги в небе или радужных полос, когда белый свет проходит через стеклянную призму.Волны других типов также претерпевают рефракцию, например, когда звуковые волны переходят из одной среды в другую.

Преломление волн через среду количественно выражается с помощью так называемого показателя преломления (или показателя преломления ). Показатель преломления среды — это мера того, насколько скорость света (или других волн) уменьшается внутри среды по сравнению со скоростью света в вакууме или воздухе. Например, если образец стекла имеет показатель преломления 1.5, это означает, что скорость света, проходящего через стекло, в 1 / 1,5 = 0,67 {\ displaystyle 1 / 1,5 = 0,67} раз больше скорости света в вакууме или воздухе.

На основе знания свойств преломления и показателя преломления был разработан ряд приложений. Например, изобретение линз и рефракционных телескопов основано на понимании рефракции. Также знание показателя преломления различных веществ используется для оценки чистоты вещества или измерения его концентрации в смеси.При проверке зрения, проводимой офтальмологами или оптометристами, свойство рефракции лежит в основе метода, известного как рефрактометрия .

Объяснение

В оптике преломление возникает, когда световые волны распространяются из среды с определенным показателем преломления во вторую среду с другим показателем преломления. На границе между средами фазовая скорость волны изменяется, она меняет направление, а длина волны увеличивается или уменьшается, но ее частота остается постоянной.Например, луч света преломляется, когда входит в стекло и выходит из него. Понимание этой концепции привело к изобретению линз и преломляющего телескопа.

Преломление световых волн в воде. Темный прямоугольник представляет фактическое положение карандаша в миске с водой. Светлый прямоугольник обозначает видимое положение карандаша. Обратите внимание, что конец (X) выглядит так, как будто он находится в (Y), позиция, которая значительно ниже, чем (X).

Преломление можно увидеть, глядя в таз с водой.Воздух имеет показатель преломления около 1.0003, а вода — около 1,33. Если человек смотрит на прямой объект, например карандаш или соломинку, который кладут под наклоном, частично в воду, кажется, что объект изгибается у поверхности воды. Это происходит из-за искривления световых лучей при переходе от воды к воздуху. Как только лучи достигают глаза, глаз прослеживает их обратно в виде прямых линий (линий взгляда). Линии обзора (показаны пунктирными линиями) пересекаются в более высоком месте, чем то место, где исходят настоящие лучи.В результате карандаш будет казаться выше, а вода — более мелкой, чем есть на самом деле. Глубина, на которую вода кажется при взгляде сверху, известна как кажущаяся глубина ,

Диаграмма преломления водных волн

На диаграмме справа показан пример преломления водных волн. Рябь движется слева и проходит по более мелкой области, наклоненной под углом к фронту волны. На мелководье волны распространяются медленнее, поэтому длина волны уменьшается, и волна изгибается на границе.Пунктирная линия представляет собой нормаль к границе. Пунктирная линия представляет исходное направление волн. Это явление объясняет, почему волны на береговой линии никогда не касаются береговой линии под углом. В каком бы направлении волны ни двигались в глубокой воде, они всегда преломляются к нормали, когда попадают в более мелкую воду рядом с пляжем.

Преломление также отвечает за образование радуги и за разделение белого света на спектр радуги, когда он проходит через стеклянную призму. Стекло имеет более высокий показатель преломления, чем воздух, и разные частоты света перемещаются с разной скоростью (дисперсия), заставляя их преломляться под разными углами, так что вы можете их видеть.Разные частоты соответствуют разным наблюдаемым цветам.

Хотя преломление допускает прекрасные явления, такие как радуга, оно также может создавать особые оптические явления, такие как миражи и Фата Моргана. Это вызвано изменением показателя преломления воздуха с температурой.

Преломление в блоке из плексигласа (акрила).

Закон Снеллиуса используется для расчета степени преломления света при переходе от одной среды к другой.

Недавно были созданы метаматериалы с отрицательным показателем преломления.С метаматериалами мы также можем получить явление полного преломления, когда волновые сопротивления двух сред совпадают. Отраженной волны нет.

Кроме того, поскольку преломление может заставить объекты казаться ближе, чем они есть на самом деле, оно позволяет воде увеличивать объекты. Во-первых, когда свет попадает в каплю воды, он замедляется. Если поверхность воды не плоская, свет будет изгибаться по новому пути. Эта круглая форма будет изгибать свет наружу, и по мере его распространения изображение, которое вы видите, становится больше.

Показатель преломления

Показатель преломления (или показатель преломления ) среды является обратным соотношением фазовой скорости (определенной ниже) волнового явления, такого как свет или звук, и фазовой скорости в эталонная среда (вещество, через которое проходит волна). Он чаще всего используется в контексте света с вакуумом в качестве эталонной среды, хотя исторически были распространены другие эталонные среды (например, воздух при стандартном давлении и температуре).Обычно ему присваивается символ n, В случае света он равен

n = ϵr до н. Э. ; r {\ displaystyle n = {\ sqrt {\ epsilon _ {r} \ mu _ {r}}}},

где ε _r — относительная диэлектрическая проницаемость материала (как материал влияет на электрическую поле), а мкм _r — его относительная проницаемость (как материал реагирует на магнитное поле). Для большинства материалов μ _r очень близко к 1 на оптических частотах, поэтому n приблизительно равно ϵr {\ displaystyle {\ sqrt {\ epsilon _ {r}}}}. n может быть меньше 1, и это имеет практические технические приложения, такие как эффективные зеркала для рентгеновских лучей на основе полного внутреннего отражения.

Фазовая скорость определяется как скорость, с которой любая часть сигнала проходит через пространство; то есть скорость, с которой изменяется фаза сигнала. Групповая скорость — это скорость распространения огибающей формы волны ; то есть скорость изменения амплитуды (максимальное движение вверх и вниз) формы волны.Это групповая скорость, скорость, с которой гребни и впадины волны движутся в пространстве, которая (почти всегда) представляет скорость, с которой информация (и энергия) может передаваться волной — например, скорость, с которой Импульс света проходит по оптическому волокну.

Скорость света

Преломление света на границе раздела двух сред с разными показателями преломления, при n ₂> n ₁. Скорость ниже во второй среде (v ₂ ₁), поэтому угол преломления θ ₂ меньше угла падения θ ₁; то есть луч в среде с более высоким показателем преломления ближе к нормальному.

Скорость всего электромагнитного излучения в вакууме одинакова, примерно 3 × 10 ⁸ метра в секунду, и обозначается c .
Следовательно, если v — фазовая скорость излучения определенной частоты в конкретном материале, показатель преломления определяется как

n = cv {\ displaystyle n = {\ frac {c} {v}}}.

Это число обычно больше единицы: чем выше индекс материала, тем сильнее замедляется свет. Однако на определенных частотах (например.g., рентгеновские снимки), n на самом деле будет меньше единицы. Это не противоречит теории относительности, согласно которой никакой информационный сигнал не может распространяться быстрее, чем c, , потому что фазовая скорость не такая же, как групповая скорость или скорость сигнала, такая же, как групповая скорость, за исключением случаев, когда волна проходит через поглощающую среду.

Иногда определяется «показатель преломления групповой скорости», обычно называемый групповым индексом :

ng = cvg {\ displaystyle n_ {g} = {\ frac {c} {v_ {g}}} }

, где v _g — групповая скорость.Это значение не следует путать с n, , которые всегда определяются относительно фазовой скорости.

На микромасштабе фазовая скорость электромагнитной волны в материале замедляется, потому что электрическое поле создает возмущение в зарядах каждого атома (в первую очередь электронов), пропорциональное (соотношение ay = kx {\ displaystyle y = kx}) с величиной диэлектрическая проницаемость. Заряды, как правило, будут слегка колебаться в противофазе по отношению к движущему электрическому полю. Таким образом, заряды излучают собственную электромагнитную волну той же частоты, но с фазовой задержкой.Макроскопическая сумма всех таких вкладов в материале представляет собой волну с той же частотой, но с меньшей длиной волны, чем исходная, что приводит к замедлению фазовой скорости волны. Большая часть излучения колеблющихся материальных зарядов изменяет приходящую волну, изменяя ее скорость. Однако некоторая чистая энергия будет излучаться в других направлениях (см. Рассеяние).

Если показатели преломления двух материалов известны для данной частоты, то можно вычислить угол, на который излучение этой частоты будет преломляться при переходе от первого материала ко второму по закону Снеллиуса.

Отрицательный показатель преломления

Недавние исследования также продемонстрировали существование отрицательного показателя преломления, который может возникнуть, если ε и μ одновременно являются отрицательными. Считается, что это не происходит естественным путем, но этого можно достичь с помощью так называемых метаматериалов. Он предлагает возможность создания идеальных линз и других экзотических явлений, таких как обращение закона Снеллиуса.

Список показателей преломления

Многие материалы имеют хорошо изученные показатели преломления, но эти показатели сильно зависят от частоты света.Следовательно, любое числовое значение индекса не имеет смысла, если не указана соответствующая частота.

Существуют также более слабые зависимости от температуры, давления / напряжения и т. Д., А также от точного состава материалов. Однако для многих материалов и типичных условий эти отклонения находятся на уровне процентов или меньше. Поэтому особенно важно указать источник для измерения индекса, если требуется точность.

В общем, показатель преломления — это комплексное число, имеющее как действительную, так и мнимую части, где последняя указывает силу потерь на поглощение на определенной длине волны — таким образом, мнимую часть иногда называют коэффициентом ослабления k. Такие потери становятся особенно значительными — например, в металлах на коротких волнах (таких как видимый свет) — и должны быть включены в любое описание показателя преломления.

Дисперсия и поглощение

В реальных материалах поляризация не реагирует мгновенно на приложенное поле. Это вызывает диэлектрические потери, которые могут быть выражены как комплексная диэлектрическая проницаемость, так и зависящая от частоты. Настоящие материалы также не являются идеальными изоляторами, что означает, что они имеют ненулевую проводимость при постоянном токе (DC).Принимая во внимание оба аспекта, мы можем определить комплексный показатель преломления:

n ~ = n − iκ {\ displaystyle {\ tilde {n}} = ni \ kappa}

Здесь n — показатель преломления индекс, указывающий фазовую скорость, тогда как κ называется коэффициентом экстинкции, который указывает величину потерь на поглощение, когда электромагнитная волна распространяется через материал. И n , и κ зависят от частоты.

Эффект, заключающийся в том, что n изменяется в зависимости от частоты (кроме вакуума, где все частоты перемещаются с одинаковой скоростью c ), известен как дисперсия, и именно он заставляет призму разделять белый свет на составляющие его спектральные цвета. так образуются радуги под дождем или в тумане.Дисперсия также является причиной хроматической аберрации линз.

Поскольку показатель преломления материала изменяется в зависимости от частоты (и, следовательно, длины волны) света, обычно указывается соответствующая длина волны вакуума, на которой измеряется показатель преломления. Обычно это делается на различных четко определенных спектральных линиях излучения; например, n _D — показатель преломления на линии Фраунгофера «D», в центре желтой двойной эмиссии натрия при 589.Длина волны 29 нм.

Уравнение Селлмейера — это эмпирическая формула, которая хорошо подходит для описания дисперсии, и коэффициенты Селлмейера часто цитируются вместо показателя преломления в таблицах. Для некоторых репрезентативных показателей преломления на разных длинах волн см. Список показателей преломления.

Как показано выше, диэлектрические потери и отличная от нуля проводимость по постоянному току в материалах вызывают поглощение. Хорошие диэлектрические материалы, такие как стекло, имеют чрезвычайно низкую проводимость по постоянному току, а на низких частотах диэлектрические потери также незначительны, что приводит к почти отсутствию поглощения (κ ≈ 0).Однако на более высоких частотах (например, в видимом свете) диэлектрические потери могут значительно увеличить поглощение, снижая прозрачность материала для этих частот.

Действительная и мнимая части комплексного показателя преломления связаны с помощью соотношений Крамерса-Кронига. Например, можно определить полный комплексный показатель преломления материала как функцию длины волны из спектра поглощения материала.

Двулучепреломление

Кристалл кальцита, положенный на бумагу, с несколькими буквами, указывающими на двулучепреломление.

Показатель преломления некоторых сред может отличаться в зависимости от поляризации и направления распространения света через среду. Это называется двойным лучепреломлением и описывается в области кристаллооптики.

Нелинейность

Сильное электрическое поле света высокой интенсивности (например, выходное излучение лазера) может вызывать изменение показателя преломления среды по мере прохождения через нее света, что приводит к возникновению нелинейной оптики. Если показатель изменяется квадратично с полем (линейно с интенсивностью), это называется оптическим эффектом Керра и вызывает такие явления, как самофокусировка и самомодуляция фазы.Если индекс изменяется линейно с полем (что возможно только в материалах, не обладающих инверсионной симметрией), это известно как эффект Поккельса.

Неоднородность

Линза градиентного показателя преломления с параболическим изменением показателя преломления (n) с радиальным расстоянием (x) . Объектив фокусирует свет так же, как и обычный объектив.

Если показатель преломления среды непостоянен, но постепенно изменяется в зависимости от положения, материал известен как среда с градиентным показателем и описывается оптикой с градиентным показателем.Свет, проходящий через такую среду, можно изгибать или фокусировать, и этот эффект можно использовать для создания линз, некоторых оптических волокон и других устройств. Некоторые распространенные миражи вызваны пространственно изменяющимся показателем преломления воздуха.

Приложения

Показатель преломления материала является наиболее важным свойством любой оптической системы, которая использует свойство преломления. Он используется для расчета фокусирующей силы линз и рассеивающей способности призм.

Поскольку показатель преломления является фундаментальным физическим свойством вещества, он часто используется для идентификации конкретного вещества, подтверждения его чистоты или измерения его концентрации.Показатель преломления используется для измерения твердых тел (стекла и драгоценных камней), жидкостей и газов. Чаще всего он используется для измерения концентрации растворенного вещества в водном растворе. Рефрактометр — это инструмент, используемый для измерения показателя преломления. Для раствора сахара показатель преломления можно использовать для определения содержания сахара.

В медицине, в частности в офтальмологии и оптометрии, метод рефрактометрии использует свойство рефракции для проведения глазных тестов.Это клинический тест, в котором фороптер используется для определения аномалии рефракции глаза и, исходя из этого, для определения лучших корректирующих линз. Представлен ряд тестовых линз с градуированной оптической силой или фокусным расстоянием, чтобы определить, какие из них обеспечивают наиболее резкое и ясное зрение.

Альтернативное значение: преломление в металлургии

В металлургии термин преломление имеет другое значение. Это свойство металлов, указывающее на их способность противостоять нагреванию.Металлы с высокой степенью преломления относятся к огнеупорным материалам . Эти металлы имеют высокие температуры плавления, обусловленные сильными межатомными силами, которые участвуют в металлических связях. Для преодоления этих сил требуется большое количество энергии.

Примеры тугоплавких металлов включают молибден, ниобий, вольфрам и тантал. Карбид гафния является наиболее тугоплавким из известных бинарных соединений с температурой плавления 3890 ° C [1] [2]

См. Также

Ссылки

Fishbane, Paul M., и другие. 2005. Физика для ученых и инженеров, 3-е изд. Река Аппер Сэдл, штат Нью-Джерси: Pearson Education. ISBN 0131418815.

Внешние ссылки

Все ссылки получены 27 июля 2019 г.

Кредиты

Энциклопедия Нового Света Авторы и редакторы переписали и завершили статью Википедии
в соответствии со стандартами New World Encyclopedia . Эта статья соответствует условиям лицензии Creative Commons CC-by-sa 3.0 (CC-by-sa), которая может использоваться и распространяться с указанием авторства.Кредит предоставляется в соответствии с условиями этой лицензии, которая может ссылаться как на участников Энциклопедии Нового Света, участников, так и на самоотверженных добровольцев Фонда Викимедиа. Чтобы процитировать эту статью, щелкните здесь, чтобы просмотреть список допустимых форматов цитирования. История более ранних вкладов википедистов доступна для исследователей здесь:

История этой статьи с момента ее импорта в Энциклопедию Нового Света :

Серная кислота — Энциклопедия Нового Света

902 формула

9022 R9022 9022 9022

кислота
Азотная кислота

Серная кислота

Общее
Систематическое название	серная кислота
H ₂ SO ₄ (водн.)
Молярная масса	98,08 г моль ⁻¹
Внешний вид	прозрачная, бесцветная, жидкость без запаха	902 номер AS	902	[7664-93-9]
Свойства
Плотность и фаза	1.84 г см ⁻³, жидкость
Растворимость в воде	полностью смешивается (экзотермический)
Точка плавления	10 ° C (283 K)
Точка кипения 338222	(611 K)
pK _a	−3 (оспаривается, см. Обсуждение) 1,99
Вязкость	26,7 сП при 20 ° C
Опасности MS		9 902 Внешний вид Паспорт безопасности материала (MSDS)
Классификация ЕС	Коррозийный ( C )
NFPA 704	0 3 2

S-фразы	S1 / 2, S26, S30, S45
Температура вспышки	Невоспламеняющийся
Номер RTECS	WS5600000 9 0222
Страница дополнительных данных
Структура и свойства	n , ε _r и т. Д.
Термодинамические данные	Фазовое поведение Твердое, жидкое, газовое
Спектральные данные	УФ, ИК, ЯМР, МС
Родственные соединения
Родственные сильные кислоты Селеновая кислота
Родственные соединения	Сероводород Сернистая кислота Пероксимоносерная кислота Триоксид серы Олеум
Если не указано иное, данные приведены для их стандартного состояния при температуре ° C , 100 кПа) Заявление об ограничении ответственности и ссылки

Серная кислота (или серная кислота на британском английском языке) — сильная минеральная кислота с химической формулой H ₂ SO ₄.Он растворим в воде при всех концентрациях. Когда-то оно было известно как масло купороса , термин, придуманный алхимиком восьмого века Джабиром ибн Хайяном (Гебером), вероятным первооткрывателем этого химического вещества. ^[1]

Серная кислота имеет множество применений и производится в больших количествах, чем любое другое химическое вещество, кроме воды. Мировое производство в 2001 году составило 165 миллионов тонн при приблизительной стоимости 8 миллиардов долларов. Основные области применения включают переработку руды, производство удобрений, нефтепереработку, очистку сточных вод и химический синтез.Многие белки состоят из серосодержащих аминокислот (таких как цистеин и метионин), которые при метаболизме в организме производят серную кислоту.

История серной кислоты

Открытие серной кислоты приписывают алхимику восьмого века Джабиру ибн Хайяну (Геберу). Позже его изучил врач и алхимик IX века ибн Закария ар-Рази (Расес), который получил это вещество путем сухой перегонки минералов, в том числе гептагидрата сульфата железа (II) (FeSO ₄ • 7H ₂ O ) и пентагидрат сульфата меди (II) (CuSO ₄ • 5H ₂ O).При нагревании эти соединения разлагаются на оксид железа (II) и оксид меди (II), соответственно, с выделением воды и триоксида серы. Комбинация воды с триоксидом серы дает разбавленный раствор серной кислоты. Этот метод был популяризирован в Европе благодаря переводам арабских и персидских трактатов и книг европейских алхимиков, в том числе немца XIII века Альберта Магнуса.

Серная кислота была известна средневековым европейским алхимикам как масло купороса , спирт купороса или просто купорос и другие названия.Слово купорос происходит от латинского vitreus (что означает «стекло») из-за стекловидного вида сульфатных солей, которые также носили название купорос. Соли, которым было дано это название, включали сульфат меди (II) (голубой купорос, или иногда римский купорос), сульфат цинка (белый купорос), сульфат железа (II) (зеленый купорос), сульфат железа (III) (купорос Марса), и сульфат кобальта (II) (красный купорос).

Знаете ли вы?

Серная кислота была известна средневековым европейским алхимикам как «купоросное масло». На диаграмме Джона Дальтона 1808 года молекулы серной кислоты показан центральный атом серы, связанный с тремя атомами кислорода.

Купорос широко считался самым важным алхимическим веществом, предназначенным для использования в качестве философского камня. Высокоочищенный купорос использовался в качестве среды для взаимодействия веществ. В основном это было связано с тем, что кислота не реагирует с золотом, что часто является конечной целью алхимических процессов. Важность купороса для алхимии подчеркивается в алхимическом девизе, backronym, ^[2] Visita Interiora Terrae Rectificando Invenies Occultum Lapidem («Посетите недра земли и исправьте (т.е. очищение) вы найдете скрытый / секретный камень ‘). ^[3]

В семнадцатом веке немецко-голландский химик Иоганн Глаубер получил серную кислоту путем сжигания серы вместе с селитрой (нитрат калия, KNO ₃) в присутствии пара. Когда селитра разлагается, она окисляет серу до SO ₃, которая соединяется с водой с образованием серной кислоты. В 1736 году лондонский фармацевт Джошуа Уорд использовал этот метод, чтобы начать первое крупномасштабное производство серной кислоты.

В 1746 году в Бирмингеме Джон Робак начал производить серную кислоту таким способом в камерах, облицованных свинцом, которые были более прочными, менее дорогими и могли быть больше, чем стеклянные емкости, которые использовались ранее. Этот процесс со свинцовой камерой позволил эффективно индустриализировать производство серной кислоты и, с некоторыми усовершенствованиями, оставался стандартным методом производства в течение почти двух столетий.

Серная кислота Робака составляла всего 35–40 процентов серной кислоты.Более поздние усовершенствования процесса в свинцовой камере французским химиком Жозефом-Луи Гей-Люссаком и британским химиком Джоном Гловером улучшили этот показатель до 78 процентов. Однако производство некоторых красителей и другие химические процессы требуют более концентрированного продукта, и на протяжении восемнадцатого века это можно было производить только путем сухой перегонки минералов по методике, аналогичной первоначальным алхимическим процессам. Пирит (дисульфид железа, FeS ₂) нагревали на воздухе с получением сульфата железа (II) (FeSO ₄), который окисляли при дальнейшем нагревании на воздухе с образованием сульфата железа (III) (Fe ₂ (SO ₄) ₃).Когда сульфат железа (III) нагревали до 480 ° C, он разлагался до оксида железа (III) и триоксида серы, которые можно было пропустить через воду, чтобы получить серную кислоту в любой концентрации. Расходы на этот процесс не позволили широко использовать концентрированную серную кислоту.

В 1831 году британский торговец уксусом Перегрин Филлипс запатентовал гораздо более экономичный способ производства триоксида серы и концентрированной серной кислоты, теперь известный как контактный процесс. Практически все мировые запасы серной кислоты в настоящее время производятся этим методом.

Серная кислота в различных концентрациях

Хотя можно получить почти 100-процентную серную кислоту, она теряет газообразный триоксид серы (SO ₃) при температуре кипения с образованием 98,3-процентной кислоты. 98-процентный сорт более стабилен при хранении, что делает его обычной формой для «концентрированной» серной кислоты. Другие концентрации серной кислоты используются для разных целей. Некоторые общие концентрации указаны ниже.

Десять процентов (pH 1): разбавленная серная кислота для лабораторного использования.
33,5 процента (pH 0,5): аккумуляторная кислота (используется в свинцово-кислотных аккумуляторах).
62,18 процента (pH около 0,4): камерная или удобрительная кислота.
77,67% (pH около 0,25): башня или кислота Гловера.
98 процентов (pH около 0,1): концентрированный.

Учитывая, что серная кислота является сильной кислотой, 0,50 молярный (М) раствор этой кислоты имеет pH, близкий к нулю.

Также доступны различные степени чистоты. Техническая степень H ₂ SO ₄ нечистая и часто окрашенная, но подходит для внесения удобрений.Чистые сорта, такие как сорт Фармакопеи США (USP), используются для изготовления фармацевтических препаратов и красителей.

При добавлении высоких концентраций SO ₃ (г) к серной кислоте образуется H ₂ S ₂ O ₇. Его называют пиросерной кислотой, дымящей серной кислотой или олеумом. Менее распространенное название — кислота Нордхаузена. Концентрации олеума выражаются либо в процентах SO ₃ (называемых процентами олеума), либо в процентах H ₂ SO ₄ (количество, полученное при добавлении H ₂ O).Обычно концентрация олеума составляет 40 процентов (109 процентов H ₂ SO ₄) и 65 процентов олеума (114,6 процентов H ₂ SO ₄). Чистый H ₂ S ₂ O ₇ представляет собой твердое вещество с температурой плавления 36 ° C.

Физические свойства

Безводный H ₂ SO ₄ — очень полярная жидкость с диэлектрической проницаемостью около 100. Это свойство возникает из-за того, что она может диссоциировать, протонируя себя, процесс, известный как автопротолиз .^[4] Это протонирование происходит в высокой степени, более чем в десять миллиардов раз выше уровня, наблюдаемого в воде. Его можно представить следующим образом:

2 H ₂ SO ₄ → H ₃ SO ₄ ⁺ + HSO ₄ ^—

Этот процесс позволяет протонам быть очень мобильными. дюйм H ₂ SO ₄. Это также делает серную кислоту отличным растворителем для многих реакций. Фактически, химическое равновесие более сложное, чем показано выше.В состоянии равновесия 100-процентный H ₂ SO ₄ содержит следующие частицы (цифры в скобках указывают количества в молях на килограмм растворителя):

HSO ₄ ^— (15,0)
H ₃ SO ₄ ⁺ (11,3)
H ₃ O ⁺ (8,0)
HS ₂ O ₇ ^— (4,4)
H ₂ S ₂ O ₇ (3,6)
H ₂ O (0.1).

Химические свойства

Реакция с водой

Реакция серной кислоты с водой (так называемая реакция гидратации) выделяет большое количество тепла, поэтому ее называют экзотермической реакцией. Если к концентрированной серной кислоте добавить воду, она может опасно вскипеть и плеваться. Одна из причин такого поведения связана с относительной плотностью двух жидкостей. Вода менее плотная, чем серная кислота, и имеет тенденцию плавать над кислотой.

Для безопасного разбавления кислоты следует всегда добавлять кислоту в воду (небольшими порциями), а не воду в кислоту.^[5]

Реакцию лучше всего рассматривать как образование ионов гидроксония, а именно:

H ₂ SO ₄ + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + HSO ₄ ^—

А затем:

HSO ₄ ^— + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + SO ₄ ^2-

Поскольку гидратация серной кислоты является термодинамически благоприятной, ^[6] серная кислота является отличным дегидратирующим агентом и используется для приготовления многих сушеных фруктов.Сродство серной кислоты к воде настолько велико, что она удаляет атомы водорода и кислорода из других соединений. Например, смешивание крахмала (C ₆ H ₁₂ O ₆) _n и концентрированной серной кислоты даст элементарный углерод и воду, которая поглощается серной кислотой (которая становится слегка разбавленной):

(C ₆ H ₁₂ O ₆) _n → 6C + 6H ₂ O.

Эффект этого можно увидеть, когда концентрированная серная кислота пролита на бумагу; крахмал реагирует, давая вид обгоревшего, углерод появляется, как сажа при пожаре.Более драматическая иллюстрация происходит, когда серная кислота добавляется к столовой ложке белого сахара в чашке, когда из чашки выходит высокий жесткий столб черного пористого углерода, сильно пахнущий карамелью.

Другие реакции серной кислоты

В качестве кислоты серная кислота реагирует с большинством оснований с образованием соответствующих сульфатов. Например, сульфат меди (II), знакомая синяя соль меди, используемая для гальваники и в качестве фунгицида, получается реакцией оксида меди (II) с серной кислотой:

CuO + H ₂ SO ₄ → CuSO ₄ + H ₂ O

Серная кислота может использоваться для вытеснения более слабых кислот из их солей.Например, его реакция с ацетатом натрия дает уксусную кислоту:

H ₂ SO ₄ + CH ₃ COONa → NaHSO ₄ + CH ₃ COOH

Аналогичным образом реакция серной кислоты с нитратом калия может быть использована для получения азотной кислоты вместе с осадком бисульфата калия. С самой азотной кислотой серная кислота действует как кислота и дегидратирующий агент, образуя ион нитрония NO ₂ ⁺, который важен в реакциях нитрования, включающих электрофильное ароматическое замещение.Этот тип реакции, при которой протонирование происходит на атоме кислорода, важен во многих реакциях органической химии, таких как этерификация Фишера и дегидратация спиртов.

Серная кислота реагирует с большинством металлов за одну реакцию замещения с образованием газообразного водорода и сульфата металла. Разбавленный H ₂ SO ₄ разрушает железо, алюминий, цинк, марганец и никель, но для олова и меди требуется горячая концентрированная кислота. Однако свинец и вольфрам устойчивы к серной кислоте.Реакция с железом типична для большинства этих металлов, но реакция с оловом необычна тем, что дает диоксид серы, а не водород. Эти реакции показаны здесь:

Fe (тв.) + H ₂ SO ₄ (водн.) → H ₂ (г) + FeSO ₄ (водн.)

Sn (тв.) + 2 H ₂ SO ₄ (водн.) → SnSO ₄ (водн.) + 2 H ₂ O (л) + SO ₂ (г)

Производство

Серная кислота производится из серы, кислорода и воды путем контактный процесс.

На первом этапе сера сжигается для получения диоксида серы.

(1) S (s) + O ₂ (г) → SO ₂ (г)

Этот продукт затем окисляется до триоксида серы с использованием кислорода в присутствии катализатора оксида ванадия (V) .

(2) 2 SO ₂ + O ₂ (г) → 2 SO ₃ (г) (в присутствии V ₂ O ₅)

Наконец, триоксид серы обрабатывают водой (обычно 97-98 процентов H ₂ SO ₄, содержащей два-три процента воды) для получения 98-99 процентов серной кислоты.

(3) SO ₃ (г) + H ₂ O (л) → H ₂ SO ₄ (л)

Обратите внимание, что прямое растворение SO ₃ в воде нецелесообразно, потому что реакция сильно экзотермична и образует туман вместо жидкости.

Альтернативный метод заключается в абсорбции SO ₃ в H ₂ SO ₄ с получением олеума (H ₂ S ₂ O ₇). Затем олеум разбавляется до серной кислоты.

(3) H ₂ SO ₄ (л) + SO ₃ → H ₂ S ₂ O ₇ (л)

Олеум реагирует с водой с образованием концентрированной H ₂ SO ₄.

(4) H ₂ S ₂ O ₇ (л) + H ₂ O (л) → 2 H ₂ SO ₄ (л)

Использует

Серная кислота является очень важным товарным химическим продуктом, и действительно, производство серной кислоты в стране является хорошим показателем ее промышленного потенциала.^[7] Основное применение (60 процентов от общего количества в мире) серной кислоты — это «мокрый способ» производства фосфорной кислоты, используемой для производства фосфорных удобрений и тринатрийфосфата для моющих средств. Этот метод предполагает использование фосфоритов, и ежегодно перерабатывается более 100 миллионов метрических тонн. Это сырье, показанное ниже как фторапатит (Ca ₅ F (PO ₄) ₃) (хотя точный состав может варьироваться), обрабатывают 93-процентной серной кислотой для получения сульфата кальция (CaSO ₄). , фтороводород (HF) и фосфорная кислота (H ₃ PO ₄).HF удаляют в виде плавиковой кислоты. Общий процесс можно представить следующим образом:

Ca ₅ F (PO ₄) ₃ + 5 H ₂ SO ₄ + 10 H ₂ O → 5 CaSO ₄ • 2 H ₂ O + HF + 3 H ₃ PO ₄

Серная кислота используется в больших количествах в производстве чугуна и стали, главным образом как травильная кислота, используемая для удаления окисления, ржавчины и окалины с катаного листа и заготовки перед продажей в автомобильный и бытовой бизнес.Использованная кислота часто повторно используется на установке регенерации отработанной кислоты (SAR). Эти установки сжигают отработанную кислоту с природным газом, нефтеперерабатывающим газом, мазутом или другим подходящим источником топлива. В процессе сжигания образуется газообразный диоксид серы (SO ₂) и триоксид серы (SO ₃), которые затем используются для производства «новой» серной кислоты. Эти типы заводов являются обычным дополнением к металлургическим заводам, нефтеперерабатывающим заводам и другим местам, где серная кислота потребляется в больших количествах, поскольку эксплуатация завода SAR намного дешевле, чем покупка товара на открытом рынке.

Сульфат аммония, важное азотное удобрение, чаще всего производится в качестве побочного продукта на коксовых заводах, снабжающих предприятия по производству чугуна и стали. Реакция аммиака, образующегося при термическом разложении угля, с отработанной серной кислотой позволяет кристаллизовать аммиак. в виде соли (часто коричневой из-за загрязнения железом) и продается в агрохимической промышленности.

Еще одно важное применение серной кислоты — это производство сульфата алюминия, также известного как квасцы для бумагоделателей.Он может реагировать с небольшим количеством мыла на волокнах бумажной массы с образованием гелеобразных карбоксилатов алюминия, которые помогают коагулировать волокна пульпы в твердую поверхность бумаги. Он также используется для производства гидроксида алюминия, который используется на водоочистных станциях для фильтрации примесей, а также для улучшения вкуса воды. Сульфат алюминия получают реакцией боксита с серной кислотой:

Al ₂ O ₃ + 3 H ₂ SO ₄ → Al ₂ (SO ₄) ₃ + 3 H ₂ O

Серная кислота используется для множества других целей в химической промышленности.Например, это обычный кислотный катализатор превращения циклогексаноноксима в капролактам, используемый для производства нейлона. Он используется для производства соляной кислоты из соли по методу Мангейма. Много
H ₂ SO ₄ используется в нефтепереработке, например, в качестве катализатора реакции изобутана с изобутиленом с образованием изооктана, соединения, повышающего октановое число бензина (бензина). Серная кислота также важна при производстве красителей.

Смесь серной кислоты и воды иногда используется в качестве электролита в различных типах свинцово-кислотных аккумуляторов, где она претерпевает обратимую реакцию, при которой свинец и диоксид свинца превращаются в сульфат свинца (II).Серная кислота также является основным ингредиентом некоторых очистителей канализации, используемых для очистки засоров, состоящих из бумаги, ветоши и других материалов, которые трудно растворяются щелочными растворами.

Серная кислота также используется в качестве общего дегидратирующего агента в ее концентрированной форме. См. «Реакция с водой».

Серно-йодный цикл

Серо-йодный цикл представляет собой серию термохимических процессов, используемых для получения водорода. Он состоит из трех химических реакций, чистым реагентом которых является вода, а чистыми продуктами — водород и кислород.

2 H ₂ SO ₄ → 2 SO ₂ + 2 H ₂ O + O ₂ (830 ° C)

I ₂ + SO ₂ + 2 H ₂ O → 2 HI + H ₂ SO ₄ (120 ° C)

2 HI → I ₂ + H ₂ (320 ° C)

Соединения серы и йода извлекаются и повторно используется, поэтому процесс рассматривается как цикл. Этот процесс эндотермический и должен происходить при высоких температурах, поэтому необходимо подавать энергию в виде тепла.

Серно-йодный цикл был предложен как способ поставки водорода для водородной экономики. Он не требует углеводородов, как современные методы парового риформинга.

Серно-йодный цикл в настоящее время исследуется как возможный метод получения водорода, но концентрированная коррозионная кислота при высоких температурах представляет в настоящее время непреодолимую угрозу безопасности, если процесс будет построен в больших масштабах.

Экологические аспекты

Серная кислота является составной частью кислотных дождей и образуется в результате атмосферного окисления диоксида серы в присутствии воды, т.е.е. окисление сернистой кислоты. Диоксид серы является основным продуктом при сжигании серы в серосодержащем топливе, таком как уголь или нефть.

Серная кислота образуется естественным путем в результате окисления сульфидных минералов, таких как сульфид железа. Полученная вода может быть очень кислой и называется кислотным дренажем горных пород (ARD). Образовавшаяся кислая вода может растворять металлы, присутствующие в сульфидных рудах, в результате чего получаются ярко окрашенные и токсичные потоки. Окисление пирита сульфида железа молекулярным кислородом дает железо (II), или Fe ²⁺:

FeS ₂ + 7/2 O ₂ + H ₂ O → Fe ²⁺ + 2 SO ₄ ^2- + 2 H ⁺

Fe ²⁺ можно дополнительно окислить до Fe ³⁺, согласно:

Fe ²⁺ + 1/4 O ₂ + H ⁺ → Fe ³⁺ + 1/2 H ₂ O

и полученный таким образом Fe ³⁺ можно осаждать в виде гидроксида или закиси водорода.Уравнение образования гидроксида:

Fe ³⁺ + 3 H ₂ O → Fe (OH) ₃ + 3 H ⁺

Ион железа (III) (» трехвалентное железо », в случайной номенклатуре) также может окислять пирит. Когда происходит окисление пирита железом (III), процесс может стать быстрым, и в результате этого процесса в ARD были измерены значения pH ниже нуля.

ARD может также производить серную кислоту с меньшей скоростью, так что способность нейтрализации кислоты (ANC) водоносного горизонта может нейтрализовать образовавшуюся кислоту.В таких случаях концентрация общего растворенного твердого вещества (TDS) в воде может быть увеличена за счет растворения минералов в результате реакции кислотной нейтрализации с минералами.

Серная кислота образуется в верхних слоях атмосферы Венеры в результате фотохимического воздействия Солнца на двуокись углерода, двуокись серы и водяной пар. Ультрафиолетовые фотоны с длиной волны менее 169 нм могут фотодиссоциировать углекислый газ на окись углерода и атомарный кислород. Атомарный кислород очень реактивен; когда он вступает в реакцию с диоксидом серы, следовым компонентом атмосферы Венеры, в результате образуется триоксид серы, который может соединяться с водяным паром, другим следовым компонентом атмосферы Венеры, с образованием серной кислоты.

CO ₂ → CO + O

SO ₂ + O → SO ₃

SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄

В В верхних, более холодных частях атмосферы Венеры серная кислота может существовать в виде жидкости, а толстые облака серной кислоты полностью закрывают поверхность планеты сверху. Главный облачный слой простирается на 45–70 км над поверхностью планеты, а более тонкие дымки простираются от 30 до 90 км над поверхностью.

Инфракрасные спектры миссии НАСА «Галилео» показывают отчетливые абсорбции на Европе, спутнике Юпитера, которые были приписаны одному или нескольким гидратам серной кислоты. Интерпретация спектров несколько противоречива. Некоторые планетологи предпочитают приписывать спектральные характеристики сульфат-иону, возможно, как части одного или нескольких минералов на поверхности Европы.

Безопасность

Опасности в лабораторных условиях

Коррозионные свойства серной кислоты усиливаются из-за ее сильно экзотермической реакции с водой.Следовательно, ожоги от серной кислоты потенциально более серьезны, чем ожоги от сопоставимых сильных кислот (например, соляной кислоты), поскольку есть дополнительное повреждение тканей из-за обезвоживания и, в частности, из-за тепла, выделяемого при реакции с водой, то есть вторичное термическое повреждение. Опасность, очевидно, выше при использовании более концентрированных препаратов серной кислоты, но следует помнить, что даже обычная лабораторная «разбавленная» марка (приблизительно один M, десять процентов) обуглит бумагу из-за обезвоживания, если оставить ее в контакте в течение достаточного времени. время.Стандартная процедура оказания первой помощи при попадании кислоты на кожу, как и в случае других коррозионных агентов, заключается в орошении большим количеством воды: мытье следует продолжать в течение достаточного периода времени — по крайней мере, от десяти до пятнадцати минут — для охлаждения тканей. вокруг кислотного ожога и для предотвращения вторичного повреждения. Загрязненную одежду необходимо немедленно снять, а кожу под ней тщательно промыть.

Приготовление разбавленной кислоты также может быть опасным из-за тепла, выделяемого в процессе разбавления.Важно, чтобы концентрированная кислота добавлялась в воду, а не наоборот, чтобы воспользоваться относительно высокой теплоемкостью воды. Добавление воды к концентрированной серной кислоте в лучшем случае приводит к рассеиванию аэрозоля серной кислоты, в худшем — к взрыву. Приготовление растворов с концентрацией более шести M (35 процентов) является наиболее опасным, поскольку выделяемого тепла может быть достаточно для кипячения разбавленной кислоты: эффективное механическое перемешивание и внешнее охлаждение (например.грамм. ледяная ванна).

Промышленные опасности

Хотя серная кислота негорючая, контакт с металлами в случае утечки может привести к выделению газообразного водорода. Распространение кислых аэрозолей и газообразного диоксида серы является дополнительной опасностью пожаров, связанных с серной кислотой. В качестве огнетушащего вещества следует использовать воду , а не из-за риска дальнейшего рассеивания аэрозолей: там, где это возможно, предпочтительнее использовать двуокись углерода.

Серная кислота не считается токсичной, за исключением ее очевидной коррозионной опасности, и основными профессиональными рисками являются контакт с кожей, приводящий к ожогам (см. Выше) и вдыхание аэрозолей.Воздействие аэрозолей в высоких концентрациях приводит к немедленному и серьезному раздражению глаз, дыхательных путей и слизистых оболочек: оно быстро прекращается после воздействия, хотя существует риск последующего отека легких, если повреждение тканей было более серьезным. При более низких концентрациях наиболее частым симптомом хронического воздействия аэрозолей серной кислоты является эрозия зубов, обнаруженная практически во всех исследованиях: по состоянию на 1997 год признаки возможного хронического повреждения дыхательных путей неубедительны.В Соединенных Штатах допустимый предел воздействия (PEL) для серной кислоты установлен на уровне 1 мг / м ³: пределы в других странах аналогичны. Интересно, что поступали сообщения о приеме серной кислоты, приводящем к дефициту витамина B12 с подострой комбинированной дегенерацией. В таких случаях чаще всего поражается спинной мозг, но зрительные нервы могут демонстрировать демиелинизацию, потерю аксонов и глиоз.

См. Также

Примечания

↑ Амин А. Хайраллах, Обзор вкладов арабского языка в медицину , глава 10 (Бейрут, 1946).
↑ Бэкроним — это тип акронима, который начинается с обычного слова и позже интерпретируется как акроним.
↑ Упоминается в L’Azoth des Philosophes алхимиком пятнадцатого века Василием Валентином.
↑ Н.Н. Гринвуд и А. Эрншоу, Химия элементов, (Оксфорд, Великобритания: Pergamon Press, 1984, ISBN 0080220576), 837-845.
↑ Чтобы запомнить это правило, было придумано несколько мнемоник, например:
- Всегда делайте то, что должны, добавляйте кислоту в воду.Если вы думаете, что ваша жизнь слишком спокойна, добавьте воды в кислоту.
- A.A .: Добавить кислоту.
- Капля кислоты, а не воды.
↑ Изменение энтальпии реакции составляет ΔH = -880 кДж / моль.
↑ Филип Дж. Шенье, Обзор промышленной химии (Нью-Йорк: Springer, 2002, ISBN 0306472465), 45-57.

Ссылки

Agamanolis, D.P. «Метаболические и токсические нарушения». В: Prayson R. (ed.) Невропатология: объем основ диагностической патологии, серия .Филадельфия: Эльзевир / Черчилль Ливингстон, 2005.
Чанг, Раймонд. Химия , 9 изд. Нью-Йорк: McGraw-Hill Science / Engineering / Math, 2006. ISBN 0073221031
Шенье, Филип Дж. Обзор промышленной химии . Нью-Йорк: Springer, 2002. ISBN 0306472465
Давенпорт, W.G., и М.Дж. Кинг. Производство серной кислоты: анализ, контроль и оптимизация . Elsevier Science, 2005. ISBN 0080444288
Гринвуд, Н.Н. и А.Эрншоу. Химия элементов , 2-е изд. Оксфорд, Великобритания; Берлингтон, Массачусетс: Баттерворт-Хайнеманн, Elsevier Science, 1998. ISBN 0750633654.
Хайраллах, Амин А. Обзор вкладов арабского языка в медицину . Бейрут, 1946.
Лиде, Дэвид Р. Справочник CRC по химии и физике , 87-е изд. Бока-Ратон, Флорида: CRC Press, 2006. ISBN 0849304873

Внешние ссылки

Все ссылки получены 5 января 2020 года.

Источники информации

New World Encyclopedia Авторы и редакторы переписали и завершили статью Wikipedia
в соответствии со стандартами New World Encyclopedia .Эта статья соответствует условиям лицензии Creative Commons CC-by-sa 3.0 (CC-by-sa), которая может использоваться и распространяться с указанием авторства. Кредит предоставляется в соответствии с условиями этой лицензии, которая может ссылаться как на участников Энциклопедии Нового Света, участников, так и на самоотверженных добровольцев Фонда Викимедиа. Чтобы процитировать эту статью, щелкните здесь, чтобы просмотреть список допустимых форматов цитирования. История более ранних вкладов википедистов доступна для исследователей здесь:

История этой статьи с момента ее импорта в Энциклопедию Нового Света :

Соляная кислота-HCl-кислота, многоразовая

Ноябрь 2003 г.

Соляная кислота. Ваш желудок естественным образом помогает переваривать обед. Он используется в промышленности для обработки стали, материала, который выбирают для подвесных мостов, легковых и грузовых автомобилей. Соляная кислота также используется в производстве батарей, фотовспышек и фейерверков. Его даже используют для обработки сахара и изготовления желатина.Соляная кислота, как и соединение хлора в прошлом месяце,

хлорид натрия — еще одно химическое вещество, являющееся «рабочей лошадкой», потому что оно невероятно полезно во многих отношениях.

В отличие от хлорида натрия, с соляной кислотой нелегко обращаться, и меры безопасности ОБЯЗАТЕЛЬНЫ! Эта кислота имеет резкий раздражающий запах и является очень едким веществом, то есть повреждает большинство предметов, к которым прикасается.Вам может быть интересно, как можно хранить такую реактивную жидкость, не повредив ее емкость. Металлические емкости для этой кислоты не подходят, но пластиковые емкости, например, из ПВХ (поливинилхлорида), выдерживают очень хорошо.

Это фотография операции травления стали, производимой Greer Steel Company в Дувре,

Огайо. При травлении стали раствор соляной кислоты используется для удаления ржавчины и
Шкала
для подготовки стальной поверхности к нанесению защитного покрытия.Обратите внимание на ржавый

появление стальных валков на переднем плане и блестящих стальных валков, уже

«маринованный» на конвейерной ленте. Около соляной кислоты, производимой в

U.S. используется для травления стали. (Фото любезно предоставлено Greer Steel Company)

HCl представляет собой соединение хлористого водорода.Каждая молекула HCl состоит из водорода и хлора в соотношении один к одному. (См. Схему в верхнем левом углу страницы). При комнатной температуре HCl представляет собой бесцветный ядовитый газ. Растворите его в воде, и вы получите соляную кислоту. Для справки, кислоты — это вещества, выделяющие в воду ионы водорода. Чем больше ионов водорода выделяет кислота в воде, тем сильнее кислота (см. «Что такое ион?» Ниже). Если вы пришли к выводу из приведенного выше обсуждения, что HCl выделяет много ионов водорода в воду, вы правы!

Что такое ион?

Ион — это атом, который получил или потерял электроны.Электроны — это отрицательно заряженные субатомные частицы, которые уравновешивают положительно заряженные протоны в незаряженных (нейтральных) атомах.

Когда HCl растворяется в воде, образуются ионы H и Cl. Водород теряет электрон (становится ионом с зарядом +1), а хлор приобретает электрон (становится ионом с зарядом -1).

Сильные кислоты, такие как HCl, выделяют в воду гораздо больше ионов водорода, чем слабые кислоты, такие как уксус или лимонный сок.

Дополнительные вопросы:

Узнайте названия и химические формулы как минимум двух встречающихся в природе кислот. Что общего в химических формулах кислот?
Что означает pH кислоты? Как это связано с силой кислоты?
Основания — это соединения, которые реагируют с кислотами с образованием воды и соли:

Кислота + Основание? Соль + вода.

Другими словами, кислоты и основания нейтрализуют друг друга. Напишите реакцию HCl с основным гидроксидом натрия (NaOH) и опишите своими словами, что происходит. (Намекать:
Хлорное соединение месяца октября играет роль в этой реакции!)

Идеи научных проектов:

Как получается, что соляная кислота не разрушает внутреннюю оболочку желудка человека? Изучите причину, а также некоторые заболевания, связанные с «кислым желудком».»
Изучите методы, используемые для очистки случайных разливов кислот. Как принципы химии используются в этих операциях?

Чтобы просмотреть список предыдущих функций «Хлорное соединение месяца», щелкните
здесь.

Соляная кислота — Sciencemadness Wiki

3M раствор соляной кислоты с легким окрашиванием из-за растворенного хлорида железа (III) магазинных сортов.

Соляная кислота представляет собой прозрачный бесцветный очень едкий водный раствор хлористого водорода (HCl) в воде. Это очень едкая сильная кислота, незаменимый реагент для любого химика-любителя.

Недвижимость

Физические свойства

Физические свойства HCl, такие как плотность, pH, температура кипения и плавления, зависят от концентрации HCl в водном растворе. Они варьируются от значений для воды при очень низких концентрациях, приближающихся к 0% HCl, до значений для дымящей соляной кислоты с более чем 40% HCl.

Соляная кислота имеет азеотроп с постоянным кипением с водой при 20,2% HCl, кипящей при 108,6 ° C (227 ° F).

Концентрация			Плотность	Молярность	pH	Вязкость	Удельная теплоемкость	Пар давление	точка кипения точка	точка плавления
кг HCl / кг	кг HCl / м ³	Baumé	кг / л	моль / дм ³		мПа · с	кДж / (кг · К)	кПа	° С	° С
10%	104.80	6,6	1,048	2,87	−0,5	1,16	3,47	1,95	103	−18
20%	219.60	13	1,098	6,02	-0,8	1,37	2,99	1,40	108	−59
30%	344,70	19	1.149	9,45	-1,0	1,70	2,60	2,13	90	−52
32%	370,88	20	1,159	10,17	-1,0	1,80	2,55	3,73	84	−43
34%	397,46	21	1,169	10.90	-1,0	1,90	2,50	7,24	71	−36
36%	424,44	22	1,179	11,64	-1,1	1,99	2,46	14,5	61	−30
38%	451,82	23	1,189	12,39	-1.1	2,10	2,43	28,3	48	−26
Исходные температура и давление для приведенной выше таблицы составляют 20 ° C и 1 атмосферу (101,325 кПа). Значения давления пара взяты из международных критических таблиц и относятся к общему давлению пара раствора. ^[1]

Химические свойства

Соляная кислота обычно используется в качестве многоцелевой сильной кислоты, учитывая ее относительную простоту доступа и низкую стоимость, но она также является отправной точкой почти для всех хлоридных солей.При подкислении оксидов или гидроксидов образуется вода, а карбонаты дополнительно выделяют диоксид углерода, когда это происходит. Концентрированная соляная кислота будет реагировать со многими металлами с образованием хлорида металла, часто в окисленной форме, а также легковоспламеняющегося газообразного водорода, что делает этот процесс также полезным в качестве источника водорода.

Добавление соляной кислоты к сильнодействующим окислителям, таким как гипохлорит натрия, перманганат калия или диоксид марганца, дает газообразный хлор, что позволяет непосредственно подготовить хлор для немедленного использования.

Соляная кислота является наиболее распространенной кислотой, используемой при титровании, поскольку она полностью диссоциирует в воде и хорошо сохраняет свою концентрацию с течением времени.

Источники и очистка

Соляная кислота в различных концентрациях широко доступна в магазинах скобяных изделий, красок и полов, часто под названием «соляная кислота», для очистки бетона. Этот источник часто содержит изрядное количество хлорида железа (III). Для некоторых применений, например, при производстве травителей для печатных плат, примеси не влияют на применение.Однако можно очистить сырую соляную кислоту для других целей, используя технику двух контейнеров.

Соляную кислоту также можно приобрести у поставщиков химикатов.

Препарат

Один из способов синтеза HCl — это взаимодействие смеси хлорида натрия и бисульфата натрия или серной кислоты. Смесь нагревают, и полученный газообразный хлористый водород затем барботируют через раствор холодной дистиллированной воды для получения соляной кислоты. ^[2]

NaHSO ₄ + NaCl → HCl + Na ₂ SO ₄

Затем молярность кислоты можно определить титрованием или установить с помощью азеотропной перегонки на ~ 20.2% (мас. / Об.) При стандартной температуре и давлении. ^[3]

Чтобы узнать больше, прочитайте статью Синтез соляной кислоты Глаубера.

Обработка

Безопасность

Соляная кислота в основном нетоксична — она состоит только из иона гидроксония и иона хлорида. Однако в высоких концентрациях он вызывает сильную коррозию, и это основная опасность при работе с веществом.

Концентрированная соляная кислота (дымящая соляная кислота) образует кислые туманы.И туман, и раствор оказывают разъедающее действие на человеческие ткани, поэтому настоятельно рекомендуется вентиляция и защитная одежда. При смешивании соляной кислоты с обычными окислителями, такими как гипохлорит натрия, диоксид марганца или перманганат калия (KMnO ₄), образуется токсичный газовый хлор.

NaClO + 2 HCl → H ₂ O + NaCl + Cl ₂

2 KMnO ₄ + 16 HCl → 2 MnCl ₂ + 8 H ₂ O + 2 KCl + 5 Cl ₂

В то время как соляная кислота является одной из менее опасных сильных кислот (она не окисляет как азотная кислота, а не обезвоживание, как серная кислота), тем не менее, для минимизации рисков при работе с соляной кислотой используются средства индивидуальной защиты, такие как резиновые или ПВХ перчатки, защитные очки, химически стойкая одежда и обувь.Соляная кислота является химическим веществом, внесенным в Список II DEA.

Хранилище

Разбавленная HCl может храниться в стеклянных или пластиковых бутылках, так как она выделяет очень мало паров, хотя не рекомендуется хранить бутылку с кислотой рядом с предметами, сделанными из железа или любых других материалов, подверженных хлоридной коррозии.

Концентрированная HCl должна храниться только в стеклянных бутылках в специальных шкафах для кислоты, так как кислотные пары, как известно, улетучиваются и разъедают почти все.

Утилизация

Соляную кислоту нельзя сбрасывать в канализацию или на природу, так как она может вызвать коррозию канализационной системы и смертельна для мелких животных. Лучше сначала его нейтрализовать. Карбонат или гидроксид кальция являются хорошим нейтрализующим агентом, как и пищевая сода. Очень низкие концентрации кислоты допустимы для БОЛЬШИНСТВА стоков в США.

Список литературы

↑ http://en.wikipedia.org/wiki/Hydrochloric_acid
↑ https: // www.youtube.com/watch?v=YGjd7xxTuZw
↑ http://www.akersolutions.com/Documents/PandC/Mining%20and%20metals/Hydrochloric%20Acid%20Concentration.pdf

Соответствующие темы Sciencemadness

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно.Ниже приведены наиболее частые причины:

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.