Взаимодействие хлороводородной кислоты с металлами

Обновлено: 22.01.2025

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H₃PO₄,HNO₃,HNO₂,H₂SO₄,H₃PO_4,H₂CO₃,H₂CO₃, HClO₄ все органические кислоты (HCOOH, CH₃COOH и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H₂S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₃, HNO₂, H₃PO_4, H₂CO_3, CH₃COOH, HCOOH	H₂SiO₃, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H₂SO₄, H₃PO₄, HCl, HBr, HF	H₂CO₃, H₂SO₃

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)

7) Окисляющие свойства

(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H + )

(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)

практически все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ (конц.)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄ — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄ 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄ без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

Характеристика азотной кислоты, что входит в состав

Азотная кислота H N O 3 —является сильной одноосновной кислотой-окислителем.

Соединение хорошо растворимо в воде. Концентрированный раствор дымит на воздухе. При обычных условиях вещество не имеет цвета.

Азот в соединении обладает валентностью, равной IV, по причине отсутствия валентности V у азота. Степень окисления азота при этом равна +5. Такая ситуация объясняется образованием атомом азота трех обменных связей и одной донорно-акцепторной. Атом азота играет роль донора электронной пары. В связи с этим, молекула азотной кислоты обладает строением, которое можно описать резонансными структурами:

Если нарисовать дополнительные связи, соединяющие азот и кислород, пунктирной линией, то она будет обозначать делокализованные электроны. Таким образом, формула примет вид:

Физические и химические свойства

Водные растворы H N O 3 :

«дымящая азотная кислота» обладает массовой долей 0,95 — 0,98;
концентрированная азотная кислота характеризуется массовой долей 0,6 — 0,7.

В водной среде образуется азеотропная смесь. В процессе кристаллизации азотной кислоты из водных растворов формируются кристаллогидраты:

моногидрат H N O 3 · H 2 O с температурой плавления −37,62 °C;
тригидрат H N O 3 · 3 H 2 O с температурой плавления −18,47 °C.

Азотная кислота в твердом агрегатном состоянии способна образовывать следующие кристаллические модификации:

Водные растворы азотной кислоты обладают определенной плотностью, которая является функцией ее концентрации и определяется с помощью уравнения:

d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 - 0 , 359 c 3 , d ( c ) = 0 , 9952 + 0 , 564 c + 0 , 3005 c 2 - 0 , 359 c 3 ,

где d — плотность в г / с м 3 , c — массовая доля кислоты.

В том случае, когда требуется описать изменение плотности при концентрации азотной кислоты выше 97%, точность расчетов по данной формуле значительно снижается.

Физические свойства азотной кислоты:

жидкое агрегатное состояние при нормальных условиях;
малярная масса 63 , 012 г / м о л ь ;
плотность 1 , 513 г / с м 3 ;
температура плавления − 41 , 59 ° C ;
температура кипения 82 , 6 ° C .

Высококонцентрированная H N O 3 в большинстве случаев обладает бурой окраской. Цвет обусловлен процессом разложения, который протекает на свету:

4 H N O 3 ⟶ 4 N O 2 ↑ + 2 H 2 O + O 2 ↑

В процессе повышения температуры вещество распадается аналогично записанному уравнению. Исключить разложение при перегонке азотной кислоты можно, если создать среду с пониженным давлением. Частичное разложение азотной кислоты происходит в процессе кипения или под действием света.

H N O 3 , являясь сильной одноосновной кислотой, вступает в химические реакции с основными и амфотерными оксидами:

C u O + 2 H N O 3 ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Z n O + 2 H N O 3 ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Азотная кислота взаимодействует с основаниями:

K O H + H N O 3 ⟶ K N O 3 + H 2 O

Азотная кислота способна вытеснять слабые кислоты из их солей:

C a C O 3 + 2 H N O 3 ⟶ C a ( N O 3 ) 2 + H 2 O + C O 2 ↑

При любой концентрации азотная кислота играет роль кислоты-окислителя. В процессе происходит восстановление азота до степени окисления от +5 до −3. То, насколько глубоко протекает восстановление, определяется по большей степени природой восстановителя и концентрацией азотной кислоты.

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте. Другие металлы вступают в химические реакции с азотной кислотой. Ход такого взаимодействия зависит от концентрации кислоты. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется.

Являясь кислотой-окислителем, H N O 3 вступает в химические реакции с металлами, которые расположены в ряду напряжений правее водорода. В случае концентрированной азотной кислоты уравнение реакции примет вид:

C u + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

В том случае, когда в данной реакции участвует разбавленная кислота, процесс будет реализован по следующей схеме:

3 C u + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 C u ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O

Азотная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода:

Z n + 4 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

3 Z n + 8 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ 3 Z n ( N O 3 ) 2 + 2 N O ↑ + 4 H 2 O

4 Z n + 10 H N O 3 ( 20 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 O ↑ + 5 H 2 O

5 Z n + 12 H N O 3 ( 10 % ) ⟶ 5 Z n ( N O 3 ) 2 + N 2 ↑ + 6 H 2 O

4 Z n + 10 H N O 3 ( 3 % ) ⟶ 4 Z n ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O

Записанные уравнения основаны лишь на доминирующем продукте реакции. Это объясняется тем, что при созданных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций. В качестве примера можно привести процесс химического взаимодействия цинка и азотной кислоты с массовой долей в растворе 30%. Продукты такой реакции содержат больше всего N O , в меньших количествах будут содержаться N O 2 , N 2 O , N 2 и N H 4 N O 3 .

Общую закономерность, которую можно наблюдать в процессе взаимодействия азотной кислоты с металлами, формулируют следующим образом: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ ⇐ N O 2 , N O , N 2 O , N 2 , N H 4 N O 3 ⇒ увеличение активности металла

Некоторые из металлов, в том числе, железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий, вступают в химические реакции с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и сохраняют стабильность при ее воздействии. Азотная кислота в любой концентрации не вступает в химическое взаимодействие с такими металлами, как золото и платина. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются.

Разбавленная азотная кислота вступает в реакцию с железом. В результате образуются продукты восстановления азота и окисления железа:

F e + 4 H N O 3 ( 25 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + N O ↑ + 2 H 2 O

4 F e + 10 H N O 3 ( 2 % ) ⟶ 4 F e ( N O 3 ) 2 + N H 4 N O 3 + 3 H 2 O

Азотная кислота способна окислять неметаллы. В результате в большинстве случаев происходит восстановление азота до N O или N O 2 :

S + 6 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 6 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

S + 2 H N O 3 ( 40 % ) ⟶ H 2 S O 4 + 2 N O ↑

P + 5 H N O 3 ( 60 % ) ⟶ H 3 P O 4 + 5 N O 2 ↑ + H 2 O

3 P + 5 H N O 3 ( 30 % ) + 2 H 2 O ⟶ 3 H 3 P O 4 + 5 N O ↑

Азотная кислота обладает свойством окислять сложные вещества:

F e S + 4 H N O 3 ( 30 % ) ⟶ F e ( N O 3 ) 3 + S + N O ↑ + 2 H 2 O

Определенные органические соединения, к примеру, амины и скипидар, могут самовозгораться в процессе реакции с концентрированной азотной кислотой.

Смесь, в которую входят азотная и серная кислоты, называют «меланж». Азотная кислота активно применяется в производстве нитросоединений.

В том случае, когда смешивают три объема соляной кислоты и один объем азотной кислоты, получается смесь под названием «царская водка». Этот продукт способен растворять большинство металлов, включая золото и платину. Свойства такого сильного окислителя объясняются формированием атомарного хлора и хлорида нитрозила:

3 H C l + H N O 3 → 150 o C N O C l + C l 2 ↑ + 2 H 2 O

Химические реакции концентрированных азотной и соляной кислот с благородными металлами:

A u + H N O 3 + 4 H C l ⟶ H [ A u C l 4 ] + N O ↑ + 2 H 2 O

3 P t + 4 H N O 3 + 18 H C l ⟶ 3 H 2 [ P t C l 6 ] + 4 N O ↑ + 8 H 2 O

Азотная кислота не вступает в химические реакции со стеклом и фторопластом-4.

Разложение солей азотной кислоты

Азотная кислота относится к типу сильных кислот. Соли кислоты называют нитратами. Данные продукты являются результатом взаимодействия азотной кислоты с металлами или их оксидами и гидроксидами. Каждый нитрат отличается высокой растворимостью в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Нагрев солей азотной кислоты приводит к их необратимому разложению. В результате образуются продукты реакции, состав которых зависит от катиона металла, входящего в состав данной соли.

Образование нитратов металлов, которые расположены в ряду напряжений с левой стороны от магния (за исключением лития):

2 K N O 3 → 450 o C 2 K N O 2 + O 2 ↑

Образование нитратов металлов, которые находятся в ряду напряжений между магнием и медью (и лития):

4 A l ( N O 3 ) 3 → 180 o C 2 A l 2 O 3 + 12 N O 2 ↑ + 3 O 2 ↑

Реакция нитратов металлов, находящихся в ряду напряжений с правой стороны от меди:

2 A g N O 3 → 400 o C 2 A g + 2 N O 2 ↑ + O 2 ↑

Реакция нитрата аммония:

N H 4 N O 3 → 240 o C N 2 O ↑ + 2 H 2 O

Нитраты в воде почти не проявляют окислительных свойств. С другой стороны, при высокой температуре, находясь в твердом агрегатном состоянии представляют собой сильные окислители. В качестве примера можно привести сплавления твердых веществ:

F e + 3 K N O 3 + 2 K O H → 420 o C K 2 F e O 4 + 3 K N O 2 + H 2 O

Цинк и алюминий в присутствии щелочного раствора способны восстанавливать нитраты до N H 3 :

3 K N O 3 + 8 A l + 5 K O H + 18 H 2 O → 3 N H 3 ↑ + 8 K [ A l ( O H ) 4 ]

Соли азотной кислоты в виде нитратов нашли применение в качестве удобрений. Почти все виды данных веществ характеризуются высокой степенью растворимости в водной среде. Это объясняет немногочисленность соединений в виде минералов, представленных в природном мире. В качестве исключения можно выделить чилийскую (натриевую) селитру и индийскую селитру (нитрат калия). Нитраты в большинстве своем синтезированы искусственным путем.

Промышленное производство, применение и действие на организм

Азотная кислота — самый крупнотоннажный продукт химической промышленности.

Современным способом синтеза этого вещества является каталитическое окисление синтетического аммиака с применением платино-родиевых катализаторов (процесс Оствальда) до смеси из оксидов азота (нитрозных газов), которые в дальнейшем поглощаются водой:

4 N H 3 + 5 O 2 → P t / R h 4 N O ↑ + 6 H 2 O

2 N O + O 2 → 2 N O 2 ↑

4 N O 2 + O 2 + 2 H 2 O → 4 H N O 3

Записанные реакции являются экзотермическими. Первый процесс носит необратимый характер, а следующие — обратимы. В том случае, когда азотная кислота получена данным методом, ее концентрация определяется технологическим регламентом процесса и соответствует интервалу от 45% до 58%. С целью получения концентрированной азотной кислоты требуется сместить равновесие в третьей реакции, повышая давление до 50 атмосфер.

Первым в истории химии методом получения азотной кислоты, который открыли алхимики, является нагрев смеси селитры и железного купороса:

4 K N O 3 + 2 F e S O 4 · 7 H 2 O → t o F e 2 O 3 + 2 K 2 S O 4 + 2 H N O 3 ↑ + 2 N O 2 ↑ + 6 H 2 O

Синтез чистой азотной кислоты заключается в воздействии концентрированной серной кислоты на селитру. Данный способ открыл Иоганн Рудольф Глаубер:

K N O 3 + H 2 S O 4 → t o K H S O 4 + H N O 3 ↑

«Дымящую азотную кислоту», которая почти не содержит воду, получают путем дальнейшей дистилляции.

Области применения азотной кислоты:

Выпуск минеральных удобрений.
Военная промышленность. «Дымящую азотную кислоту» используют для производства взрывчатки, окисления ракетного топлива. Разбавленную азотную кислоту применяют в синтезе разных веществ, включая соединения, обладающие отравляющими свойствами.
В некоторых случаях азотную кислоту используют в фотографии. С помощью разбавленного раствора подкисляют определенные тонирующие составы.
Станковая графика. Азотную кислоту применяют для травления печатных форм в виде офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише.
Изготовление красящих составов и лекарственных препаратов, к примеру, нитроглицерина.
Ювелирное дело. С помощью азотной кислоты выявляют наличие золота в сплавах.
Основной органический синтез нитроалканов, анилина, нитроцеллюлозы, тротила и т.д.

Азотная кислота является ядовитым веществом. Степень воздействия соединения на организм отмечена третьим классом опасности. Пары азотной кислоты способны причинить существенный вред, в том числе, раздражение дыхательных путей. Азотная кислота при контакте с кожными покровами оставляет язвы, которые потом достаточно долго заживают.

На коже азотная кислота оставляет желтые следы, что является следствием ксантопротеиновой реакции. В процессе повышения температуры или при воздействии света происходит разложение азотной кислоты. В результате химического процесса образуется высокотоксичный диоксид азота N O 2 в газообразном агрегатном состоянии, имеющий бурую окраску. Максимально допустимая концентрация азотной кислоты в воздухе рабочей зоны по N O 2 2 м г / м 3 .

Химические свойства соляной кислоты и её применение

Соляная кислота (хлороводородная или хлористоводородная кислота) HCl — является раствором хлороводорода в воде, представляет собой сильную одноосновную кислоту.

Соляная кислота не имеет окраски, является прозрачной и едкой жидкостью, которая обладает способностью «дымить» в воздушной среде. По причине наличия примесей железа, растворенного хлора и прочих веществ для технической соляной кислоты характерен желтоватый оттенок. В концентрации около 0,5 % соляная кислота содержится в желудке человека. Соли соляной кислоты называют хлоридами.

Химическая формула хлороводорода:

Молярная масса хлороводорода составляет 36,46 г/моль. Соляная кислота является сильной кислотой: pKa = -7,1. Концентрированная соляная кислота содержит примерно 37 мас. % HCl.

Впервые хлороводород был получен алхимиком Василием Валентином. В результате нагревания гептагидрата сульфата железа и поваренной соли образовалось вещество «дух соли» (лат. spiritus salis). Иоганн Глаубер в XVII веке синтезировал соляную кислоту из поваренной соли и серной кислоты. В 1790 году британскому химику Гемфри Дэви удалось получить хлороводород из водорода и хлора, что позволило определить состав соединения.

Развитие производства соляной кислоты в промышленных масштабах связано с технологией получения карбоната натрия. На первом этапе данного процесса поваренную соль вводили в реакцию с серной кислотой. Результатом реакции являлось выделение хлороводорода. В 1863 году в Англии был принят закон «Alkali Act», который запрещал производить выбросы этого соединения в атмосферу. Полученное вещество пропускали через воду. Данное обстоятельство послужило триггером для развития производства соляной кислоты в промышленности. Дальнейшее совершенствование технологии объясняется изобретением промышленного способа синтеза гидроксида натрия и хлора с помощью электролиза растворов хлорида натрия.

Химические свойства, взаимодействие с солями и основаниями

На физические свойства соляной кислоты в большей степени оказывает влияние концентрация растворенного хлороводорода:

В условиях низкой температуры хлороводород с водой дает кристаллогидраты составов:

H C l . H 2 O (температура плавления −15,4 °С);
H C l . 2 H 2 O (температура плавления −18 °С);
H C l . 3 H 2 O (температура плавления −25 °С);
H C l . 6 H 2 O (температура плавления −70 °С).

При атмосферном давлении (101,3 кПа) хлороводород с водой образуют азеотропную смесь с температурой кипения 108,6 °С и содержанием HCl 20,4 мас. %. Соляная кислота является сильным электролитом и характеризуется химическими свойствами, которые являются общими для всех кислот.

Реакция соляной кислоты с металлами, которые расположены в ряду электрохимических потенциалов до водорода, приводит к образованию соли и выделению водорода в газообразном состоянии.

Соляная кислота взаимодействует с оксидами металлов, что сопровождается образованием растворимой соли и воды.

Соляная кислота взаимодействует с гидроксидами металлов. В результате образуется растворимая соль и вода, то есть протекает реакция нейтрализации.

Соляная кислота взаимодействует с солями более слабых кислот, к примеру, угольной.

Реакция соляной кислоты с сильными окислителями, в том числе, перманганатом калия, диоксидом марганца, приводит к выделению хлора в газообразном состоянии.

Соляная кислота вступает в химическую реакцию с аммиаком. В результате образуется густой белый дым, который состоит из микроскопических кристаллов хлорида аммония.

Качественная реакция на соляную кислоту и ее соли представляет собой взаимодействие с нитратом серебра. В результате образуется белый творожистый осадок хлорида серебра, который не растворяется в азотной кислоте.

Способы получения, техника безопасности

Получить соляную кислоту можно с помощью растворения газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород синтезируют путем взаимодействия водорода с хлором. Кислота, которую получают данным методом, называется синтетической. Другим способом синтеза соляной кислоты является получение соединения из абгазов, которые представляют собой побочные газы, сформированные в разных химических процессах, к примеру, при хлорировании углеводородов. Хлороводород, входящий в состав этих газов, называют абгазным. Полученная рассмотренным методом кислота носит название «абгазная». В последние десятилетия доля абгазной соляной кислоты в объеме производства постепенно увеличивается, вытесняя кислоту, полученную сжиганием водорода в хлоре. С другой стороны, в соляной кислоте, полученной по традиционной технологии в реакции водорода с хлором, содержится меньшее количество примесей. Такую кислоту используют при необходимости высокой чистоты.

Получение хлороводорода в промышленности путем реакции горения водорода в хлоре:

Нагрев до температуры более 550 °C и наличие избытка поваренной соли являются условиями для протекания химической реакции по уравнению:

Перечисленные реакции не всегда протекают до конца и сопровождаются образованием основных хлоридов (оксихлоридов) переменного состава, к примеру:

Хлороводород отличается хорошей растворимостью в воде. Например, при 0 °C 1 объем воды способен поглотить 507 объемов HCl. В результате получают концентрированную 45 % кислоту. Следует отметить, что в условиях комнатной температуры характеристика растворимости HCl меньше, поэтому на практике обычно используют 36% соляную кислоту.

Соляную кислоту относят к веществам III класса опасности, согласно ГОСТ 12.1.007-76. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне составляет 5 мг / м 3 . Высококонцентрированная соляная кислота является едким веществом. При контакте соляной кислоты с кожей возникают сильные химические ожоги. С целью нейтрализации ожогов место поражения промывают большим количеством воды, затем обрабатывают 5% раствором соды (она нейтрализует кислоту). Максимально опасно попадание данного вещества в глаза (в значительном количестве).

В процессе открывания резервуаров с концентрированной соляной кислотой можно наблюдать выделение паров хлороводорода, которые, притягивая влагу из воздуха, образуют туман. Газообразное вещество способно раздражать глаза и дыхательные пути человека. Во время реакции с сильными окислителями в виде хлорной извести, диоксида марганца, перманганата калия соляная кислота образует хлор в газообразном состоянии с высокой степенью токсичности. На территории Российской Федерации ограничен оборот соляной кислоты концентрации 15 % и выше.

Применение соляной кислоты

Соляная кислота представляет собой одну из наиболее ценных кислот в химии. Ежегодно в мире производят миллионы тонн данного соединения. Соли соляной кислоты активно применяют в разных сферах хозяйственной деятельности. Краткий список областей использования соляной кислоты:

гидрометаллургия;
гальванопластика;
травление, декапирование и лужение металлических поверхностей;
пищевое производство (соляная кислота играет роль регулятора кислотности и является добавкой Е507);
медицина (вещество в смеси с ферментом пепсином характеризуется лечебным эффектом и применяется в качестве лекарственного препарата при недостаточной кислотности желудка).

Желудок человека каждый день обновляет свою поверхность взамен пострадавшей от желудочного сока, в котором содержится соляная кислота. Соляная кислота обеспечивает переваривание пищи в желудке и устраняет разнообразные болезнетворные бактерии. Желудочный сок человека является достаточно агрессивным составом. К примеру, жидкость полностью растворяет бритвенное лезвие в течение недели. Данное свойство желудочного сока объясняется как раз наличием в составе соляной кислоты.

Реакция металлов с соляной кислотой: признак взаимодействия цинка, железа и меди

Известно доказанный факт, что соляная кислота взаимодействует с активными металлами. При этом часть веществ способна реагировать на такое соединение, другая часть остается нетронутой.

Неактивные металлы не могут реагировать на вещество: к ним относят золото, серебро, ртуть.

Соляная кислота представляет собой соединение хлора и водорода. Путем растворения в воде газообразного вещества под названием хлороводород получается данное соединение.

Ионы водорода при таком уравнении исполняют роль окислителя, что вызывает реакцию у активных металлов.

Какие вещества вступают в реакцию с соляной кислотой

На вступительных экзаменах по химии часто можно встретить задание на определение веществ, которые способны реагировать на соляную кислоту.

Кроме того, задание «составьте уравнение» нередко вызывает страх в глазах выпускников.

Чтобы не путаться с химическими задачами, рекомендуется подробнее изучить информацию о взаимодействии с данным соединением.

Все существующие вещества можно поделить на металлы, вытесняющие водород из соединения, не вытесняющие водород, а также активные и неактивные металлы.

В реакцию с соляной кислотой вступают такие вещества:

Кроме перечисленных веществ и соединений, HCl также способна реагировать на нитрат серебра – при таком взаимодействии образуется осадок белого цвета творожистого типа.

Признак взаимодействия с цинком, железом и другими металлами

Если курс школьной химии был успешно забыт, можно вспомнить о том, какие бывают признаки взаимодействия металлов, вступающих в реакцию с соляной кислотой.

Чтобы экспериментальные опыты не вызвали несчастного случая, рекомендуется заранее открыть все окна, вооружиться защитной одеждой, чтобы кожа рук была закрыта.

Также рекомендуется использовать перчатки и повязку на лицо.

Обратите внимание! Ниже будет рассказано о том, какие признаки говорят о вступлении в реакцию элементов с соединением.

Чтобы не проводить наглядные опыты, можно воспользоваться теоретической информацией.

Рассмотрим, что происходит, если добавить немного кислоты на определенный вид металла:

Металл	Признак взаимодействия
Цинк	Если опустить этот металл серебристого цвета в пробирку с указанным веществом, можно постепенно наблюдать выделение небольшого количества пузырьков и водорода.

Как составить уравнение реакции

Одно из самых распространенных заданий на экзаменах и в контрольных работах – составить уравнение на реакцию HCl, в данном случае – соляной, с другими веществами или соединениями.

Чтобы не запутаться в решении, предлагаем несколько советов и шпаргалок для легкого запоминания:

Запомните буквенное обозначение данного вещества – соляная кислота в химии обозначается как HCl: если вещество разбавленное, это указывается в скобках рядом.
Как уже было сказано выше, вещество способно реагировать с активными металлами, стоящими до водорода в электрохимическом ряду; кроме того, она реагирует на основания, оксиды, гидроксиды и карбонаты.
Химические основания обозначаются как OH, оксиды – O, гидроксиды – OH2, карбонаты – CO3.
Уравнение реакции всегда будет иметь знак +, потому как в процессе взаимодействия происходит соединение нескольких компонентов.
HCl может идти первым или вторым слагаемым, после прибавления металла, вещества идет знак =, после этого описывается реакция, где указаны продукты распада.
Например, при реакции кислоты серы с сульфатом магния получается такое уравнение: Mg+H2SO4 = MgSO4+H2.
Соляная кислота и гидроксид бария дают такое уравнение: 2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O.
При реакции соединения водорода, хлора и мела образуется хлорид кальция: СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + СО2 + Н2О.
Раствор карбоната натрия с кислотой выглядит так: HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2.

Составить уравнение несложно, важно изначально правильно обозначить буквенные символы каждого элемента или вещества.

Важно! Необходимо правильно определить коэффициенты атомов в уравнении – их количество до знака = должно быть таким же, как и после знака =.

Для правильного уравновешивания формулы пользуются правилами школьного курса химии, основанными на математическом принципе расстановки коэффициентов.

Читайте также: