Υδροχλώριο

"HCl" ανακατευθύνει εδώ. Για το οξύ : Υδροχλωρικό οξύ

Υδροχλώριο
Γενικά
Όνομα IUPAC	Χλωρίδιο του υδρογόνου
Άλλες ονομασίες	Υδροχλωρικό οξύ (διάλυμα)
Χημικά αναγνωριστικά
Μοριακή μάζα	36.46 g/mol
Αριθμός CAS	7647-01-0
SMILES	Cl
InChI	1/ClH/h1H
Αριθμός EINECS	231-595-7
Αριθμός RTECS	MW4025000
PubChem CID	313
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης	−114.2 °C (-173.56 °F) (158.95 K)
Σημείο βρασμού	−85.1 °C (-121.2 °F) (188.05 K)
Πυκνότητα	0.00147 g/mL, αέριο
Διαλυτότητα στο νερό	72 g/100 mL(20 °C)
Διαλυτότητα σε άλλους διαλύτες	Μεθανόλη
Χημικες ιδιότητες
pKa	-7
Ελάχιστη θερμοκρασία ανάφλεξης	Μη αναφλέξιμο
Επικινδυνότητα
Φράσεις κινδύνου	23, 25
Φράσεις ασφαλείας	1/2, 9, 26, 36/37/39, 45
Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm) εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά

Η χημική ένωση υδρογόνο χλωρίδο ήυδροχλώριο σχηματίζεται από την ένωση ενός ατόμου υδρογόνου και ενός ατόμου χλωρίου που ενώνονται μεταξύ τους με πολωμένο ομοιοπολικό δεσμό. Το υδροχλώριο έχει μοριακό τύπο HCl. Σε θερμοκρασία δωματίου είναι άχρωμο αέριο που σχηματίζει λευκά νέφη υδροχλωρικού οξέος όταν έρχεται σε επαφή με την υγρασία του αέρα. Το υδατικό διάλυμα υδροχλωρίου ονομάζεται υδροχλωρικό οξύ. Τόσο το υδροχλώριο όσο και το υδροχλωρικό οξύ είναι σημαντικές ενώσεις στην τεχνολογία και στη βιομηχανία.

Ιστορία

Οι αλχημιστές του Μεσαίωνα γνώριζαν ότι το "σπίρτο του άλατος" ή στα Λατινικά "acidum salis" (όπως ονόμαζαν το υδροχλωρικό οξύ) παρήγαγε ατμούς υδροχλωρίου, οι οποίοι ονομάζονταν "οξύ θαλασσινού αέρα". Το 17^ο αιώνα, ο Γιόχαν Ρούντολφ Γκλώμπερ (Johann Rudolf Glauber) χρησιμοποίησε αλάτι (χλωριούχο νάτριο) και θειικό οξύ για την παρασκευή θειικού νατρίου, απελευθερώνοντας έτσι αέριο υδροχλώριο. Ο Καρλ Βίλελμ Σέελε (Carl Wilhelm Scheele) αναφέρει επίσης αυτήν την αντίδραση το 1772 και μερικές φορές πιστώνεται την ανακάλυψή της. Την ίδια χρονιά ο Τζόζεφ Πρίστλεϋ (Joseph Priestley) παρασκεύαζει υδροχλώριο και το 1810 ο Χάμφρυ Ντέϋβυ (Humphry Davy) ανακαλύπτει ότι αυτό αποτελείται από υδρογόνο και χλώριο.
Κατά τη διάρκεια της Bιομηχανικής Επανάστασης, η ζήτηση για αλκαλικές ουσίες όπως το ανθρακικό νάτριο (Na₂CO₃) αυξήθηκε και το 1791 ο Νικολά Λεμπλάν (Nicolas Leblanc) ανέπτυξε μια νέα βιομηχανική διαδικασία για την παραγωγή του ανθρακικού νατρίου. Κατά τη ¨"μέθοδο Λεμπλάν", κοινό αλάτι μετατρέπεται σε ανθρακικό νάτριο, με θειικό οξύ, ασβεστόλιθο και άνθρακα, δίνοντας υδροχλώριο ως παραπροϊόν. Μέχρι το 1863 το υδροχλώριο απελευθερωνόταν στον αέρα, όμως στη συνέχεια οι μονάδες παραγωγής ανθρακικού νατρίου διοχέτευαν το αέριο σε νερό, παράγοντας έτσι υδροχλωρικό οξύ σε βιομηχανική κλίμακα. Αργότερα, αναπτύχθηκε η "μέθοδος Χάργκρειβς (Hargreaves)", η οποία είναι παρόμοια με τη μέθοδο Λεμπλάν εκτός από το διοξείδιο του θείου και το νερό, ενώ ο αέρας χρησιμοποιείται αντί του θειικού οξέος. Η διαδικασία είναι συνολικά εξώθερμη. Στις αρχές του 20^ού αιώνα, η μέθοδος Λεμπλάν αντικαταστάθηκε από τη "μέθοδο Σολβέ (Solvay)", κατά την οποία δεν παράγεται υδροχλώριο. Ωστόσο, η παραγωγή υδροχλωρίου συνεχίστηκε επειδή απ'αυτό παραγόταν το υδροχλωρικό οξύ.
Κατά τον 20^ο αιώνα, ιστορικές χρήσεις του υδροχλωρίου είναι η υδροχλωρίωση των αλκινίων για την παραγωγή χλωροπρενίου, χλωριούχου βινυλίου και απ' αυτά νεοπρενίου και PVC αντίστοιχα. Η "ακετυλενική μέθοδος", που χρησιμοποιήθηκε μέχρι τη δεκαετία του 1960 για την παραγωγή χλωροπρενίου, ξεκινά με το διμερισμό του ακετυλενίου, και στη συνέχεια προστίθεται HCl :

Σήμερα το χλωροπρένιο παράγεται με διαδικασία τριών σταδίων (χλωρίωση, ισομερίωση του προϊόντος, και αφυδραλογόνωση του 3,4-διχλωρο-1-βουτένιου) από το 1,3-βουταδιένιο.

Δομή και ιδιότητες

Χημική συμπεριφορά

Το υδροχλωρικό οξύ αλλάζει το χρώμα των δεικτών

Το μόριο του υδροχλωρίου είναι διατομικό και αποτελείται από ένα άτομο υδρογόνου (H) και ένα άτομο χλωρίου (Cl) που συνδέονται με απλό ομοιοπολικό δεσμό. Δεδομένου ότι το άτομο του χλωρίου είναι πολύ πιο ηλεκτροαρνητικό από το άτομο του υδρογόνου, ο δεσμός μεταξύ των δύο ατόμων είναι έντονα πολωμένος. Κατά συνέπεια, το μόριο έχει μεγάλη διπολική ροπή με το στοιχειώδες αρνητικό φορτίο (δ^-) να αποδίδεται στο άτομο χλωρίου και το θετικό (δ⁺) στο άτομο του υδρογόνου. Λόγω της μεγάλης του πολικότητας, το HCl είναι πολύ διαλυτό στο νερό (αλλά και σε άλλους πολικούς διαλύτες).
Σε υδατικό διάλυμα, το HCl ιοντίζεται πλήρως αποδίδοντας κατιόντα υδροξωνίου (H₃O⁺) και ανιόντα χλωρίου (Cl-) σύμφωνα με την πρωτολυτική μονόδρομη αντίδραση :

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Το υδατικό διάλυμα ονομάζεται υδροχλωρικό οξύ και είναι ισχυρό οξύ. Όμως και απουσία νερού δηλ. σε άνυδρες συνθήκες, υδροχλώριο εξακολουθεί να δρα ως οξύ. Για παράδειγμα, μπορεί να διαλυθεί σε άλλους διαλύτες όπως η μεθανόλη :

HCl + CH₃OH → CH₃O⁺H₂ + Cl⁻

ή να αντιδράσει στην αέρια φάση με βάσεις όπως η αμμωνία :

NH₃ + HCl → NH₄⁺Cl^-

Αντιδράσεις με οργανικές ενώσεις

♦ Προσθήκη σε αλκένια
Η προσθήκη του υδροχλωρίου στο διπλό δεσμό άνθρακα-άνθρακα καθορίζεται από τον κανόνα του Μαρκόβνικοβ (Markovnikov) :

CH₃CH=CH₂ + HCl → CH₃CHClCH₃

Ανάλογα με τον προσανατολισμό (1) της προσθήκης του Cl και ανάλογα με τους υποκαταστάτες που υπάρχουν στο αλκένιο, παράγεται μίγμα προϊόντων (2) και (3) που είναι μεταξύ τους γεωμετρικά ισομερή :

♦ Προσθήκη σε αλκίνια
Η αντίδραση του υδροχλωρίου με αλκίνια είναι ηλεκτρονιόφιλη προσθήκη και ακολουθεί τον ίδιο μηχανισμό όπως και στα αλκένια δηλ. μέσω ενός καρβοκατιόντος :

♦ Αντίδραση με αλκοόλες
Οι αλκοόλες (ROH) αντιδρούν με υδροχλώριο με αντίδραση πυρηνόφιλης υποκατάστασης και η αντίδραση καταλύεται από θειικό οξύ :

ROH + HCl → RCl + H₂O

Το HCl είναι το λιγότερο δραστικό από τα υδραλογόνα και γενικά απαιτεί την παρουσία χλωριούχου ψευδαργύρου (ZnCl₂) για να αντιδράσει με δευτεροταγείς και πρωτοταγείς αλκοόλες όπως η 1-προπανόλη :

CH₃CH₂CH₂OH + HCl → CH₃CH₂CH₂Cl + H₂O

Από την άλλη πλευρά, η πολύ δραστική τριτ-βουτυλική αλκοόλη μετατρέπεται στο χλωρίδιο με απλή ανάδευση με πυκνό υδροχλωρικό οξύ σε θερμοκρασία δωματίου :

Φάσματα υπερύθρου (IR)

Φάσμα απορρόφησης στο υπέρυθρο.

Το υπέρυθρο φάσμα του αέριου υδροχλωρίου αποτελείται από μια σειρά έντονων γραμμών απορρόφησης συγκεντρωμένων γύρω από τα 2886 cm^-1 (μήκος κύματος, λ ~ 3,47 μm). Το μόριο του HCl απορροφά φωτόνια και αποκτά έτσι κινητική ενέργεια από περιστροφή και δόνηση.
Ένας χημικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί απλοϊκά ως ένα ελατήριο με ορισμένη σταθερά του Χουκ (Hooke). Ωστόσο, σύμφωνα με την κβαντομηχανική, είναι επιτρεπτοί μόνο ορισμένοι τρόποι δόνησης. Η ενέργεια επομένως μπορεί να γραφτεί ως εξής :

E(v) = h$\cdot$v_e$\cdot$ (v + 1/2)

Σε θερμοκρασία δωματίου, σχεδόν όλα τα μόρια έχουν στη βασική τους κατάσταση v = 0. Για να μεταβεί ένα μόριο HCl μόριο στην πρώτη διεγερμένη κατάσταση (v = 1), θα έπρεπε να απορροφά περίπου στα 2880 cm^-1. Αυτή η απορρόφηση όμως δεν παρατηρείται, επειδή είναι απαγορευμένη λόγω συμμετρίας. Στη θέση της εμφανίζονται οι δύο σειρές των σημάτων που οφείλονται στην περιστροφή των μορίων.
Λόγω των κανόνων της κβαντομηχανικής, επιτρέπονται μόνον ορισμένοι τρόποι περιστροφής ενός μορίου. Χαρακτηρίζονται από τον κβαντικό αριθμό περιστροφής J = 0, 1, 2, 3, ... Το ΔJ μπορεί να πάρει μόνο τιμές ± 1.

E(J) = h$\cdot$Β$\cdot$J(J +1)

Η τιμή του Β είναι πολύ μικρότερη από το v_e, έτσι ώστε να απαιτείται μικρότερη ενέργεια για την περιστροφή του μορίου.

Διπλή κορυφή εξαιτίας της ισοτοπικής σύνθεσης του χλωρίου. Λεπτομέρεια του προηγούμενου φάσματος.

Αυτή η ενέργεια για ένα τυπικό μόριο, βρίσκεται στην περιοχή των μικροκυμάτων. Ωστόσο, λόγω της ενέργειας δόνησης του μορίου, το σύνολο των απορροφήσεων βρίσκεται μέσα στην υπέρυθρη περιοχή. Έτσι η λήψη του φάσματος IR του υδροχλωρίου που δείχνει τους τρόπους δόνησης και περιστροφής του μορίου, δεν παρουσιάζει δυσκολίες και μπορεί να γίνει με ένα απλό φασματοφωτόμετρο.
Το φυσικό χλώριο αποτελείται από δύο ισότοπα, ³⁵Cl και ³⁷Cl, με λόγο περίπου 3:1. Παρόλο που για τα δύο ισότοπα οι σταθερές ελατηρίου είναι παρόμοιες, οι ανηγμένες μάζες είναι διαφορετικές δημιουργώντας διαφορές στην ενέργεια περιστροφής, οπότε οι δύο κορυφές παρατηρούνται δίπλα-δίπλα πολύ κοντά η μία με την άλλη στη γραμμή απορρόφησης και τα ύψη τους έχουν λόγο 3:1.

Παραγωγή

Το μεγαλύτερο μέρος της παραγωγής υδροχλωρίου χρησιμοποιείται για την παρασκευή υδροχλωρικού οξέος.

Απευθείας σύνθεση

Στη βιομηχανία χλωρίου και αλκαλιμετάλλων, ηλεκτρολύεται διάλυμα άλατος και παράγεται χλώριο (Cl₂), υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) και υδρογόνο (H₂). Το καθαρό αέριο χλώριο μπορεί να ενωθεί και πάλι με το υδρογόνο προς σχηματισμό αέριου υδροχλωρίου :

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Επειδή η αντίδραση είναι εξώθερμη, πραγματοποιείται μέσα σε ειδική εγκατάσταση που ονομάζεται φούρνος-HCl ή καυστήρας-HCl. Το αέριο υδροχλώριο που παράγεται, απορροφάται σε απιονισμένο νερό με αποτέλεσμα χημικώς καθαρό υδροχλωρικό οξύ. Αυτή η αντίδραση μπορεί να δώσει πολύ καθαρό προϊόν που θα χρησιμοποιηθεί π.χ. στη βιομηχανία τροφίμων.

Οργανική σύνθεση

Η μεγαλύτερη παραγωγή του υδροχλωρικού οξέος σχετίζεται με το σχηματισμό χλωριούχων και φθοριούχων οργανικών ενώσεων όπως το τεφλόν (teflon), το φρεόν (freon) και άλλοι χλωροφθοράνθρακες (CFCs) καθώς και του χλωροξικού οξέος αλλά και του PVC. Συχνά αυτή η παραγωγή του υδροχλωρικού οξέος συνδυάζεται με την απορρόφησή του in-situ. Στις χημικές αντιδράσεις, τα άτομα υδρογόνου του υδρογονάνθρακα αντικαθίστανται από άτομα χλωρίου οπότε σχηματίζονται αλκυλοχλωρίδια και υδροχλώριο. Η αντικατάσταση του χλωρίου από το δραστικότερο φθόριο του υδροφθορίου είναι μεταγενέστερη αντίδραση :

R-H + Cl₂ → R-Cl + HCl

R-Cl + HF → R-F + HCl

Το υδροχλώριο που παράγεται επαναχρησιμοποιείται είτε άμεσα είτε απορροφάται στο νερό με αποτέλεσμα την παραγωγή υδροχλωρικού οξέος για βιομηχανική χρήση.

Εργαστηριακές παρασκευές

Μικρές ποσότητες αερίου HCl για εργαστηριακή χρήση παράγονται από αφυδάτωση υδροχλωρικού οξέος που γίνεται με αφυδατικά όπως το θειικό οξύ ή το άνυδρο χλωριούχο ασβέστιο. Εναλλακτικά, το HCl μπορεί να παραχθεί και από την αντίδραση του θειικού οξέος με χλωριούχο νάτριο :

2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl↗

Το HCl μπορεί επίσης να παρασκευαστεί με υδρόλυση ορισμένων δραστικών χλωριούχων ενώσεων όπως :

• ο πενταχλωριούχος φωσφόρος (PCl₅) στον οποίο αν ενσταλάξουμε κρύο νερό πραγματοποιείται η αντίδραση :

PCl₅ + H₂O → POCl₃ + 2HCl↗

ενώ αν προσθέσουμε ζεστό νερό, σχηματίζεται φωσφορικό οξύ :

PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl↗

• ο τριχλωριούχος φωσφόρος (PCl₃):

PCl₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HCl↗

• το θειονυλοχλωρίδιο (SOCl₂):

SOCl₂ + H₂O → SO₂↗ + 2HCl↗

και διάφορα ακυλοχλωρίδια (RCOCl):

RCOCl + H₂O → RCOOH + HCl↗

Η προσθήκη περίσσειας νερού στα αντιδρώντα των παραπάνω αντιδράσεων απορροφά το αέριο HCl που παράγεται σχηματίζοντας υδροχλωρικό οξύ.

Εφαρμογές

Το μεγαλύτερο μέρος του υδροχλωρίου χρησιμοποιείται για την παραγωγή του υδροχλωρικού οξέος. Αποτελεί επίσης σημαντικό αντιδραστήριο σε άλλες βιομηχανικές εφαρμογές όπως π.χ. στην υδροχλωρίωση του καουτσούκ και στην παραγωγή του βινυλο- και αλκυλο-χλωριδίων.
Στη βιομηχανία των ημιαγωγών, το αέριο υδροχλώριο χρησιμοποιείται και στον καθαρισμό των κρυστάλλων των ημιαγωγών αλλά και στη μετατροπή του πυριτίου (Si) σε τριχλωροσιλάνιο (HSiCl₃)
Όταν πρέπει να χρησιμοποιηθεί άνυδρο υδροχλώριο σε εργασίες μικρής κλίμακας, φυλάσσεται σε κυλίνδρους.

Ασφάλεια

Εισπνοή αναθυμιάσεων υδροχλωρικού οξέος μπορεί να προκαλέσει βήχα, πνιγμό, φλεγμονή της μύτης, του λαιμού, και του ανώτερου αναπνευστικού συστήματος. Σε σοβαρές περιπτώσεις προκαλείται πνευμονικό οίδημα, ανεπάρκεια του κυκλοφορικού συστήματος και τέλος θάνατος. Επαφή με το δέρμα μπορεί να προκαλέσει ερυθρότητα, πόνο και σοβαρά εγκαύματα. Το υδροχλώριο μπορεί επίσης να προκαλέσει σοβαρά εγκαύματα στα μάτια ή και μόνιμη τύφλωση.

Πηγές

1. Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.
2. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
3. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποσοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
4. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
5. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
6. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
7. Δημητριάδης Θ. Γ. "Test Οξειδοαναγωγής", Αθήνα 1989.
8. Τοσσίδης Ι. "Χημεία Ενώσεων Συναρμογής", Θεσσαλονίκη 1986.
9. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Χημεία Περιβάλλοντος", Θεσσαλονίκη 1986.
10. Μπόσκου Δ. "Χημεία τροφίμων με Στοιχεία Τεχνολογίας Τροφίμων", Θεσσαλονίκη 1986.

Δείτε επίσης

• Υδροχλωρικό οξύ

Εξωτερικοί σύνδεσμοι

• Πληροφορίες ασφάλειας για το υδροχλώριο