Строение молекулы hcl: Строение комплексов (ДМФА)m(HCl)n (m = 2, n = 3 – 4) — RC74 — интернет-магазин радиоуправляемых моделей

Содержание

9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул h3, Cl2, hCl, h3o, h3s, nh4, ch5, bCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.

В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы.

1)AA, BB.Этот тип молекул характерен для Н₂(s-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. (см.рис).Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомыs-связью(см.рис).

2)А₂В.Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н₂О, Н₂S.(см.рис) ( Н₂О – угол –105⁰, Н₂S – 92⁰35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.

3)А₃В.Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH₃(см.рис).

4)А₄В Главная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН

4– электроны последнего уровня углерода – s²p². После возбуждения — sp³. (см.рис).Гибридизация электронных облаков. s²p²®sp³®q⁴Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.

5)АВ₃ – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s²p®sp²®q³(см.рис).

6)АВ₂–для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl₂(линейная структура, угол – 180

0). sp®spàq²d²sp³®q⁶(см.рис)Сигма и p — связь.Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной -s-связь.

1)C₂H₄– этилен 2)C₂Н₂– ацетилен При образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s²p²®sp³®sp²p®q³p Негибридизорованные электроны в плоскости, перпендикулярной плоскости, где расположены атомы этилена, образуютp- связь(см.рис).Повышение электронной плотности образуется между ядрами – стягивание ядер. При образованииp- связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем сигма-связь (в случае сигма-связи облака гибридизированы, что обеспечивает их большее перекрывание), поэтомуp- связь менее прочная

Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>Эоb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса.(см.рис5) Такая структура молекулы носит название полярная структура.

Полярная молекула HCl (см.рис6) Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь(см.рис7), 2) НСl-полярная связь(см.рис8) 3) NaCl-ионная связь(см.рис9).Вывод: любая химическая связь образованна электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē(?)~4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0ч4D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0.

Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты-агрегаты состояний из нескольких молекул. Возн. ассоциат есть рез-т проявления водородных связей.(Н2О)x (НF)y (см.рис11) Общая эл. пара смещена к атому О. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) dmax(максимальная плотность) при +4?C – (Н2О)2 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей. При нагревании воды энергия идет на разрыв водородных связей (энергия затрачивается не только на движение молекул воды) 3) lo-н=0,96А? lо…н=1,76А? Е(водородной связи)=20ч40кДж/моль. Водородная связь(?)

Понятие о методе электронных орбиталей.

Метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул.

Согласно методу валентных связей хим. связь образуется с помощью общих электронных пар. 1) Н2-энергия разрыва связи=259кДж/моль 2) так возникает молекула О2. В молекуле кислорода нет не спаренных электронов.(см.рис12) Изучение магн. св-ва молекулы кислорода показывает, что есть не спаренные электроны. Если вещество не имеет не спаренных электронов, то оно не имеет магнитного ноля – диамагнетическое вещество. Если вещество имеет не спаренные электроны оно обладает магнитным полем, оно втягивается внутрь магнитного поля – парамагнитное вещество. С т.з. валентных св-в трудно объяснить, что ряд веществ теряя электроны становится более прочным. О2-498кДж/моль, О2-664кДж/моль. Электроны в атомах располагаются на атомных электронных орбиталях, При возникновении химических связей электроны переходят на молекулярные электронные орбитали. Различают два вида молекулярных орбитали.1) связывающие молекулярные орбитали, 2) разрыхляющие молекулярные орбитали. При возникновении первой электронной орбитали волновые функции электрона складываются т.

о., что в пространстве между ядрами плотность(?) электронного облака увеличивается. Ядра притягиваются к этой области с повышенной электронной плотностью. Избыточная энергия электрона, находящегося на связывающей молекулярной орбитали, минимальна. Сложение волновых функций электрона может произойти таким образом, что в пространстве между ядрами возникает разряжение электронной плотности. Электроны поступают на разрыхляющую электронную орбиталь. Электроны перешедшие на разрыхляющую орбиталь обладают большим запасом избыточной энергии. Электроны стремятся разрушить молекулу. Если молекула теряет электрон, то она его теряет с разрыхляющей орбитали. Молекула становится более прочной.

12.1) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения.

Является разновидностью ковалентной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения. h3O, AgCl, Nh4, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. Они могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения.

1)Nh4+ HClà[Nh5]Cl, 2)AgCl+2Nh4=[Ag(Nh4)2]Cl, 3)CuSO4+4Nh4= [Cu(Nh4)4]SO4, 4)2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], 5)FeCl3+6h3Oà[Fe(h3O)6]Cl3. Комплексные соединения- соединения, которые образуются без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления дон.-акц. связи.(см.рис) BF3+Nh4àBF3Nh4, B-акцептор, N-донор.Общие св-ва ков. и дон.-акцепторных связей. Возникают за счет общих электрон- ных пар. В случае ковалентной связи все участники равноправны (каждый участник дает по 1 электрону) , д-а (каждый участник дает электронную пару).[Cu(Nh4)4]SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. ( )- внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, Nh4-лиганды. Заряд внутри сферы представляет собой сумму зарядов центрального иона и заряда лиганд. В целом заряд нейтрален.

Константа нестойкости. Двойные соли.

К4[Fe(CN)₆]₄=желтая гравитая соль = 4K⁺+ [Fe(CN)₆]^4-

Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)₆]^4-=Fe

2++ 6CN^—

Kn- константа нестойкости молекулярного иона. (-4) (для )

Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли.

K₂Al₂(SO₄)₄*24H₂O , etc… В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы:K[MgCl₃] =K⁺+Mg²⁺+ 3Cl^—.

Соляная кислота, HCl, химические свойства, получение

ВодородВодород

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

ГелийГелий

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

ЛитийЛитий

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

БериллийБериллий

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

БорБор

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

УглеродУглерод

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

АзотАзот

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

КислородКислород

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

ФторФтор

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

НеонНеон

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

НатрийНатрий

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

МагнийМагний

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

АлюминийАлюминий

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

КремнийКремний

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

ФосфорФосфор

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

СераСера

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

ХлорХлор

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

АргонАргон

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

КалийКалий

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

КальцийКальций

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

СкандийСкандий

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

ТитанТитан

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

ВанадийВанадий

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

ХромХром

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

МарганецМарганец

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

ЖелезоЖелезо

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

КобальтКобальт

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

НикельНикель

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

МедьМедь

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

ЦинкЦинк

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

ГаллийГаллий

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

ГерманийГерманий

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

МышьякМышьяк

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

СеленСелен

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

БромБром

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

КриптонКриптон

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

РубидийРубидий

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

СтронцийСтронций

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

ИттрийИттрий

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

ЦирконийЦирконий

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

НиобийНиобий

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

МолибденМолибден

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

ТехнецийТехнеций

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

РутенийРутений

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

РодийРодий

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

ПалладийПалладий

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

СереброСеребро

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

КадмийКадмий

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

ИндийИндий

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

ОловоОлово

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

СурьмаСурьма

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

ТеллурТеллур

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

ИодИод

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

КсенонКсенон

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

ЦезийЦезий

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

БарийБарий

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

ЛантанЛантан

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

ГольмийГольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

ГафнийГафний

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

ТанталТантал

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

ВольфрамВольфрам

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

РенийРений

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

ОсмийОсмий

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

ИридийИридий

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

ПлатинаПлатина

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

ЗолотоЗолото

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

РтутьРтуть

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

ТаллийТаллий

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

СвинецСвинец

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

ВисмутВисмут

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

ПолонийПолоний

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

АстатАстат

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

РадонРадон

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

ФранцийФранций

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

РадийРадий

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

АктинийАктиний

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

РезерфордийРезерфордий

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

ДубнийДубний

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

СиборгийСиборгий

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

БорийБорий

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

ХассийХассий

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

МейтнерийМейтнерий

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

ДармштадтийДармштадтий

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Кислота HCl (соляная кислота) — структура, свойства и применение

Соляная кислота представляет собой неорганическое соединение, содержащее водород и хлор. Это агрессивная кислота. Соляную кислоту также называют хлористым водородом или соляной кислотой. И соляная кислота, и хлороводород имеют одну и ту же молекулярную формулу HCl , поскольку они представляют собой одно и то же соединение. Однако они различаются по штатам. Хлористый водород встречается в виде газа при комнатной температуре и давлении.

Когда газообразный хлористый водород растворяется в воде, образуется кислота HCl. Итак, чтобы различать их, нижний индекс, изображающий состояние вещества, записывается химической формулой — HCl(g) и HCl(aq) . В следующей статье подробно рассматривается химия HCl.

Структура соляной кислоты – HCL

Хлористый водород или соляная кислота представляет собой простую двухатомную молекулу, в которой два атома – водород и хлор – связаны одинарной ковалентной связью. Связь полярная, потому что атом хлора более электроотрицательный, чем атом водорода. В то время как электроотрицательность хлора составляет 3,16, водород имеет электроотрицательность 2,2.

Структура Льюиса соляной кислоты

Соединение содержит

Один атом водорода и один атом хлора. Он двухатомный.
Имеет одну одинарную связь или пару связывающих электронов.
Имеет три пары несвязывающих электронов.

Хлористый водород легко растворяется в воде, потому что:

И водород, и вода полярны по своей природе из-за разницы в электроотрицательности их атомов.
HCl обладает способностью диссоциировать на ионы. Итак, молекула воды оттягивает ионы водорода от ионов хлора.

Приготовление соляной кислоты – HCl

Следующий метод приготовления соляной кислоты популярен в лабораториях, а также для получения хлористого водорода в промышленных масштабах. В этом методе хлорид натрия смешивают с горячей и концентрированной серной кислотой.

NaCl + H ₂ SO ₄ → NaHSO ₄ + HCl

NaHSO ₄ + NaCl → Na ₂ SO ₄ + HCl

Properties of Hydrochloric Acid

Hydrochloric acid is a strongly acidic, colourless, and viscous liquid with характерный резкий запах. Его отчетливый запах позволяет легко распознать его в лаборатории. HCl используется при обработке кожи и производстве желатина. Большинство физических свойств HCl, таких как плотность, pH, температура плавления и температура кипения, зависят от его молярной концентрации.

Некоторые важные свойства HCl указаны ниже:

Молекулярный вес/Молярная масса: 36,458 г/моль
Запах: Резкий запах
Внешний вид: Прозрачная жидкость
Точка кипения: зависит от концентрации
Температура плавления: зависит от концентрации

Химические свойства соляной кислоты

Газообразный хлористый водород легко образует хлориды с активными металлами, их карбонатами, оксидами и гидроксидами. Реакции в основном протекают в присутствии влаги.

Реагирует с металлами и вытесняет газообразный водород. При взаимодействии с простыми (металлическими) оксидами и гидроксидами образует хлорид металла и воду – обычная реакция нейтрализации.

Окисление HCl

HCl реагирует с перманганатом калия или дихроматом калия с выделением газообразного хлора.

2kmno ₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 Mncl ₂ + 5 CL ₂ + 8 H ₂ O

2K ₂ CR ₂

2K ₂0047 O7 + 14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl ₃ + 3 Cl ₂ + 7 H ₂ O

Реакция с карбонатами

Соляная кислота реагирует с карбонатами с образованием диоксида углерода.

Na ₂ CO ₃ + 2 HCl → 2 NaCl + H ₂ O + CO ₂

Реакции с гидрокарбонатами с гидрокарбонатами

NaHCO ₃ + HCl → NaCl + H ₂ O + CO ₂

Реакция с сульфитами

Соляная кислота реагирует с сульфитами с образованием сернистого газа.

NA ₂ SO ₃ + 2 HCL → 2 NaCl + H ₂ O + SO ₂

Формирование акваров

, когда концентрированная гидрохловая кислота и концентрация HNO 3 4. 1 соотношение, образуется царская водка. Эта смесь может растворять такие металлы, как платина и золото, с образованием соответствующих хлоридов.

Диссоциация HCl
HCl — сильная кислота. Но что вы подразумеваете под сильной кислотой?
Согласно Аррениусу, кислота – это вещество, которое при диссоциации образует ионы водорода или протоны.
Легкость и количество высвобождения ионов водорода делают кислоту сильной или слабой. HCl классифицируется как очень сильная кислота, потому что она диссоциирует в воде. Таким образом, как донор протонов HCl удовлетворяет всем характеристикам кислоты. Он служит основанием только тогда, когда он является реципиентом протона, а это происходит, когда он реагирует с веществом с более высокой константой диссоциации кислоты или суперкислотой. Водная форма хлористого водорода также является кислой. Реакция диссоциации показана в следующем уравнении:
HCl + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + Cl ⁻
Соляная кислота. не выпущен. Позже, с развитием научных исследований, появились основные промышленные применения, в том числе
Производство органических соединений
Он используется в производстве органических соединений, таких как дихлорметан или винилхлорид, пластмассы, бисфенол А и многое другое.
Производство неорганических соединений
Используется при приготовлении соединений, используемых для очистки воды. Алюминий и соляная кислота находят применение в производстве полиалюминийхлорида (PAC), углевода алюминия и хлорида железа (III) для очистки воды.
Также используется при регенерации ионообменных смол. Он также используется для промывки катионов смолы.
Для очистки поваренной соли
HCl широко используется для очистки поваренной соли. Кроме того, он также используется для регулирования кислотности (pH) растворов. HCl эффективно регулирует pH пищевых продуктов, фармацевтических продуктов и воды.
Удаление металлических пятен
Служит сильным химическим средством для удаления ржавчины или пятен с железа, меди и других металлов. Однако его разбавленная форма используется для очистки, например, плитки в ванных комнатах и на кухнях.
Он также используется в качестве дезинфицирующего средства или в текстильной промышленности для отбеливания одежды, обработки кожи и т.д.
Для добычи нефти
HCl используется при добыче нефти. Это порода, которая приводит к образованию крупнопористой структуры из-за реакций, способствующих добыче нефти.
Другое применение
Изготовление клея и желатина
Производство глюкозы и кукурузного сахара из крахмала
Производство пластмасс и синтетического каучука
Рафинирование тростникового сахара
Производство царской водки для растворения золота и платины
Используется в процессе производства хлора.
Для производства удобрений.
В текстильной промышленности и производстве красителей
Для рафинирования металлов
Для регулирования рН растворов
Обнаружена ли соляная кислота в организме человека?
Париетальные клетки брюшной полости образуют в организме HCl. В этом процессе используется энергия АТФ для обмена ионов калия, присутствующих в желудке, с ионами водорода париетальных клеток. Следовательно, в просвете желудка присутствуют как ионы водорода, так и ионы хлора.
Желудочный секрет состоит из различных ферментов и соляной кислоты. Слизистое покрытие защищает слизистую оболочку желудка от вредного воздействия HCl.
HCl в желудке участвует в расщеплении пищи и ее переваривании. Желудочный сок содержит соляную кислоту, которая расщепляет белки. Он также убивает бактерии в желудке и устраняет вирусы, тем самым защищая организм человека от инфекций.
Концентрация соляной кислоты в желудке 0,5%. Сбалансированный рН желудка составляет около 1,0-2,0. Низкий рН желудка делает его свободным от микробов.
Соляная кислота на коже
Важно понимать, что соляная кислота, присутствующая в желудке, очень слабая по концентрации, а в лабораториях соляная кислота довольно сильная. Таким образом, нужно быть очень осторожным при использовании соляной кислоты.
При попадании на кожу низких концентраций газообразного HCl или соляной кислоты это вызывает эритему и воспаление. Однако высокие концентрации могут привести к химическим ожогам кожи и даже слизистых оболочек при вдыхании.
При попадании на кожу концентрированной соляной кислоты необходимо немедленно принять следующие меры:
Как можно скорее тщательно промойте пораженный участок чистой водой.
Вы должны убедиться, что вода стекает с пораженного участка и не скапливается на коже.
Также нельзя пытаться тереть или вытирать это место.
Безопасность при работе с соляной кислотой
Если вы проглотили соляную кислоту, немедленно обратитесь за медицинской помощью и не вызывайте рвоту, если это не предписано или если вы не находитесь более чем в 15 минутах от больницы (вызывайте рвоту только у человека). кто в сознании).
В случае контакта с кожей снять всю загрязненную одежду, обувь и аксессуары и немедленно промыть пораженный участок большим количеством воды с мылом. Загрязненную одежду необходимо постирать, прежде чем ее можно будет снова носить. Если ваши симптомы сохраняются, обратитесь к врачу.
Заключение
Соляная кислота – водный раствор хлористого водорода. Это агрессивное, но полезное химическое вещество, которое находит применение в различных отраслях промышленности. HCl естественным образом присутствует в нашем организме в виде желудочного HCl, который имеет концентрацию 0,5%.
Часто задаваемые вопросы
1. Каково наиболее популярное применение соляной кислоты?
A. Соляная кислота является сильнодействующим химическим реагентом для производства поливинилхлорида для пластмасс. Он часто используется для очистки и дезинфекции домашних хозяйств. Разбавленная HCl помогает в удалении накипи. Он используется в производстве желатина, а также в качестве пищевой добавки в пищевой промышленности.
2. Как бы вы нейтрализовали соляную кислоту?
A. Сильные основания реагируют с соляной кислотой с образованием соли и воды. Вы можете использовать бикарбонат натрия или пищевую соду в месте разлива соляной кислоты, чтобы нейтрализовать кислоту. Нанесите достаточно пищевой соды до того, как она начнет шипеть. Затем нейтрализованную соляную кислоту можно промыть избыточным количеством воды.
3. Соляная кислота слабая или сильная?
A. Тяжелые кислоты полностью диссоциируют на свои ионы. Напротив, слабые кислоты диссоциируют частично. Серная кислота, соляная кислота и азотная кислота являются одними из самых популярных сильных кислот.
4. Что такое гидрохлорид?
A. Гидрохлорид – это продукт, получаемый при взаимодействии соляной кислоты с органическим основанием. Органическое основание представляет собой углеводород, который служит основанием или реципиентом протона. Некоторые примеры органических оснований:
Пиридин C ₅ H ₅ N
Метиламин CH ₃ NH ₂
Бензимидазол C ₇ H ₆ N ₂
5. Опасна ли соляная кислота для человека?
Химические ожоги от хлористого водорода могут быть очень тяжелыми при попадании на кожу или другие ткани. Слепота может возникнуть в результате попадания желудочной кислоты в глаза. Концентрация кислоты и то, как долго она остается в контакте с тканями, определяют, насколько серьезными будут ожоги.
HCl Структура Льюиса, молекулярная геометрия и гибридизация
Соляная кислота или HCl, без сомнения, является очень сильной кислотой. Это бесцветная, едко пахнущая вода на основе хлора, содержащая кислоту.
Очень часто возникает путаница в отношении хлористого водорода и соляной кислоты, поскольку HCl является химической формулой обоих. Поэтому крайне необходимо развеять это сомнение, прежде чем переходить к какой-либо новой концепции.
Хлористый водород находится в газообразной форме, а соляная кислота — в водной форме.
Проще говоря, соляная кислота представляет собой водный раствор хлороводорода с химической формулой HCl. Все остальные вещи такие же, кроме их физического состояния.
Интересно знать, что другое название соляной кислоты — соляная кислота.

Реакция образования HCl
Газообразный хлор (Cl2) и газообразный водород (h3) быстро смешиваются при температуре выше 250℃ с получением HCl
h3 HCl быстро диссоциирует на ион гидроксония (h4O+) и хлорид (Cl-). и это делает соляную кислоту сильной кислотой.
HCl + h3O ——> h4O+ + Cl-
Наряду с указанным выше методом получения HCl существует еще несколько, например:-
Метод органического синтеза-
R-H + Cl2 ——> R-Cl + HCl
R-Cl + HF ——> R-F +HCL
Лабораторный метод-HCl может быть получен путем реагирования хлорида натрия с серной кислотой или с Nahso4,
NaCl +H3SO4-> nahso4 +HCl
NaCl +Nahso4 ——-> hcl. + Na2SO4
Гидролиз соединений хлора. Некоторые химически активные соединения хлора, такие как хлорид фосфора, тионилхлориды и ацилхлориды, гидролизуются с образованием HCl в качестве продукта,
PCl5 + , есть еще несколько основных вещей о HCl, которые мы должны знать, такие как структура Льюиса, гибридизация и т. д.
Итак, давайте попробуем разобраться в этих темах подробно и получить больше знаний об этом соединении!

Структура точек Льюиса HCl
Прежде чем приступить к изучению структуры точек Льюиса HCl, важно знать основы структуры Льюиса.
Проще говоря, структура Льюиса — это распределение электронов вокруг атомов, которое помогает нам определить количество и типы связей в соединении.
Есть несколько простых шагов, которые мы можем выполнить, чтобы получить структуру точек Льюиса любого соединения.
Прежде всего, нам нужно рассчитать общее количество валентных электронов, присутствующих в молекуле, путем суммирования валентных электронов всех атомов.
Во-вторых, нам нужно выбрать центральный атом, который обычно является наименее электроотрицательным атомом или атомом с наиболее доступными позициями.
Третьим шагом будет набросок скелетной структуры молекулы с использованием только одинарных связей.
Далее электроны, оставшиеся после образования одинарных связей в скелетной структуре, должны быть заполнены вокруг атомов для выполнения октета. Целесообразно начинать с электроотрицательных атомов и двигаться к электроположительным.
Необходимо перепроверить выполнение октета для всех атомов. Если есть какая-то ошибка, мы должны выполнить то же самое, дав несколько облигаций.
Наконец, все атомы должны иметь минимально возможный формальный заряд. Мы можем проверить это, используя следующую формулу: —

Теперь давайте перейдем к HCl,
HCl состоит всего из 2 атомов, поэтому создать для него структуру с точками Льюиса довольно просто!
Давайте сначала узнаем общее количество валентных электронов;
Водород = 1
Хлор = 7
Всего = 8
Хлор, будучи галогеном, нуждается в еще одном электроне, чтобы завершить свой октет.
Точно так же водороду требуется еще один электрон, чтобы получить октет, потому что самая внешняя оболочка водорода может содержать до 2 электронов.
Таким образом, между двумя атомами образуется одинарная связь, что приводит к образованию ковалентной связи.
Изображение, прикрепленное ниже, дает гораздо более четкое представление о вышеупомянутой концепции;

Молекулярная геометрия HCl
Согласно теории VSEPR, HCl имеет линейную молекулярную геометрию/форму и тетраэдрическую электронную геометрию. Валентный угол равен 180°.
Приведенная выше схема теории VSEPR ясно показывает, что HCl представляет собой молекулу типа AXE3, где
A = центральный атом = Cl здесь
X = атом, связанный с A = H здесь
E = неподеленная пара на A = 3 (Cl имеют 3 неподеленные пары)
Теперь может возникнуть вопрос о разнице между молекулярной геометрией/формой и электронной геометрией. Давайте узнаем, что это за две геометрии!
Электронная геометрия учитывает все электронные пары при определении геометрии молекулы.
Тогда как молекулярная геометрия включает только атомы.
Проще говоря, неподеленные пары учитываются в случае электронной геометрии, но не в случае молекулярной геометрии/формы.
Таким образом, мы можем видеть, что при рассмотрении неподеленных пар Cl структура соляной кислоты является тетраэдрической. А когда неподеленными парами пренебрегают, HCl показывает линейную форму.

Гибридизация HCl
HCl не имеет гибридизации, поскольку HCl является линейной двухатомной молекулой, в которой атом H и атом Cl связаны ковалентно. Так что никакой дополнительной устойчивости не требуется.
Будучи двухатомной молекулой, она имеет только один атом в качестве окружающего атома. Таким образом, может быть только одна возможность структуры, и поэтому для этой молекулы не требуется дополнительной стабильности.
Гибридизация молекулы может быть предсказана либо по диаграмме теории VSEPR, либо по формуле;
H = ½ [V+M-C+A]
Здесь
H= гибридизация
V= количество валентных электронов
M= нет. одновалентного атома
C= заряд катиона
A= заряд аниона
Теперь, если H= 2 = Sp гибридизация
H= 3 = Sp2 гибридизация
H= 4 = Sp3 гибридизация 7 H= 5 = гибридизация Sp3d
H= 6 = гибридизация Sp3d2
Со всем этим мы можем очень легко найти гибридизацию любой молекулы!

Диаграмма молекулярных орбиталей HCl
Проще говоря, теория молекулярных орбиталей представляет собой образование молекулярных орбиталей путем комбинации атомных орбиталей атомов в молекуле.
Эта теория помогает нам узнать о расположении электронов на орбиталях, а также о порядке связей.
Диаграмма молекулярных орбиталей может быть объяснена как;
Мы можем ясно видеть атомные орбитали H и Cl, а также МО HCl на изображении выше.
Энергия 3s-орбитали хлора намного ниже. Поэтому взаимодействие с 1s-орбиталью водорода невозможно.
Таким образом, 3p-орбиталь (3px, 3py, 3pz) хлора с энергией, сравнимой с энергией 1s-орбитали водорода, смешивается с орбиталью водорода.
Здесь происходит только сигма-перекрытие. Это связано с тем, что, хотя 3p-орбиталь Cl и 1s H объединяются вместе, симметрия обоих различна.
В результате возможно только сигма-перекрытие.
Таким образом, мы видим, что МО HCl имеет 6 пар несвязывающих электронов и одну пару связывающих электронов, которая находится на 𝛔3pz-орбитали.
Кроме того, электроны сигма-связи будут располагаться ближе к Cl из-за его более высокого значения электроотрицательности.
Все эти понятия важны для полного понимания диаграммы молекулярных орбит HCl.

Полярность HCl
Молекула HCl является полярной из-за более высокой электроотрицательности хлора, чем водорода.
Хлор оттягивает основной заряд в сторону и становится отрицательным полюсом, а водород становится положительным. Таким образом, молекула считается полярной молекулой.
Для получения более подробной информации необходимо также прочитать статью о полярности HCl.

Физические свойства HCl
Теперь поговорим немного о физических свойствах этого соединения. Молярная масса HCl составляет 36,46 г/моль. Кроме того, HCl имеет очень низкую температуру кипения, то есть -85,05 ℃, а температура плавления составляет -114,2 ℃.
Можно сказать, что свойства могут меняться в зависимости от молярности HCl.
Это соединение находит широкое применение в различных областях, начиная от производства поливинилхлорида для формования пластика в промышленности и заканчивая домашним хозяйством, где разбавленная HCl используется в качестве средства для удаления накипи.
HCl используется при производстве желатина в пищевой промышленности. Он также используется в пищевых добавках и обработке кожи.
Рафинирование металлов, травление стали, производство органических и неорганических соединений, контроль pH – вот еще несколько вариантов использования HCl.