Значение ХЛОР ХИМ. в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона

(фр. Chlore, нем. Chlor, англ. Chlorine) — элемент из группы галоидов; знак его Cl; атомный вес 35,451 \[По расчету Кларке данных Стаса.\] при O = 16; частица — Cl₂, которой хорошо отвечают найденные Бунзеном и Реньо плотности его по отношению к воздуху, очень близкие к 2,45. В ряду элементов по величине атомного веса X. непосредственно следует за серой (ат. в. 32,07) и помещается между фтором (ат. в. 19,06) и марганцем (ат. в. 54,99) в VII группе периодической системы элементов Менделеева, заканчивая собой второй (короткий) ее период. В ряду галоидов он стоит вторым по атомному весу, между фтором и бромом (ат. в. 79,95) и по своему химическому характеру во многих отношениях является элементом, промежуточным между ними. X. был открыт Шееле в 1774 г. при обработке пиролюзита (MnO₂) соляной кислотой и рассматривался им, согласно господствовавшему в то время флогистическому учению (см. Флогистон), как дефлогистизированная соляная кислота. В согласии со взглядом Лавуазье на кислоты, а в их числе и на соляную кислоту, как на окисленные соединения, Бертолле в 1785 г. предложил рассматривать соляную кислоту как соединение гипотетического элемента мурия (murium — откуда название соляной кислоты acidum muriaticum) с кислородом, а X. — как высшее кислородное соединение мурия, как окисленную соляную кислоту, нечто вроде перекиси, чему в некотором роде как будто соответствовал и способ получения X. из соляной кислоты под влиянием окисляющего действия MnO₂. Воззрение это было общепринятым до 1809 г. В этом именно году Гей-Люссак и Тенар, опираясь на многочисленные опыты, высказали мысль, что химические отношения X. могут быть легко поняты и при допущении в нем элементарной натуры, а год спустя (1810) Дэви решительно признал X. за элемент после тщетных попыток выделить из него кислород, и особенно выставляя на вид неизменность его при прокаливании с углем и тот факт, что окислы металлов при прокаливании в струе Х. выделяют ровно столько кислорода, сколько его в них заключалось первоначально. Берцелиус, однако, еще долгое время считал X. за сложное тело и решился отказаться от этого взгляда окончательно лишь около 1820 г., ввиду аналогии X. с йодом, подробно исследованным в 1813—1814 гг. Гей-Люссаком, и особенно после того, как было доказано существование, кроме соляной, и др. кислот (см.), не содержащих в себе кислорода. В природе X. встречается исключительно в форме соединений, именно в виде хлористых металлов и соляной (хлористо-водородной) кислоты, и принадлежит к числу элементов, наиболее распространенных. Главная его масса находится в природе в виде хлористого натрия, или поваренной (каменной) соли (см.), затем он входит в состав минералов: сильвина KCl, карналлита KCl.MgCl₂.6Н₂O, тахидрита CaCl₂.2MgCl₂.12H₂O, каинита KCl.MgSO₄.3H₂O, атакамита Cu₂Cl(ОН)₃, каломели HgCl, рогового свинца Pb₂OCl₂, пироморфита 3Pb₃(РО₄)₂.PbCl₂, рогового серебра AgCl и др. Хлористые металлы (преимущественно NaCl, KCl) находятся во всех естественных водах (см.), в растениях, в крови, мускулах, молоке, моче и пр. Хлористо-водородная кислота в свободном состоянии представляет нормальную составную часть желудочного сока животных (у собак до 3%). Она найдена также в водах вулканического происхождения. Так, в воде Рио-Винагро, текущей с вулкана Пураче в Андах, Буссенго нашел 0,111% HCl, а Леви в одном кислом источнике на вулкане Парамо де Руиц в Новой Гранаде — 0,88% HCl; Бунзен наблюдал ее присутствие в воде, извергаемой Геклой, Пальмьери (1872) — в воде из Везувия. Получение X. Способы получения X. основаны преимущественно на окислении хлористого водорода: 2HCl + O = H₂O + Cl₂. По способу Шееле действуют на соляную кислоту (см. ниже) перекисью марганца при умеренном нагревании: ?n?₂ + 4?Cl = MnCl + 2H₂O + Cl₂ (ср. Марганец). Реакцию ведут в стеклянной колбе, заткнутой каучуковой (лучше из черного каучука) или обыкновенной корковой, пропитанной парафином пробкой, в которую вставлена газоотводная трубка и предохранительная воронка (см. Лаборатория, табл. I, фиг. 49, и табл. III, фиг. 9). Перекись марганца берется природная, разбитая на кусочки величиной примерно с горошину, а соляная кислота — обыкн. крепости продажная уд. веса 1,12. Так как перекись марганца, обыкновенно, содержит примесь углекислых солей, то, во избежание подмеси к получаемому X. углекислоты, полезно предварительно прокипятить ее со слабой азотной кислотой и промыть затем водой. По способу Бертолле перекисью марганца действуют на смесь поваренной соли с серной кислотой: MnO₂ + 2NaCl + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + Na₂SO₄ + 2Н₂O + Cl₂. На 2 ч. перекиси марганца берут 3 ч. поваренной соли и 5 ч. крепкой серной кислоты, разбавленной предварительно 4 частями (по весу) воды. Такая смесь, при умеренном нагревании на водяной бане, дает равномерный ток почти вполне сухого X. и не очень пенится. По способу, примененному впервые Буассено, соляной кислотой действуют на хлорную известь; реакция совершается по уравн.: Са(OCl)₂ + 4HCl = CaCl₂ + 2Н₂O + 2Cl₂; она идет уже на холоду и настолько бурно, что надо прибавлять соляную кислоту по каплям. Кл. Винклер предложил производить ее в аппарате Киппа (см. Лаборатория, табл. III, фиг. 2), употребляя хлорную известь, спрессованную в форме кубиков с примесью 25% гипса (такая формованная хлорная известь имеется в продаже). По Тиле (он делает кубики из чистой Са(OCl)₂, без гипса), при этом способе X. получается всегда с примесью кислорода. Кроме описанных обычных в лабораторной практике способов получения X. из соляной кислоты, можно также с этой целью действовать на нее и разными другими окислителями, напр., двухромово-калиевой или бертолетовой солью, азотной кислотой и пр. Двухромово-калиевая соль дает X. очень чистый: K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2KCl + Cr₂Cl₆ + 7?₂? + 3Cl₂. Окисление HCl при возвышенной температуре непосредственно кислородом воздуха применяется в технике при получении Х. по способу Дикона (см. Хлор, техн.). Наконец, X. можно получать также прокаливанием некоторых, менее стойких в жару хлористых металлов, как, напр., хлорной меди CuCl₂, которая довольно легко выделяет половину своего X., превращаясь в полухлористую медь CuCl по уравн.: 2CuCl₂ = 2CuCl + Cl₂ (см. также технич. ст., способ Дикона). В. Мейер и Лангер, при своих опытах над изучением плотности X. при высоких темп., получали его прокаливанием хлористой платины: PtCl₂ = Pt + Cl₂. Разлагая соляную кислоту электрич. током в вольтаметре Гофмана с угольными электродами, также можно получить X., который при этом выделяется на положительном полюсе (см. также техн. ст.). Получаемый X. очищается от содержащейся в нем примеси HCl пропусканием через крепкий раствор медного купороса или, лучше, через трубку с сухим медным купоросом (образуются соединения CuSO₄.5H₂O.3HCl и CuSO₄.2H₂O.HCl) и промыванием водой и затем высушивается крепкой серной кислотой. X. можно собирать, пользуясь тем, что он удельно гораздо тяжелее воздуха, в открытом сосуде, опуская трубку, приводящую X., до самого дна его; тогда X., собираясь внизу, постепенно вытесняет воздух из сосуда, что легко заметно вследствие свойственного X. зеленого цвета. В колоколе или газометре над ртутью X. собирать нельзя, так как он с нею соединяется. Для сохранения X. его собирают в газометре, все части которого сделаны из стекла и соединены между собой на шлифах; перед впуском X. газометр наполняется теплым и крепким раствором поваренной соли, который затем употребляется также и для вытеснения X. из газометра, так как он значительно менее растворяет X., чем чистая холодная вода. Свойства. X. представляет газ желтовато-зеленого цвета (откуда и название его от греч. ?????? — зеленый) с характерным неприятным, острым запахом, вызывающим удушье, кашель, сильное раздражение слизистых оболочек глаз, носа и дыхательных путей, а при вдыхании в большем количестве — их воспаление и кровохаркание. Примесь к воздуху около 0,000002 X. по объему делает уже пребывание в нем крайне тягостным; по Леману, поражение легких и кровохаркание вызывается у животных уже при содержании в воздухе 0,00001 X. по объему. Как противоядие рекомендуется вдыхание паров воды, спирта, анилина, воздуха с примесью сероводорода, а также курение табака. — X. почти ровно в 2 1/2 раза тяжелее воздуха. При 20° плотность его по отношению к воздуху, по Людвигу, равна 2,4807, по Яну — 2,4855, т. е. несколько больше требуемой теорией для Cl₂, но при повышении температуры постепенно уменьшается, вследствие большего, сравнительно с воздухом, коэффициента расширения X. (1,009:1) при низких температурах, и лишь при 200° достигает теоретической величины 2,4502 (Ludwig), становясь с этого момента постоянной. Ян для плотности X. в пределах 20° — 200° дает выражение: D = 2,4855 — 0,00017 Т. Лишь с темп. 200° X. начинает следовать законам Бойля-Мариотта и Гей-Люссака и приобретает свойства постоянного газа. По В. Мейеру и Лангеру (1882), выше 1200° плотность X. вновь падает и при 1400° становится равной 2,02, что ими приписывается диссоциации частицы X. Cl₂ на составляющие ее атомы. Крафтсу (1883), однако, не удалось заметить чувствительного изменения плотности X. при этой температуре. Теплоемкость X. при постоянном давлении (с_p) 0,1210 (Regnault); по Штреккеру, с_p = 0,1155, с_v = 0,08731 и отношение теплоемкостей с_p/с_v = 1,323. Показатель преломления X. = 1,000772. При охлаждении до — 35° и обыкн. атмосф. давлении X. сгущается в жидкость желтого цвета, кипящую под обыкн. атм. давл. при — 3,6° и застывающую при — 10° (Olszewski, Knietzch). При 0° сжижение X. происходит под давлением около 4 и при 15° — около 6 атм. Этим температурам, по Кничу, отвечают упругости пара X. соответственно 3,66 и 5,75 атм. При 30° упр. пара жидк. X. равна 8,75 атм. Крит. темп. X. 140°, крит. давл. 93,5 атм. (Knietzch). Уд. вес жидкого X. при темп. кип. 1,5575, при 0° — 1,4690, при 15° — 1,4273 (Knietzch); показатель преломления 1,367. Впервые ?. был сжижен Фарадеем. Он нагревал гидрат X. (см. ниже) в одном колене изогнутой под углом и запаянной стеклянной трубки; при охлаждении льдом или водой другого колена в нем происходило сгущение X. Вместо гидрата X. можно при этом взять также уголь, насыщенный X. (Melsens), или выделять его в нагреваемом колене Фарадеевой трубки из смеси MnO₂ с NaCl и H₂SO₄ или KHSO₄ (Mohr) и пр. X. поглощается древесным углем в количестве, приблизительно равном по весу углю, или в 490 раз превышающем его по объему (Melsens), причем на грамм-молек. X. выдеделяется тепла 13,56 Cal. (Berthelot et Guntz). В воде Х. растворяется, сообщая ей свой цвет и запах и выделяя на грамм-молек., по Бертело, от 3,28 до 7,54 Cal., a по Томсену (при растворении в 1000 г мол. воды при 18°) — 4,87 Cal. Различие данных для теплоты растворения X. в воде объясняется, по А. Яковкину, происходящим при этом гидролизом его по уравн.: Cl + Н₂O = HCl + HClO, сопровождающимся поглощением тепла и зависящим от концентрации растворов и температуры. При 0° и обыкн. давл. 1 об. воды растворяет, по Гей-Люссаку и Пелузу, 1 1/2 — 1 3/4 об. X., или 0,505% по весу (В. Roozeboom); с повышением температуры растворимость возрастает, достигая maximum'a в 2 3/4 — 3 об. X. на 1 об. воды между 8 — 10°, и затем постепенно падает, доходя до 1 об. при 50 — 60° и до 0 при 100°. Такой характер растворимости зависит от образования при низких темп. гидрата X. Cl₂.8Н₂O, который в открытом сосуде, т. е. под обыкн. давл., при 9,6° распадается на свои компоненты (диссоциация его была изучена Изамбером и потом Б. Розебомом, и упругость ее при этой темп. была найдена ими равной 760 мм). Вследствие этого под обыкн. давл. растворимость X. в воде для темп. ниже 9,6° определяется главным образом растворимостью твердого гидрата X. и потому растет с темп., выше же 9,6°, когда гидрата уже не существует в растворе, она представляет растворимость газообразного X. и, как для других газов, с возрастанием температуры падает. Гидрат X., впервые полученный Фарадеем, выделяется в виде желтоватых октаэдрических или игольчатых кристаллов уд. веса 1,23 при насыщении воды X. на холоду. Он очень непрочен. Критич. темп. его разложения, по Розебому, лежит при 28,7°, и тогда, при нагревании в запаянной трубке, он сполна разлагается на жидкий X. и воду, образующие два слоя: верхний — водный раствор X. и нижний — X. с небольшим количеством растворенной в нем воды. Водные растворы X. носят название хлорной воды (Aqua chlorata, A. chlori, A. oxymuriatica). Для ее получения X., освобожденный от примеси HCl (см. выше), пропускают в одну или последовательно в несколько вульфовых или дрекселевских склянок с водой или же в наполненную водой и опрокинутую реторту; в последнем случае приводящую X. трубку (достаточно длинную) вводят через горло реторты до самого брюшка ее, и реторту почаще встряхивают, чтобы ускорить поглощение X. Под влиянием света хлорная вода изменяется вследствие разложения хлором воды с выделением кислорода по уравн.: H₂O + Cl₂ = 2HCl + O и потому должна быть сохраняема в темноте и в темных склянках. Она проводит гальванический ток и при электролизе дает HCl и HClO₃ по уравн.: 3Н₂O + 3Cl₂ = HClO₃ + 5HCl (Delarive). Растворимость X. в растворах NaCl, MgCl₂, CaCl₂, SrCl₂ и пр. меньше, чем в чистой воде; так, напр., 20%-й раствор NaCl при 9,3° растворяет всего 1,2 об. X. (Kumpf). Напротив, в соляной кислоте X., по Бертело, растворяется лучше, чем в воде, и с большим отделением тепла, что он объясняет образованием соединения HCl₃. По своей способности образовать соединения и вообще вступать в реакции X. является одним из элементов наиболее выдающихся. Он способен прямо соединяться со всеми другими элементами за исключением лишь фтора, кислорода, азота и углерода; но с тремя последними косвенным путем он тоже образует соединения. Особенно велико сродство X. к щелочным и щелочноземельным металлам, с которыми он образует соединения наиболее прочные и с наибольшим выделением тепла; так, напр., при соединении с натрием на эквивалент X. 35,5 выделяется 97,5 Cal., что почти ровно вдвое превосходит тепловой эффект соединения натрия с эквивалентом кислорода 8 (50 Cal.). Соединение с металлами происходит уже при обыкн. темп., но для этого часто необходимо присутствие хотя бы самых малых следов влажности. Совершенно сухой X. на натрий, напр., не действует даже при температуре плавления его, но с оловом, сурьмой, мышьяком, ртутью соединяется также быстро, как и влажный. Будучи предварительно нагреты или взяты в виде порошка или тонких листов, металлы горят в атмосфере X. Даже такие инертные металлы, как золото и платина, соединяются с ним и растворяются в хлорной воде и в так называемой царской водке, которая представляет выделяющую X. смесь соляной и азотной кислот. Только иридий и сплавы его с платиной способны, до известной степени, противостоять действию X. Соединение X. с водородом происходит не только под влиянием нагревания, но и при действии света. Зажженный на воздухе водород продолжает гореть и в X., образуя HCl. При обыкн. темп. на рассеянном дневном свете или при слабом искусственном (напр. газовом) освещении соединение X. с водородом происходит постепенно, замедляясь в присутствии даже весьма незначительного избытка одного из них или посторонних газов (ср. Химические действия света). При нагревании до 150°, при соприкосновении с огнем, при действии электрической искры, под влиянием губчатой платины, на прямом солнечном свете или при освещении электричеством, горящим магнием, пламенем горящей смеси сернистого углерода с азотновамым ангидридом соединение X. с водородом, взятых в равных объемах, совершается мгновенно, с отделением большого количества тепла и света и сопровождается сильным взрывом. При этом из 2 об. смеси X. и водорода получаются 2 объема хлористого водорода: Н₂ + Cl₂ = 2HCl. В темноте при обыкн. темп. X. с водородом не соединяются. При соединении их выделяется тепла 22 Cal., считая на Н, т. е. немного менее, чем при образовании воды (29 Cal. на то же количество водорода и при воде в газообразном состоянии). Вследствие своего большого сродства к водороду X. способен отнимать последний от многих его соединений, напр., от NH₃, H₂S (напр.: H₂S + Cl₂ = 2HCl + S) и даже от воды (см. выше и Химические равновесия). Поэтому содержащие водород горючие органические вещества способны гореть и в X., развивая хлористый водород, но при этом углерод их, так как он с Х. не соединяется, выделяется в виде сажи. При действии на углеводороды и многие другие органические соединении X. образует различные продукты замещения в них водорода X. и, вместе с тем, рядом получается HCl, напр.: СН₄ + Cl₂ = C?₃Cl + ?Cl. Это и составляет косвенный путь для получения соединений X. с углеродом CCl₄, С₂Cl₆, C₂Cl₄, C₆Cl₆ и друг., напр.: СН₄ + Cl₂ = CCl₄ + 4HCl (см. Болотный газ, Бензол, Парафины, Олефины, Углеводороды ароматические, Хлоропарафины, Хлороолефины, Замещение, Металепсия). Подобным же образом получается и соединение X. с азотом (см. Хлористый азот). С большинством металлоидов X. реагирует уже при обыкн. темп. Нагретые сера и фосфор горят в нем. Бор тоже способен гореть в X., но для этого требуется уже темп. в 400°, а кремний соединяется только при накаливании. В жидком состоянии X. в отношении способности вступать в соединения показывает некоторые особенности. Так, на калий и натрий при темп. — 80° он не действует (Donny et Mareska), так же на сурьму (Schr?tter, Dumas) при — 3,6° (темп. кип. жидкого Х.), но мышьяк воспламеняется в жидком X., а соединение X. с фосфором происходит со взрывом даже при очень сильном охлаждении; сера, йод и бром и при — 90° еще способны соединяться с X. Помимо простых тел, X. с большой легкостью вступает в реакции прямого соединения также и со многими сложными веществами непредельного характера, каковы, напр., углеводороды этиленового ряда (см. Олефины), окись углерода (см. Фосген), сернистый ангидрид (см. Сера), а также со всеми низшими хлористыми соединениями металлов и металлоидов, как, напр., SnCl₂, FeCl₂, HgCl, PCl₃, S₂Cl₂ и пр., переводя их в высшие SnCl₄, FeCl₃, HgCl₂, PCl₅, SCl₂ и пр. Обладая большим сродством к водороду и металлам, X. вытесняет из соединений с ними бром и йод, а также способен вытеснять при возвышенной температуре и кислород из большинства металлических окислов (ср. об этом, а также о случаях обратного вытеснения, ст. Вытеснение). Так как X. под влиянием света выделяет из воды кислород (см. выше), а также гидролизируется ею, превращаясь частью в HCl и хлорноватистую кислоту HClO (см. ниже по уравн.: Cl₂ + H₂O = HCl + HClO (А. Яковкин), то в ее присутствии он является энергичным окислителем (см.). Он окисляет, напр., серу и сернистую кисл. в серную кисл., сернистые металлы в серно-кислые соли (SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl; Na₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = Na₂SO₄ + 8HCl) и различные низшие степени окисления переводит в высшие (см. Окисление). При этом, как видно из приведенных уравнений, всегда образуется HCl на счет водорода воды. Окислительным же действием X. обуславливается производимое им обесцвечивание различных органических красящих веществ (напр. лакмуса, индиго и др.) и так назыв. белящие свойства X. (см. Беление). Соединения X. За исключением высших кислородных соединений, в которых X. может быть рассматриваем как элемент 3, 4, 5 и 7-валентный, во всех прочих своих соединениях он является одновалентным. Состав водородного соединения X. — HCl и состав высшего его окисла Cl₂О₇ (сам по себе он неизвестен, но известен отвечающий ему гидрат HClO₄) соответствуют положению X. в периодической системе элементов. Хлористый водород HCl. Арабским алхимикам он был известен только в смеси с азотной кислотой в виде царской водки, которая получалась ими перегонкой смеси селитры, нашатыря и железного купороса. Базилиус Валентинус в XV ст. имел его в виде более или менее чистого водного раствора, или соляной кислоты (spiritus salis), получая с помощью перегонки поваренной соли с железным купоросом. В XVII ст. Глаубер получил соляную кислоту при действии серной кислоты на поваренную соль. Стефен Галес в XVIII ст. впервые наблюдал HCl в газообразном состоянии, получая его действием серной кислоты на нашатырь. Наконец, он был изолирован как газ и получен в чистом виде в 1772 г. Пристлеем, благодаря впервые им примененному способу собирания газов над ртутью (Observations on different kinds of air). О прежних взглядах на его состав и о нахождении в природе — см. в начале статьи. Обычный способ получения хлористого водорода, применяемый как в технике (см. Хлористо-водородная кислота), так и в лабораториях, есть действие серной кислоты на поваренную соль. При умеренном нагревании, как это и делается всегда при добывании HCl в лабораториях, вследствие употребления стеклянной посуды, реакция совершается по уравнению: NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄, соответственно которому и берутся взаимодействующие вещества \[На заводах берут вдвое больше поваренной соли, согласно равенству: 2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl + Na₂S0₄ и операцию заканчивают при прокаливании.\], причем для устранения сильного вспенивания массы крепкую серную кислоту (уд. в. 1,84) разбавляют водой приблизительно в количестве 1/5 — 1/6 по объему. Чтобы иметь хлористый водород, вполне свободный от примеси мышьяковых соединений, необходимо употреблять серную кислоту совершенно чистую. Устройство аппарата такое же, как при получении X. Газообразный хлористый водород высушивают пропусканием в склянку с крепкой серной кислотой и собирают над ртутью. Если желают получить его в водном растворе, то с колбой соединяют две дрекселевские (см. выше) склянки одна за другой, соединенные между собой теми трубками, которые доходят до дна склянок; вода наливается во вторую склянку, а первая, непосредственно сообщающаяся с колбой, оставляется пустой и служит для предохранения от втягивания воды в колбу при случайном уменьшении в ней давления. Очевидно, HCl будет получаться и из любого другого хлористого металла при действии H₂SO₄. Можно получать также хлористый водород без содействия подогревания из дымящей соляной кислоты (см. ниже), приливая в нее по каплям крепкую серную кислоту из воронки с краном, вставленной в пробку колбы. Из других способов образована HCl о синтезе его из элементов было уже упомянуто выше; также указано было и образование его при взаимодействии X. с водой, при действии его на NH₃, Н₂S, при реакциях окисления X. в присутствии воды, при действии Х. на углеводороды и др. органические вещества. К этому прибавим еще действие воды на хлорангидриды (см.) и хлористые соединения металлоидов, происходящее с обильным выделением HCl, напр.: PCl₅ + 4Н₂O = Н₃PO₄ + 5HCl. Свойства HCl. Хлористый водород есть бесцветный, кислого вкуса, с пронзительным запахом, удушливый и негорючий газ, дымящий на воздухе вследствие соединения с присутствующей в нем влагой и образования при этом сравнительно труднолетучего гидрата (см. ниже); по Леману, примесь к воздуху 0,0005 HCl по объему делает его уже совершенно не годным для дыхания человека, а 0,0035 непосредственно опасным для жизни животных. Плотность HCl по отношению к воздуху при 20° — 1,26409, при 50° — 1,25714 и при 100° — 1,25652 (Than); соответствующая частичной формуле HCl теоретич. плотность — 1,2594 (Н = 1); вес 1 л HCl при 0° и 760 мм = 1,6278 г. Диссоциация HCl становится заметной лишь при 1700° (Langer u. V. Meyer). Давлением и охлаждением смесью твердой углекислоты и эфира HCl был сжижен Фарадеем в бесцветную прозрачную, легкоподвижную жидкость, кипящую под обыкн. атм. давл. ок. — 84° и при — 115,7° застывающую в белую кристаллическую массу, плавящуюся при — 112,5° (Olszewski); при 0° упругость пара жидкого хлористого водорода 2,8 атм.; крит. темп. его лежит при 52°, критич. давление около 90 атм. Уд. в. жидкого хлористого водорода, по Ансделлю:

-

| Темп. | 0° | 7,05° | 15,85° | 33,0° | 47 8° |

| - - - - - - |

| Уд. в. | 0,908 | 0,873 | 0,835 | 0,748 | 0,619 |

- откуда следует, что расширение его значительно превосходит расширение газов. Теплоемкость газообр. HCl при пост. давл. с_p = 0,1852 (Regnault); отношение теплоемкостей c_р/c_v = 1,398 (M?ller). Газоообр. HCl чрезвычайно жадно поглощается водой, выделяя при этом, по Томсену, 17,34 Cal. на грамм-молекулу (при 400 H₂O) и образуя, так наз. соляную кислоту. Значительное отделение тепла при растворении HCl, далеко превосходящее скрытую теплоту его сжижения, указывает на образование им химического соединения с водой. Растворимость его в. воде (Roscoe and Ditmar) поэтому мало зависит от давления; так, 100 в. ч. воды при 0° растворяют при различных давлениях p след. количества HCl:

-

| p | 100 | 200 | 300 | 500 | 700 | 1000 | 1300 мм. |

| - - - - - - - - |

| HCl | 65,7 | 70,7 | 73,8 | 78,2 | 81,7 | 85,6 | 89,5 в. ч. |

- В зависимости от температуры t растворимость при 760 мм изменяется след. образом:

-

| t | 0° | 20° | 40° | 60° |

| - - - - - |

| HCl | 82,5 | 72,1 | 63,3 | 56,1 в. ч. на 100 в. ч. воды |

- Хлористый водород растворяется также в обыкновенном спирте (по Пьеру, 1 об. спирта уд. веса 0,836 растворяет 327 об. HCl), метиловом спирте, эфире, уксусной кислоте, бензоле и пр. Водный раствор хлористого водорода, насыщенный при 0° под обыкн. давл., содержит, по Роско и Дитмару, 45,2% HCl (уд. в. его 1,226 — 1,227). При дальнейшем понижении темп. растворимость еще возрастает; так, по Бертело, при — 12° в 1 об. воды растворяется 560 об. HCl, что близко к содержанию в растворе 48% HCl; наконец, при насыщении воды хлористым водородом при — 23° получается (Pierre et Puchot) твердый кристаллический гидрат, по внешнему виду напоминающий кристаллы соды, содержащий 50,34% HCl и имеющий состав HCl.2H₂O. Уд. вес его 1,6 (он, след., образован с сильным сжатием, исходя из жидких компонентов), темп. плавл. около — 8°. Диссоциация его следует закону Дебрэ и была изучена Б. Розебомом, причем для твердого гидрата получены след. диссоциационные упругости:

-

| Темп. | — 23,4° | — 19,2° | — 18,2° | — 17,7° |

| - - - - - |

| Упруг. | 193 | 534 | 791 | 1080 мм |

- Темп. — 18,3°, которой отвечает упругость в 760 мм, есть его крит. темп. разложения в открытом сосуде. Теплота образования твердого гидрата 14,1 Cal. (Berthclot). По Пикерингу, если к гидрату HCl.2H₂O прибавить при — 18° еще одну частицу воды, то образуется гидрат HCl.3Н₂O, застывающий при — 25°. Крепкие водные растворы хлористого водорода, содержащие его более 25%, уже при комнатной темп. выделяют часть HCl и потому дымят в обыкн. влажном воздухе (см. выше). Так наз. дымящая соляная кислота, очень часто употребляемая в лабораторной практике, содержит большей частью около 38,5% HCl. Однако, нагреванием выделить весь HCl из его водного раствора нельзя. При нагревании (перегонке) крепких растворов HCl вначале выделяется почти чистый HCl с небольшой лишь примесью водяного пара; при дальнейшем нагревании количество последнего в парах постепенно увеличивается, а крепость остающегося раствора мало-помалу уменьшается; вместе с тем, растет и температура перегонки; когда, наконец, отношение между количествами HCl и Н₂O в растворе и в парах сделается одинаковым, то температура перегонки и состав перегона становятся постоянными, но различными для различных давлений (Boscoe and Ditmar); так, напр., раствор, содержащий около 37% HCl, закипает под обыкнов. давлением (760 мм) при 60°, но затем, по мере перегонки, темп. кипения его постепенно повышается, делается постоянной при 110°, и тогда начинает перегоняться раствор постоянного состава, именно, 20,2% HCl и 79,8% Н₂O. Та же постоянная температура и тот же состав достигается и при перегонке слабых (слабее 20,2% HCl) растворов, но с той разницей, что в этом случае кипение начинается при температуре несколько выше 100°, и сперва гонится, главным образом, вода, так что и раствор, и дистиллят по мере перегонки делаются крепче. Таким образом, из какого раствора ни исходит — крепкого или слабого, в результате получается 20,2%-й раствор, но в первом случае в начале перегонки будет получаться более крепкая кислота, а во втором — боле слабая. Здесь, как и для азотной (ср. Крепкая водка), с которой в этом случае HCl представляет полную аналогию, температура кипения постоянно кипящего раствора лежит выше температуры кипения каждой из составных частей его, взятых в отдельности. В зависимости от давления, температура кипения постоянно кипящего раствора, по данным Бино и Роско с Дитмаром, изменяется следующим образом:

-

| Давление | 50 | 100 | 300 | 760 | 1500 | 2500 мм |

| - - - - - - - |

| Темп. кип | — | 62° | 84° | 110° | — | — (Bineau) |

| - - - - - - - |

| % HCl | 23,2 | 22,9 | 21,8 | 20,2 | 19,0 | 18,0% (R. a. D.) |

- Если через слабый или крепкий водный раствор HCl продувать струю сухого воздуха, то он, теряя или воду, или HCl, тоже приходит к раствору, который затем уже уносится воздухом (испаряется) целиком, не меняя своего состава; последний для разных температур различен; так, при 100° получается раствор с 20,7%, при 60° — с 23,0%, при 0° — с 25,0% HCl. Последнему процентному составу весьма точно отвечает состав определенного гидрата HCl.6Н₂O, требующий 25,26% HCl; образованию этого гидрата в водных растворах хлористого водорода и надо, по-видимому, приписать большое выделение тепла при растворении HCl в воде и сильное падение упругостей их паров. Но только гидрат этот, как и для азотной кислоты, весьма непрочен и при перегонке разлагается. Исследование уд. весов водных растворов HCl тоже указывает на существование в них гидрата HCl.6Н₂O (Менделеев). Именно, приращение уд. веса с возрастанием %-ного содержания HCl (или производная ds/dp достигает около 25% наибольшей величины. Для уд. весов водных растворов хлористого водорода крепостью до 25,26% HCl в зависимости от их % состава p Менделев дает выражение: S(15/4) = 9991,6 + 49,43р + 0,0571р² \[Здесь уд. вес воды при 4° принят = 10000.\], а для более крепких: S 15/4 = 9785,1 + 65,10p — 0,240p² \[Здесь уд. вес воды при 4° принят = 10000.\]. Таблицу уд. весов, по Лунге и Мархлевскому, см. в ст. Хлористо-водородная кислота. Особенность раствора, отвечающего составу HCl.6Н₂O, отмечается также постоянством модуля расширения его от температуры, который равен для него 0,000447, так что изменение уд. веса этого раствора с темп., по Менделееву, может быть представлено выражением: S_t = 11352,7(1 — 0,000447t) \[Здесь уд. вес воды при 4° принят = 10000.\]. Для растворов более слабых величина изменения уд. в. от темп. при изменении ее на 1° (т. е. производная ds/dt) растет с темп., а для более крепких, наоборот, уменьшается при возрастании температуры \[Коэфф. расширения крепких водных растворов HCl значительно больше, чем чистой воды. Так, для раствора с 43,09% HCl коэфф. расширения равен 0,058, т. е. в 9 раз, а для раствора с З6,61% HCl в 8 раз больше, чем чистой воды.\]. По Гитторфу, жидкий хлористый водород не проводит электричества. Электропроводность HCl в бензольном и, вообще, в углеводородных растворах, а также в эфирном, крайне слаба; она гораздо лучше в спиртовом и, особенно, метильноспиртовом растворе, но и в последнем, по крайней мере, в 3 раза меньше, чем в водных растворах; прибавка 6% метилового спирта к водному раствору HCl понижает электропроводность последнего на 20% (Каблуков). Об электропроводности водных растворов HCl — см. Электропроводность растворов. Из химических свойств хлористого водорода наиболее характерными являются свойства его, как кислоты. Но эти свойства его вполне ясно выступают лишь в водном растворе, называемом, как уже было упомянуто, соляной кислотой. Соляная кислота окрашивает лакмус в яркий красный цвет, имеет сильный кислый вкус и представляет одну из самых энергичных минеральных кислот. Она вполне насыщает сильные основания, образуя нейтральные соли, при выделении воды, напр.: HCl + NaHO = NaCl + H₂O. Теплота ее нейтрализации едким натром в разведенных растворах, равная 13,7 Cal., а также жадность (= 1) одинаковы с теплотой нейтрализации и жадностью азотной кислоты. Она легко разлагает при обыкн. темп. фосфорно-кислые, углекислые, уксусно-кислые и мн. др. соли, а также многие сернистые металлы (см. Сера), вытесняя из них соответствующие кислоты или сероводород и образуя