- характеристики
- физически
- химически
- киселинност
- номенклатура
- Безводна форма
- Във воден разтвор
- Как се формират?
- Директно разтваряне на водородни халогениди
- Разтваряне на соли на неметалите с киселини
- Приложения
- Почистватели и разтворители
- Кисели катализатори
- Реагенти за синтеза на органични и неорганични съединения
- Примери
- HF, флуороводородна киселина
- Н
- НС1, солна киселина
- HBr, бромоводородна киселина
- Н
- Препратки
На халогеноводородни или двукомпонентни киселини се разтварят във вода съединения, които се състоят от водород и неметални елемент: водородни халиди. Общата му химична формула може да бъде изразена като HX, където H е водородният атом, а X е неметалният елемент.
X може да принадлежи към група 17, халогени или към елементи от група 16, без да включва кислород. За разлика от оксокиселините, хидрацидите нямат кислород. Тъй като хидрацидите са ковалентни или молекулни съединения, трябва да се има предвид НХ връзката. Това е от голямо значение и определя характеристиките на всеки хидрацид.
Източник: Габриел Боливар
Ами връзката с HX? Както може да се види на изображението по-горе, има постоянен продукт на диполен момент от различните електроотрицателности между H и X. Тъй като X обикновено е по-електроотрицателен от H, той привлича електронния си облак и завършва с отрицателен частичен заряд δ-.
От друга страна, Н, отстъпвайки част от своята електронна плътност до X, завършва с положителен частичен заряд δ +. Колкото по-отрицателен е 5, толкова по-богат ще бъде електроните X и толкова по-голям е електронният дефицит на H. Следователно, в зависимост от това кой елемент X е, хидрацидът може да бъде повече или по-малко полярна.
Изображението разкрива и структурата на хидрацидите. НХ е линейна молекула, която може да взаимодейства с друга в един от нейните краища. Колкото по-полярен е HX, толкова по-силно или афинитетно ще взаимодействат неговите молекули. В резултат на това температурите му на кипене или топене ще се увеличат.
Взаимодействията на HX-HX обаче все още са достатъчно слаби, за да доведат до твърд хидрацид. Поради тази причина в условия на налягане и температура на околната среда те са газообразни вещества; С изключение на HF, който се изпарява над 20 ° C.
Защо? Тъй като HF е в състояние да образува силни водородни връзки. Докато другите хидрациди, чиито неметални елементи са по-малко електроотрицателни, те трудно могат да бъдат в течна фаза под 0 ° С. HCl например кипи при около -85 ° С.
Киселинни вещества ли са хидрацидите? Отговорът се крие в положителния частичен заряд δ + върху водородния атом. Ако δ + е много голям или НХ връзката е много слаба, HX ще бъде силна киселина; Както при всички хидрокиселини на халогените, след като съответните им халогениди се разтворят във вода.
характеристики
физически
-Визуално всички хидрациди са прозрачни разтвори, тъй като НХ са много разтворими във вода. Те могат да имат жълтеникави тонове според концентрациите на разтворения HX.
-Те са пушачи, което означава, че отделят гъсти, разяждащи и дразнещи изпарения (някои от тях дори са гадни). Това е така, защото молекулите на HX са много летливи и взаимодействат с водната пара в средата, заобикаляща разтворите. Освен това НХ в безводната си форма са газообразни съединения.
-Хидрацидите са добри проводници на електричество. Въпреки че HX са газообразни видове при атмосферни условия, когато се разтварят във вода, те отделят йони (H + X -), които позволяват преминаването на електрически ток.
-Честовете му на кипене са по-високи от тези на безводните му форми. Тоест HX (ac), който означава хидрацид, кипи при температури над HX (g). Например, хлороводородът, HCl (g), кипи при -85 ° C, но солна киселина, нейната хидрацидна, е около 48 ° C.
Защо? Тъй като газообразните молекули HX са заобиколени от тези на водата. Два типа взаимодействия могат да се случват едновременно: водородни връзки, HX - H 2 O - HX или разтваряне на йони, H 3 O + (aq) и X - (aq). Този факт е пряко свързан с химичните характеристики на хидрацидите.
химически
Хидрациди са много кисели разтвори, така че те имат киселинни протони Н 3 О + свободни да реагират с други вещества. Откъде идва H 3 O + ? От водородния атом с положителен частичен заряд δ +, който се дисоциира във вода и завършва ковалентно, като се включва във водна молекула:
HX (aq) + H 2 O (l) <=> X - (aq) + H 3 O + (aq)
Обърнете внимание, че уравнението съответства на реакция, която създава равновесие. Когато образуването на X - (вод) + Н 3 О + (вод) е термодинамично силно предпочитан, HX ще освободи своето киселинен протон във вода; и след това, с Н 3 О + като новата "носител", може да взаимодейства с друго съединение, дори ако последните не е силна основа.
Горното обяснява киселинните характеристики на хидрацидите. Такъв е случаят с всички разтворени във вода HX; но някои генерират повече киселинни разтвори от други. За какво е това? Причините могат да бъдат много сложни. Не всички HX (AC) благоприятства горе равновесие надясно, т.е. към X - (AC) + Н 3 О + (ав).
киселинност
И изключението се наблюдава при флуороводородна киселина, HF (aq). Флуорът е много електроотрицателен, следователно, той скъсява разстоянието на НХ връзката, усилвайки го срещу разпадането му от действието на водата.
По същия начин, HF връзката има много по-добро припокриване поради причини на атомния радиус. От друга страна, връзките H-Cl, H-Br или HI са по-слаби и са склонни да се дисоциират напълно във вода, до точката на нарушаване на равновесието, повдигнато по-горе.
Това е така, защото другите халогени или халкогени (сяра например) имат по-големи атомни радиуси и следователно по-големи орбитали. Следователно НХ връзката показва по-лошо припокриване на орбитата, тъй като X е по-голямо, което от своя страна влияе върху силата на киселината при контакт с вода.
Следователно, низходящият ред на киселинност за хидрокиселините на халогените е следният: HF <HCl
номенклатура
Безводна форма
Как се наричат хидрацидите? В безводните им форми, HX (g), те трябва да бъдат споменати като продиктувани за водородни халиди: чрез добавяне на наставката –uro в края на имената им.
Например HI (g) се състои от халид (или хидрид), образуван от водород и йод, следователно името му е: водороден йодид. Тъй като неметалите обикновено са по-електроотрицателни от водорода, той има окислително число +1. В NaH, от друга страна, водородът има окислително число -1.
Това е друг косвен начин за разграничаване на молекулните хидриди от халогени или водородни халиди от други съединения.
След като HX (g) влиза в контакт с вода, тя се представя като HX (ac) и след това се получава хидрацидът.
Във воден разтвор
За да назовем хидрацида, HX (ac), наставката –uro на неговите безводни форми трябва да бъде заменена с наставка -хидрат. И те трябва да бъдат споменати като киселини на първо място. По този начин, за горния пример, HI (aq) е наречен като: йодна киселинна вода.
Как се формират?
Директно разтваряне на водородни халогениди
Хидрацидите могат да се образуват чрез просто разтваряне на съответните им водородни халогениди във вода. Това може да бъде представено със следното химично уравнение:
HX (g) => HX (ac)
HX (g) е много разтворим във вода, така че няма баланс на разтворимост, за разлика от неговата йонна дисоциация за освобождаване на киселинни протони.
Съществува обаче синтетичен метод, който се предпочита, тъй като използва соли или минерали като суровина, разтваряйки ги при ниски температури със силни киселини.
Разтваряне на соли на неметалите с киселини
Ако трапезната сол, NaCl, се разтвори с концентрирана сярна киселина, възниква следната реакция:
NaCl (и) + H 2 SO 4 (воден) => HCI (вод) + NaHSO 4 (воден)
Сярна киселина дарява един от своите киселинни протони на Cl - хлоридния анион, като по този начин го превръща в солна киселина. Водородният хлорид, HCl (g), може да избяга от тази смес, тъй като е много летлив, особено ако концентрацията му във вода е много висока. Другият сол произведена е натриев сулфат киселина, натриев бисулфит 4.
Друг начин за получаването му е замяната на сярна киселина с концентрирана фосфорна киселина:
NaCl (и) + H 3 PO 4 (воден) => HCI (вод) + NaH 2 PO 4 (воден)
H 3 PO 4 реагира по същия начин като H 2 SO 4, произвеждайки солна киселина и натриев диацид фосфат. NaCl е източникът на Cl - аниона, така че за да се синтезират другите хидрациди, соли или минерали, съдържащи F -, Br -, I -, S 2- и др.
Но използването на Н 2 SO 4 или H 3 PO 4 ще зависи от неговата оксидативен сила. H 2 SO 4 е много силен окислител, до точката, че той окислява дори Br - и - на техните Br 2 и 2 молекулни форми; първата е червеникава течност, а втората - лилаво твърдо вещество. Следователно, H 3 PO 4 представлява предпочитан вариант на тези синтези.
Приложения
Почистватели и разтворители
Хидрацидите се използват по същество за разтваряне на различни видове материя. Това е така, защото те са силни киселини и могат умерено да почистват всяка повърхност.
Неговите киселинни протони се добавят към съединенията на примеси или замърсявания, което ги прави разтворими във водната среда и след това се пренасят от водата.
В зависимост от химичното естество на споменатата повърхност може да се използва един или друг хидрацид. Например, флуороводородната киселина не може да се използва за почистване на стъкло, тъй като ще го разтвори на място. Солната киселина се използва за отстраняване на петна от плочките на басейна.
Освен това са способни да разтварят скали или твърди проби и след това се използват за аналитични или производствени цели на малки или големи мащаби. В йонообменната хроматография се използва разредена солна киселина за почистване на колоната от останали йони.
Кисели катализатори
Някои реакции изискват силно киселинни разтвори, за да ги ускорят и да намалят времето, в което се провеждат. Тук влизат хидрацидите.
Пример за това е използването на хидройодна киселина в синтеза на ледена оцетна киселина. Нефтената промишленост също се нуждае от хидрациди в рафиниращите процеси.
Реагенти за синтеза на органични и неорганични съединения
Хидрацидите осигуряват не само кисели протони, но и съответните им аниони. Тези аниони могат да реагират с органично или неорганично съединение, за да образуват специфичен халид. По този начин те могат да бъдат синтезирани: флуориди, хлориди, йодиди, бромиди, селениди, сулфиди и други съединения.
Тези халиди могат да имат много разнообразни приложения. Например, те могат да бъдат използвани за синтезиране на полимери, като тефлон; или посредници, от които халогенните атоми ще бъдат включени в молекулните структури на някои лекарства.
Да предположим, че молекула CH 3 CH 2 OH, етанол, взаимодейства със солна киселина до форма етил хлорид:
CH 3 CH 2 OH + HCl => CH 3 CH 2 Cl + H 2 O
Всяка от тези реакции крие механизъм и много аспекти, които се разглеждат в органичните синтези.
Примери
Няма много примери за хидрациди, тъй като броят на възможните съединения е естествено ограничен. Поради тази причина някои допълнителни хидрациди със съответната номенклатура са изброени по-долу (съкращението (ac) се игнорира):
HF, флуороводородна киселина
Бинарен хидрацид, чиито HF молекули образуват силни водородни връзки до степен, че във вода е слаба киселина.
Н
За разлика от хидрацидите, разглеждани дотогава, той е многоатомен, тоест има повече от два атома, обаче, той продължава да бъде двоичен, тъй като е съставен от два елемента: сяра и водород.
Ъгловите му молекули на МСМ не образуват значителни водородни връзки и могат да бъдат открити по тяхната характерна гнила яйчна миризма.
НС1, солна киселина
Една от най-известните киселини в популярната култура. Той дори е част от състава на стомашния сок, присъстващ в стомаха и заедно с храносмилателните ензими разграждат храната.
HBr, бромоводородна киселина
Подобно на хидройодната киселина, в газовата фаза тя се състои от линейни молекули H-Br, които се дисоциират в H + (H 3 O +) и Br - йони, когато навлизат във вода.
Н
Въпреки че телурът има определен метален характер, неговият хидрацид излъчва неприятни и силно отровни пари, като водороден селенид.
Както другите хидрациди на халкогенидите (от група 16 на периодичната таблица), в разтвор той произвежда аниона Te 2-, така че неговата валентност е -2.
Препратки
- Кларк Дж. (22 април 2017 г.). Киселинността на водородните халогениди. Възстановено от: chem.libretexts.org
- Лумен: Въведение в химията. Бинарни киселини. Взета от:urs.lumenlearning.com
- Хелменстин, Ан Мари, доктор на науките (22 юни 2018 г.). Определение на бинарна киселина. Възстановено от: thinkco.com
- Г-н Д. Скот. Писане и номенклатура на химичните формули., Възстановено от: celinaschools.org
- Madhusha. (9 февруари 2018 г.). Разграничете бинарните киселини и оксиацидите. Възстановени от: pediaa.com
- Wikipedia. (2018). Хидрацидна киселина. Възстановено от: es.wikipedia.org
- Натали Андрюс. (24 април 2017 г.). Употребата на хидрионова киселина. Възстановено от: sciaching.com
- StudiousGuy. (2018). Флуороводородна киселина: Важни приложения и приложения. Възстановена от: studiousguy.com