Характеристики Hidrácidos, номенклатура, використання та приклади

The Гідроциди або бінарні кислоти є сполуками, розчиненими у воді, які складаються з водню і неметалевого елемента: галогеніди водню. Його загальна хімічна формула може бути виражена як HX, де H - атом водню, а X - неметалевий елемент.

Х може належати до групи 17, галогенів, або до групи 16 елементів, що не включають кисень. На відміну від оксокислот, вуглеводні не мають кисню. Оскільки гідроциди є ковалентними або молекулярними сполуками, слід розглядати зв'язок H-X. Це має велике значення і визначає характеристики кожної гідрациди.

Що можна сказати про посилання H-X? Як видно на зображенні вище, існує постійний дипольний момент, який створюється різними електронегативностями між H і X. Оскільки X зазвичай є більш електронегативним, ніж H, він притягує своє електронне хмара і закінчується негативним частковим зарядом δ.-.

З іншого боку, H, при отриманні частини своєї електронної густини до X, закінчується частковим позитивним зарядом δ +. Чим більше негативним є δ-, тим багатшими будуть електрони X, і чим більше буде електронний дефіцит H. Тому, залежно від того, який елемент X, гідразид може бути більш-менш полярним..

Зображення також показує структуру гідрацидів. H-X є лінійною молекулою, яка може взаємодіяти з іншою за допомогою одного з її кінців. Чим більше полярний HX, його молекули взаємодіють з більшою силою або спорідненістю. Як результат, ваші точки кипіння або плавлення збільшаться.

Однак взаємодії H-X-H-X все ще є досить слабкими, щоб створити твердий гідразид. Тому в умовах тиску і температури навколишнього середовища знаходяться газоподібні речовини; крім HF, який випаровується вище 20ºC.

Чому? Оскільки HF здатний утворювати сильні водневі зв'язки. Хоча інші гідразиди, чиї неметалеві елементи менш електронегативні, навряд чи можуть бути в рідкій фазі нижче 0 ° С. HCl, наприклад, кипить при -85 ° С.

Чи є кислотні речовини гідрацидом? Відповідь полягає в частковому позитивному заряді δ + на атомі водню. Якщо δ + дуже велика або H-X зв'язок дуже слабка, то HX буде сильною кислотою; Як і всі вуглеводні галогенів, один раз їх відповідні галогеніди розчиняються у воді.

Індекс

• 1 Характеристики
  • 1.1 Фізична
  • 1.2 Хімічна
• 2 Номенклатура
  • 2.1 Безводні форми
  • 2.2 У водному розчині
• 3 Як вони формуються?
  • 3.1 Пряме розчинення галогенідів водню
  • 3.2 Розчинення солей неметалів кислотами
• 4 Використання
  • 4.1 Очисники та розчинники
  • 4.2 Кислі каталізатори
  • 4.3 Реагенти для синтезу органічних і неорганічних сполук
• 5 Приклади
  • 5.1 HF, плавикова кислота
  • 5.2 H2S, сірководень
  • 5,3 HCl, соляну кислоту
  • 5.4 HBr, бромистоводнева кислота
  • 5,5 H2Te, телуринова кислота
• 6 Посилання

Особливості

Фізичний

-Очевидно, що всі гідрокислоти є прозорими розчинами, оскільки HX дуже розчинний у воді. Вони можуть мати жовтуваті тони відповідно до концентрацій розчинених HX.

-Вони є курцями, а це означає, що вони виділяють щільні, корозійні та дратівливі пари (деякі з них навіть нудотні). Це пояснюється тим, що молекули HX є дуже летючими і взаємодіють з водяною парою середовища, що оточує розчини. Крім того, НХ в його безводній формі є газоподібними сполуками.

-Гідроциди - хороші провідники електрики. Хоча HX є газоподібними видами при атмосферних умовах, коли вони розчиняються у воді, вони вивільняють іони (H⁺X^-), які дозволяють проходити електричний струм.

-Її точки кипіння перевершують їхні безводні форми. Тобто HX (ac), який позначає гідразид, кипить при температурах вище, ніж HX (g). Наприклад, хлористий водень, HCl (г), кипить при -85ºC, але соляну кислоту, її гідрацидо, близько 48ºC.

Чому? Оскільки молекули газу HX оточені молекулами води. Між ними можуть відбуватися одночасно два типи взаємодій: водневі зв'язки, HX - H₂O - HX, або сольватація іонів, H₃O⁺(ac) і X^-(ac). Цей факт безпосередньо пов'язаний з хімічними характеристиками гідрокислот.

Хімічні речовини

Гідразиди є дуже кислотними розчинами, тому вони мають протони H-кислоти₃O⁺ реагувати з іншими речовинами. Звідки виходить H?₃O⁺? З атома водню з частковим позитивним зарядом δ +, який дисоціює у воді і закінчується ковалентно включеним у молекулу води:

HX (ac) + H₂O (l) <=> X^-(ac) + H₃O⁺(ac)

Зауважимо, що рівняння відповідає реакції, яка встановлює рівновагу. При утворенні Х^-(ac) + H₃O⁺(ac) термодинамічно дуже сприятливий, HX вивільняє свій кислотний протон у воду; а потім це з H₃O⁺ як свій новий "носій", він може реагувати з іншим з'єднанням, навіть якщо останній не є сильним підставою.

Вищенаведене пояснює кислотні характеристики гідроцидів. Це стосується всіх HX, розчинених у воді; але деякі виробляють більш кислотні розчини, ніж інші. Чому це? Причини можуть бути дуже складними. Не всі HX (ac) виступають за попередню рівновагу праворуч, тобто до X^-(ac) + H₃O⁺(ac).

Кислотність

І виняток спостерігається у плавикової кислоти, HF (ac). Фтор є дуже електронегативним, тому він скорочує відстань H-X зв'язку, посилюючи її проти розриву під дією води.

Аналогічно, посилання H-F набагато краще перекривається для атомних причин радіозв'язку. Навпаки, зв'язки H-Cl, H-Br або H-I слабкіші і мають тенденцію повністю дисоціювати у воді, до точки розриву з рівновагою, яка раніше піднімалася.

Це пояснюється тим, що інші галогени або халкогени (наприклад, сірка) мають більші атомні радіуси і, отже, більш об'ємні орбіталі. В результаті H-X зв'язок має більш низьке перекриття орбіти, оскільки X більше, що в свою чергу впливає на міцність кислоти при контакті з водою..

Таким чином, порядок зменшення кислотності для водню галогенів є наступним: HF< HCl

Номенклатура

Безводну форму

Як названі гідрациди? У своїх безводних формах, HX (g), їх слід згадувати як продиктовані для галогенів водню: додаванням суфікса -uro до кінця їх назв.

Наприклад, HI (g) складається з галогеніду (або гідриду), утвореного воднем і йодом, тому його назва:uro водню. Оскільки неметали, як правило, є більш електронегативними, ніж водень, він має кількість окислення +1. У NaH, з іншого боку, водень має кількість окислення -1.

Це ще один непрямий спосіб диференціювання молекулярних гідридів від галогенів або галогенів водню від інших сполук.

Як тільки HX (g) вступає в контакт з водою, вона представлена ​​як HX (ac), а потім гідразид.

У водному розчині

Щоб назвати гідразид, HX (ac), суфікс -uro його безводних форм повинен бути замінений суфіксом -гидридом. І це треба спочатку згадати як кислоту. Таким чином, для попереднього прикладу HI (ac) називається як: acid yodводи.

Як вони формуються?

Пряме розчинення галогенідів водню

Гідразиди можуть утворюватися шляхом простого розчинення відповідних галогенів водню у воді. Це може бути представлено наступним хімічним рівнянням:

HX (g) => HX (ac)

HX (g) дуже добре розчинний у воді, тому немає балансу розчинності, на відміну від його іонної дисоціації для виділення кислотних протонів..

Однак є синтетичний метод, який є кращим, оскільки він використовує солі або мінерали в якості сировини, розчиняючи їх при низьких температурах з сильними кислотами..

Розчинення солей неметалів з кислотами

Якщо кухонну сіль, NaCl, розчиняють концентрованою сірчаною кислотою, відбувається наступна реакція:

NaCl (s) + H₂SO₄(ac) => HCl (ac) + NaHSO₄(ac)

Сірчана кислота дарує один з своїх кислотних протонів аніону хлориду Cl^-, перетворюючи його в соляну кислоту. З цієї суміші можна вийти хлорид водню, HCl (г), тому що він дуже летючий, особливо якщо його концентрація у воді дуже висока. Іншою отриманою сіллю є сульфат натрієвої кислоти, NaHSO₄.

Іншим способом його отримання є заміщення сірчаної кислоти концентрованою фосфорною кислотою:

NaCl (s) + H₃PO₄(ac) => HCl (ac) + NaH₂PO₄(ac)

H₃PO₄ він реагує так само, як H₂SO₄, виробляють соляну кислоту і фосфат дикислоти натрію. NaCl є джерелом Cl аніона^-, для синтезу інших гідразидів потрібні солі або мінерали, що містять F^-, Br^-, I^-, S^2-, і т.д..

Але, використання H₂SO₄ або H₃PO₄ це буде залежати від його окислювальної сили. H₂SO₄ Це дуже сильний окислювач, до того моменту, що він окислює навіть Br^- і я^- до його молекулярним формам Br₂ і я₂; перший - червонувату рідину, а другий - пурпурну. Тому Н₃PO₄ являє собою кращу альтернативу в такому синтезі.

Використання

Очисники та розчинники

Гідроциди по суті використовуються для розчинення різних типів речовини. Це тому, що вони сильні кислоти, і в помірних кількостях вони можуть очистити будь-яку поверхню.

Їх кислотні протони додаються до сполук домішок або забруднень, роблячи їх розчинними у водному середовищі і потім відводяться водою..

Залежно від хімічної природи зазначеної поверхні може бути використаний гідразид або інше. Наприклад, фтористоводнева кислота не може бути використана для очищення скла, оскільки вона миттєво розчиняється. Соляну кислоту використовують для видалення плям на плитках басейну.

Вони також здатні розчиняти породи або тверді зразки, а потім використовуватися для аналітичних або виробничих цілей на малих або великих масштабах. При іонообмінній хроматографії для очищення колонки залишилися іонів використовується розбавлена ​​соляна кислота.

Кислотні каталізатори

Деякі реакції вимагають дуже кислих розчинів для їх прискорення та скорочення часу. Тут входять гідрациди.

Прикладом цього може служити використання йодоводородной кислоти в синтезі крижаної оцтової кислоти. Нафтовій промисловості також потрібні гідрациди в процесах переробки нафти.

Реагенти для синтезу органічних і неорганічних сполук

Гідрациди не тільки забезпечують кислотні протони, але і їхні аніони. Ці аніони можуть реагувати з органічним або неорганічним з'єднанням з утворенням специфічного галогеніду. Таким чином можна синтезувати: фториди, хлориди, йодиди, броміди, селеніди, сульфіди та інші сполуки..

Ці галогеніди можуть мати дуже різноманітні застосування. Наприклад, вони можуть бути використані для синтезу полімерів, таких як тефлон; або посередників, з яких атоми галогенів будуть включені в молекулярні структури деяких лікарських засобів.

Припустимо молекулу СН₃CH₂OH, етанол, реагує з HCl з утворенням хлориду етилу:

CH₃CH₂OH + HCl => CH₃CH₂Cl + H₂O

Кожна з цих реакцій приховує механізм і багато аспектів, які розглядаються в органічному синтезі.

Приклади

Існує не так багато прикладів, доступних для гідразидів, оскільки кількість можливих сполук природно обмежена. З цієї причини деякі додаткові гідрациди наведені нижче з відповідною номенклатурою (абревіатура (ac) ігнорується):

HF, плавикова кислота

Гідравлічні бінари, молекули яких H-F утворюють міцні водневі зв'язки, до такої міри, що у воді вона є слабкою кислотою.

H₂S, сірководень

На відміну від гідрацидів, що розглядаються до цього часу, він є багатоатомним, тобто має більше двох атомів, однак він продовжує бути двійковим, тому що це два елементи: сірка і водень..

Його кутові молекули H-S-H не утворюють помітних водневих мостів і можуть бути виявлені за їх характерним запахом гнилого яйця..

HCl, соляної кислоти

Одна з найбільш відомих кислот у популярній культурі. Включно, вона є частиною складу шлункового соку, присутнього в шлунку, і разом з травними ферментами деградує їжу.

HBr, бромистоводнева кислота

Як і йодоводородная кислота, газова фаза складається з лінійних молекул H-Br, які дисоціюють у іонах Н⁺ (H₃O⁺) і Br^- коли вони входять у воду.

H₂Te, телуринова кислота

Хоча телур має певний металевий характер, його гідразид виділяє неприємні і сильно отруйні пари, такі як селенова кислота.

Як і інші гідразиди халькогенідів (з групи 16 періодичної таблиці), в розчині утворюється аніон Te^2-, тому його валентність становить -2.

Список літератури

1. Кларк Дж. (22 квітня 2017 р.). Кислотність галогенідів водню. Отримано з: chem.libretexts.org
2. Lumen: Вступ до хімії. Двійкові кислоти. Взяті з: courses.lumenlearning.com
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 червня 2018). Визначення двійкової кислоти. Отримано з: thoughtco.com
4. Пан Д. Скотт. Написання хімічної формули та номенклатура. [PDF] Отримано з: celinaschools.org
5. Мадхуша (9 лютого 2018 року). Розрізняють двійкові кислоти і оксикислоти. Отримано з: pediaa.com
6. Вікіпедія. (2018). Водні кислоти Отримано з: en.wikipedia.org
7. Наталі Ендрюс (24 квітня 2017 року). Використання гідрооксидної кислоти. Отримано з: sciencing.com
8. StudiousGuy (2018). Гідрофториста кислота: важливі застосування та застосування. Отримано з: studiousguy.com