ГИДРОКИСЛОТЫ: ХАРАКТЕРИСТИКИ, НОМЕНКЛАТУРА, ИСПОЛЬЗОВАНИЕ И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2025

В галогенводородные или бинарные кислоты растворяют в воде соединений , которые состоят из водорода и неметаллических элементов: галогениды водорода. Его общая химическая формула может быть выражена как HX, где H - атом водорода, а X - неметаллический элемент.

X может принадлежать к группе 17, галогенам, или к элементам группы 16, не включая кислород. В отличие от оксокислот, гидрокислоты не имеют кислорода. Поскольку гидрокислоты являются ковалентными или молекулярными соединениями, необходимо учитывать связь HX. Это очень важно и определяет характеристики каждой гидрокислоты.

Источник: Габриэль Боливар

А как насчет ссылки HX? Как можно увидеть на изображении выше, существует постоянный продукт дипольного момента различных электроотрицательностей между H и X. Поскольку X обычно более электроотрицателен, чем H, он притягивает свое электронное облако и в конечном итоге имеет частичный отрицательный заряд δ-.

С другой стороны, H, отдавая часть своей электронной плотности X, имеет положительный частичный заряд δ +. Чем больше отрицательное δ-, тем богаче электронами X будет и тем больше будет недостаток электронов у H. Следовательно, в зависимости от того, какой элемент X, гидрокислота может быть более или менее полярной.

Изображение также показывает структуру гидрокислот. HX - линейная молекула, которая может взаимодействовать с другой на одном из своих концов. Чем более полярен HX, тем сильнее или больше сродства будут взаимодействовать его молекулы. В результате его температура кипения или плавления повысится.

Однако взаимодействия HX-HX все еще достаточно слабые, чтобы дать образование твердой гидрокислоте. По этой причине в условиях давления и температуры окружающей среды они являются газообразными веществами; За исключением HF, который испаряется при температуре выше 20 ° C.

Зачем? Потому что HF способен образовывать прочные водородные связи. В то время как другие гидрокислоты, неметаллические элементы которых менее электроотрицательны, они вряд ли могут находиться в жидкой фазе ниже 0 ° C. HCl, например, кипит примерно при -85 ° C.

Являются ли соляные кислоты кислотными веществами? Ответ заключается в положительном частичном заряде δ + атома водорода. Если δ + очень велико или связь HX очень слабая, то HX будет сильной кислотой; Как и все соляные кислоты галогенов, когда их соответствующие галогениды растворяются в воде.

характеристики

физический

- Очевидно, что все гидрокислоты являются прозрачными растворами, поскольку HX хорошо растворяется в воде. Они могут иметь желтоватый оттенок в зависимости от концентрации растворенного HX.

-Это курильщики, а это значит, что они выделяют густые, едкие и раздражающие пары (некоторые из них даже вызывают тошноту). Это связано с тем, что молекулы HX очень летучие и взаимодействуют с водяным паром в среде, окружающей растворы. Кроме того, HX в его безводных формах представляет собой газообразные соединения.

-Гидрокислоты являются хорошими проводниками электричества. Хотя HX является газообразным веществом в атмосферных условиях, при растворении в воде они выделяют ионы (H ⁺ X ^- ), которые пропускают электрический ток.

-Его точки кипения выше, чем у безводных форм. Таким образом, HX (ac), обозначающий гидрокислоту, кипит при температурах выше HX (g). Например, хлористый водород, HCl (г), кипит при -85ºC, а соляная кислота, его соляная кислота, имеет температуру около 48ºC.

Зачем? Потому что молекулы газообразного HX окружены молекулами воды. Одновременно могут происходить два типа взаимодействий: водородные связи, HX - H ₂ O - HX, или сольватация ионов, H ₃ O ⁺ (водный раствор) и X ^- (водный раствор). Этот факт напрямую связан с химическими характеристиками гидрокислот.

химикат

Гидрокислоты - очень кислые растворы, поэтому в них есть кислые протоны H ₃ O ^+, которые могут реагировать с другими веществами. Откуда берется H ₃ O ⁺ ? От атома водорода с положительным частичным зарядом δ +, который диссоциирует в воде и в конечном итоге ковалентно встраивается в молекулу воды:

HX (водн.) + H ₂ O (l) <=> X ^- (водн.) + H ₃ O ⁺ (водн.)

Обратите внимание, что уравнение соответствует реакции, которая устанавливает равновесие. Когда образование X ^- (водн.) + H ₃ O ⁺ (водн.) Является термодинамически очень благоприятным, HX высвобождает свой кислотный протон в воду; а затем он с H ₃ O ^{+ в} качестве своего нового «носителя» может реагировать с другим соединением, даже если последнее не является сильным основанием.

Вышесказанное объясняет кислотные характеристики гидрокислот. Это справедливо для всего HX, растворенного в воде; но некоторые производят более кислые растворы, чем другие. Для чего это? Причины могут быть очень сложными. Не все HX (ac) поддерживают указанное выше равновесие вправо, то есть в направлении X ^- (ac) + H ₃ O ⁺ (ac).

кислотность

Исключение составляет плавиковая кислота HF (водн.). Фтор очень электроотрицателен, поэтому он сокращает расстояние связи HX, укрепляя ее против разрушения под действием воды.

Точно так же связь HF имеет гораздо лучшее перекрытие по причинам атомного радиуса. С другой стороны, связи H-Cl, H-Br или HI более слабые и имеют тенденцию полностью диссоциировать в воде до такой степени, что нарушается баланс, указанный выше.

Это связано с тем, что другие галогены или халькогены (например, сера) имеют больший атомный радиус и, следовательно, большие орбитали. Следовательно, связь HX демонстрирует меньшее перекрытие орбиталей, чем больше X, что, в свою очередь, влияет на кислотную силу при контакте с водой.

Таким образом, для гидрокислот галогенов порядок убывания кислотности следующий: HF <HCl

Номенклатура

Безводная форма

Как называются гидрокислоты? В их безводных формах, HX (g), они должны быть упомянуты, как предписано для галогенидов водорода: добавлением суффикса –uro в конце их названий.

Например, HI (g) состоит из галогенида (или гидрида), образованного водородом и йодом, поэтому его название: йодистый водород. Поскольку неметаллы обычно более электроотрицательны, чем водород, их степень окисления +1. В NaH, с другой стороны, водород имеет степень окисления -1.

Это еще один косвенный способ дифференциации молекулярных гидридов от галогенов или галогенидов водорода от других соединений.

После того, как HX (g) вступает в контакт с водой, он обозначается как HX (ac), и затем получается гидрокислота.

В водном растворе

Чтобы назвать гидрокислоту HX (ac), суффикс –uro ее безводных форм необходимо заменить суффиксом –hydric. И их следует в первую очередь назвать кислотами. Таким образом, в приведенном выше примере HI (водн.) Обозначается как: кислая вода йода .

Как они сформированы?

Прямое растворение галогенидов водорода

Гидрокислоты могут быть образованы простым растворением соответствующих галогенидов водорода в воде. Это может быть представлено следующим химическим уравнением:

HX (g) => HX (ас)

HX (g) хорошо растворим в воде, поэтому нет баланса растворимости, в отличие от его ионной диссоциации с высвобождением кислотных протонов.

Однако существует синтетический метод, который является предпочтительным, потому что он использует соли или минералы в качестве сырья, растворяя их при низких температурах с помощью сильных кислот.

Растворение солей неметаллов кислотами

Если поваренная соль NaCl растворяется в концентрированной серной кислоте, происходит следующая реакция:

NaCl (т) + H ₂ SO ₄ (водн.) => HCl (водн.) + NaHSO ₄ (водн.)

Серная кислота отдает один из своих кислотных протонов хлорид-аниону Cl ^- , превращая его в соляную кислоту. Хлористый водород HCl (г) может выделяться из этой смеси, потому что он очень летуч, особенно если его концентрация в воде очень высока. Другой производимой солью является кислый сульфат натрия, NaHSO ₄ .

Другой способ его получения - заменить серную кислоту концентрированной фосфорной кислотой:

NaCl (т) + H ₃ PO ₄ (водн.) => HCl (водн.) + NaH ₂ PO ₄ (водн.)

H ₃ PO ₄ реагирует так же, как H ₂ SO ₄ , с образованием соляной кислоты и двухосновного фосфата натрия. NaCl является источником аниона Cl ^- , поэтому для синтеза других гидрокислот необходимы соли или минералы, содержащие F ^- , Br ^- , I ^- , S ² - и т. Д.

Но использование H ₂ SO ₄ или H ₃ PO ₄ будет зависеть от их окислительной силы. H ₂ SO ₄ является очень сильным окислителем до такой степени, что окисляет даже Br ^- и I ^- до их молекулярных форм Br ₂ и I ₂ ; первый - красноватая жидкость, а второй - пурпурное твердое вещество. Следовательно, H ₃ PO ₄ представляет собой предпочтительную альтернативу для таких синтезов.

Приложения

Очистители и растворители

Гидрокислоты в основном используются для растворения различных типов веществ. Это потому, что они являются сильными кислотами и могут умеренно очистить любую поверхность.

Его кислотные протоны добавляются к соединениям примесей или грязи, делая их растворимыми в водной среде, а затем уносятся водой.

В зависимости от химической природы указанной поверхности можно использовать ту или иную гидрокислоту. Например, плавиковую кислоту нельзя использовать для очистки стекла, так как она растворяет его на месте. Соляная кислота используется для удаления пятен с плитки в бассейне.

Они также способны растворять горные породы или твердые образцы, а затем использовать их в аналитических или производственных целях в малых или больших масштабах. В ионообменной хроматографии разбавленная соляная кислота используется для очистки колонки от оставшихся ионов.

Кислотные катализаторы

Некоторые реакции требуют очень кислых растворов, чтобы ускорить их и сократить время, в течение которого они происходят. Вот тут-то и пригодятся гидрокислоты.

Примером этого является использование иодистоводородной кислоты в синтезе ледяной уксусной кислоты. Нефтяная промышленность также нуждается в гидрокислотах в процессах нефтепереработки.

Реагенты для синтеза органических и неорганических соединений

Гидрокислоты не только содержат кислотные протоны, но и их соответствующие анионы. Эти анионы могут реагировать с органическим или неорганическим соединением с образованием определенного галогенида. Таким способом можно синтезировать: фториды, хлориды, йодиды, бромиды, селениды, сульфиды и другие соединения.

Эти галогениды могут иметь самое разнообразное применение. Например, их можно использовать для синтеза полимеров, таких как тефлон; или посредники, из которых атомы галогена будут включены в молекулярные структуры определенных лекарств.

Предположим, что молекула CH ₃ CH ₂ OH, этанол, реагирует с HCl с образованием этилхлорида:

CH ₃ CH ₂ OH + HCl => CH ₃ CH ₂ Cl + H ₂ O

Каждая из этих реакций скрывает механизм и многие аспекты, которые рассматриваются в органическом синтезе.

Примеры

Доступных примеров гидрокислот не так много, поскольку количество возможных соединений естественно ограничено. По этой причине ниже перечислены некоторые дополнительные гидрокислоты с их соответствующей номенклатурой (сокращение (ac) игнорируется):

HF, плавиковая кислота

Бинарная соляная кислота, молекулы HF которой образуют прочные водородные связи, вплоть до того, что в воде она является слабой кислотой.

ЧАС

В отличие от рассмотренных до тех пор гидрокислот, он многоатомный, то есть имеет более двух атомов, однако он продолжает оставаться бинарным, поскольку состоит из двух элементов: серы и водорода.

Его угловатые молекулы МСМ не образуют заметных водородных связей и могут быть обнаружены по их характерному запаху тухлых яиц.

HCl, соляная кислота

Одна из самых известных кислот в популярной культуре. Он даже входит в состав желудочного сока, присутствует в желудке и вместе с пищеварительными ферментами разлагает пищу.

HBr, бромистоводородная кислота

Как и йодистоводородная кислота, в газовой фазе она состоит из линейных молекул H-Br, которые при попадании в воду диссоциируют на ионы H ⁺ (H ₃ O ⁺ ) и Br ^- .

ЧАС

Хотя теллур имеет определенный металлический характер, его соляная кислота выделяет неприятные и очень ядовитые пары, такие как селеноводород.

Как и другие гидрокислоты халькогенидов (из группы 16 Периодической таблицы), в растворе он производит анион Te ^2- , поэтому его валентность равна -2.

Ссылки

1. Кларк Дж. (22 апреля 2017 г.). Кислотность галогенидов водорода. Получено с: chem.libretexts.org
2. Люмен: Введение в химию. Бинарные кислоты. Взято с: course.lumenlearning.com
3. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии. (22 июня 2018 г.). Определение бинарной кислоты. Получено с: thinkco.com
4. Мистер Д. Скотт. Написание химических формул и номенклатура. , Получено с: celinaschools.org
5. Madhusha. (9 февраля 2018 г.). Различают бинарные кислоты и оксикислоты. Получено с: pediaa.com
6. Wikipedia. (2018). Соляная кислота. Получено с: es.wikipedia.org
7. Натали Эндрюс. (24 апреля 2017 г.). Использование иодоводородной кислоты. Получено с: sciencing.com
8. StudiousGuy. (2018). Плавиковая кислота: важные области применения и применения. Получено с: studiousguy.com