Хидрацидос карактеристике, номенклатура, употреба и примери

Тхе Хидрациди или бинарне киселине су једињења растворена у води која се састоји од водоника и неметалних елемената: водоникхалогени. Његова општа хемијска формула може се изразити као ХКС, где је Х атом водоника, а Кс неметални елемент.

Кс може припадати групи 17, халогенима, или групи 16 елемената који не укључују кисеоник. За разлику од оксо киселина, угљоводоници немају кисика. Будући да су хидрокиди ковалентни или молекуларни спојеви, треба размотрити Х-Кс везу. Ово је од велике важности и дефинише карактеристике сваког хидрацида.

Шта се може рећи о Х-Кс вези? Као што се може видети на слици изнад, постоји стални диполни моменат који стварају различите електронегативности између Х и Кс. Пошто је Кс обично више електронегативан од Х, он привлачи свој електронски облак и завршава се негативним парцијалним набојем δ.-.

С друге стране, Х, када даје део своје електронске густине Кс, завршава се делимичним позитивним набојем δ +. Што је негативнији δ-, то ће више бити електрона Кс, а већи ће бити електронски недостатак Х. Стога, зависно од тога који је елемент Кс, хидразид може бити више или мање поларан..

Слика такође открива структуру хидрацида. Х-Кс је линеарни молекул, који може да ступи у интеракцију са другим путем једног свог краја. Што су више поларни ХКС, његови молекули интерагују са већом снагом или афинитетом. Као резултат, ваше тачке кључања или топљења ће се повећати.

Међутим, Х-Кс-Х-Кс интеракције су још увек довољно слабе да потичу чврсти хидразид. Због тога су под условима притиска и температуре околине гасовити материјали; осим ХФ, који испарава изнад 20ºЦ.

Зашто? Зато што је ХФ способан да формира јаке водоничне везе. Док други хидразиди, чији неметални елементи су мање електронегативни, тешко могу бити у течној фази испод 0 ° Ц. ХЦл, на пример, кључа на -85 ° Ц.

Да ли су киселе супстанце хидрацидне? Одговор лежи у парцијалном позитивном набоју δ + на атому водоника. Ако је δ + веома велики или је Х-Кс веза веома слаба, онда ће ХКС бити јака киселина; Као и сви угљоводоници халогена, када се њихови халиди растворе у води.

Индек

• 1 Карактеристике
  • 1.1 Пхисицал
  • 1.2 Цхемицал
• 2 Номенклатура
  • 2.1 Безводна форма
  • 2.2 У воденом раствору
• 3 Како се они формирају?
  • 3.1 Директно растварање халогенида
  • 3.2 Растварање соли неметала са киселинама
• 4 Усес
  • 4.1 Чистачи и растварачи
  • 4.2 Киселински катализатори
  • 4.3 Реагенси за синтезу органских и неорганских једињења
• 5 Примери
  • 5.1 ХФ, флуороводонична киселина
  • 5.2 Х2С, водоник сулфид
  • 5,3 ХЦл, хлороводонична киселина
  • 5.4 ХБр, бромоводонична киселина
  • 5.5 Х2Те, телурска киселина
• 6 Референце

Феатурес

Пхисицал

-Видљиво је да су све водене киселине прозирне, јер су ХКС веома растворљиве у води. Могу имати жућкасте тонове према концентрацијама раствореног ХКС.

-Они су пушачи, што значи да испуштају густе, корозивне и иритантне паре (неке од њих су чак и мучне). То је због тога што су ХКС молекуле веома нестабилне и интерагују са воденом паром медија који окружује растворе. Поред тога, ХКС у својим безводним облицима су гасовита једињења.

-Хидрациди су добри проводници електричне енергије. Иако су ХКС плиновите врсте у атмосферским условима, када се растварају у води ослобађају ионе (Х⁺Кс^-), који омогућавају пролаз електричне струје.

-Његова тачка кључања је супериорна у односу на њене безводне форме. То јест, ХКС (ац), који означава хидразид, кључа на температурама вишим од ХКС (г). На пример, хлороводоник, ХЦл (г), кључа на -85 ° Ц, али хлороводонична киселина, њен хидрацид, око 48 ° Ц.

Зашто? Зато што су молекули ХКС гаса окружени молекулима воде. Између њих могу се јавити два типа интеракција: водикове везе, ХКС - Х₂О - ХКС, или солватација јона, Х₃О⁺(ац) и Кс^-(ац). Ова чињеница је директно повезана са хемијским карактеристикама хидро киселина.

Цхемицалс

Хидразиди су веома киселински раствори, тако да имају Х-протонске киселине₃О⁺ да реагују са другим супстанцама. Одакле долази Х?₃О⁺? Од атома водоника са парцијалним позитивним набојем δ +, који дисоцира у води и завршава се ковалентно у молекул воде:

ХКС (ац) + Х₂О (л) <=> Кс^-(ац) + Х₃О⁺(ац)

Запазите да једначина одговара реакцији која успоставља равнотежу. Када се формира Кс^-(ац) + Х₃О⁺(ац) је термодинамички веома погодан, ХКС ће ослободити свој кисели протон у воду; и онда ово, са Х₃О⁺ као свој нови "носач", он може реаговати са другим једињењем, чак и ако ово друго није јака база.

Наведено објашњава киселинске карактеристике хидрокида. Ово је случај са свим ХКС раствореним у води; али неки стварају кисела решења од других. Зашто? Разлози могу бити веома компликовани. Нису сви ХКС (ац) фаворизовали претходну равнотежу десно, тј. Према Кс^-(ац) + Х₃О⁺(ац).

Киселост

Изузетак је у флуороводоној киселини, ХФ (ац). Флуор је веома електронегативан, стога скраћује удаљеност Х-Кс везе, јачајући је од пуцања услед дејства воде..

Слично томе, Х-Ф веза има много боље преклапање за разлоге атомских радија. Насупрот томе, Х-Цл, Х-Бр или Х-И везе су слабије и имају тенденцију да се потпуно дисоцирају у води, до тачке разбијања са претходно постављеном равнотежом.

То је због тога што други халогени или халкогени (нпр. Сумпор) имају веће атомске радијусе и, стога, више волуминозних орбитала. Као резултат, Х-Кс веза има слабије преклапање орбите јер је Кс већи, што опет утиче на јачину киселине у контакту са водом..

На овај начин, редослед пада киселости за водоник халогена је следећи: ХФ< HCl

Номенклатура

Безводна форма

Како се називају хидрациди? У њиховим анхидрованим облицима, ХКС (г), треба их навести као диктиране за водоник халогениде: додавањем суфикса -уро до краја њихових имена.

На пример, ХИ (г) се састоји од халида (или хидрида) формираног од водоника и јода, па је његово име: иодуро водоника. Пошто су неметали генерално електронегативнији од водоника, он има оксидациони број +1. У НаХ, са друге стране, водоник има оксидациони број -1.

Ово је још један индиректан начин да се разликују молекуларни хидриди од халогена или водоникхалогена из других једињења.

Када ХКС (г) дође у контакт са водом, он је представљен као ХКС (ац) и онда је хидразид.

У воденом раствору

Да би дали назив хидразиду, ХКС (ац), суфикс -уро његових анхидрованих облика мора бити замењен суфиксом -хидриком. И то се прво мора споменути као киселина. Тако, за претходни пример, ХИ (ац) се назива: ацид иодводе.

Како се они формирају?

Директно растварање халогенида

Хидразиди се могу формирати једноставним растварањем њихових одговарајућих водоникхалогенида у води. Ово се може представити следећом хемијском једначином:

ХКС (г) => ХКС (ац)

ХКС (г) је веома растворљив у води, тако да не постоји равнотежа растворљивости, за разлику од њене јонске дисоцијације да ослобађа протонске киселине.

Међутим, постоји метода синтезе која је пожељна јер користи соли или минерале као сировину, те их раствара на ниским температурама са јаким киселинама..

Растварање соли неметала са киселинама

Ако се столна со, НаЦл, раствори у концентрованој сумпорној киселини, јавља се следећа реакција:

НаЦл (с) + Х₂СО₄(ац) => ХЦл (ац) + НаХСО₄(ац)

Сумпорна киселина донира један од својих киселинских протона у Цл хлорид анион^-, претварајући га у хлороводоничну киселину. Из ове смеше може се извући хлороводоник, ХЦл (г), јер је веома испарљив, посебно ако је његова концентрација у води веома висока. Друга произведена со је натријум сулфат, НаХС04₄.

Други начин производње је замена сумпорне киселине са концентрованом фосфорном киселином:

НаЦл (с) + Х₃ПО₄(ац) => ХЦл (ац) + НаХ₂ПО₄(ац)

Тхе Х₃ПО₄ реагује на исти начин као Х₂СО₄, за производњу хлороводоничне киселине и натријум дикис фосфата. НаЦл је извор Цл аниона^-, тако да за синтезу других хидразида потребне су соли или минерали који садрже Ф^-, Бр^-, И^-, С^2-, итд..

Али, употреба Х₂СО₄ или Х₃ПО₄ то ће зависити од његове оксидативне снаге. Тхе Х₂СО₄ То је јако јако средство за оксидацију, до те мере да оксидира чак и Бр^- и ја^- својим молекуларним облицима Бр₂ и ја₂; прва је црвенкаста течност, а друга љубичаста. Дакле, Х₃ПО₄ представља погодну алтернативу у таквој синтези.

Усес

Средства за чишћење и раствараче

Хидрациди се у суштини користе за растварање различитих врста материје. То је зато што су то јаке киселине, и умјерено могу очистити било коју површину.

Њихови киселински протони се додају једињењима нечистоћа или прљавштине, чинећи их растворљивим у воденој средини и затим их однесе вода.

У зависности од хемијске природе поменуте површине, може се користити хидразид или друго. На пример, флуороводонична киселина се не може користити за чишћење стакла, јер ће се одмах растопити. Хлороводонична киселина се користи за уклањање мрља на плочицама базена.

Такође су способни да растварају стене или чврсте узорке, а затим се користе у аналитичке или производне сврхе на малим или великим скалама. У хроматографији са изменом јона, разблажена хлороводонична киселина се користи за чишћење колоне преосталих јона.

Киселински катализатори

Неке реакције захтијевају врло кисела рјешења за њихово убрзавање и скраћење времена. Овде улазе хидрациди.

Пример за то је употреба јодоводоничне киселине у синтези глацијалне сирћетне киселине. Индустрији нафте такођер су потребне хидрациди у рафинеријским процесима.

Реагенси за синтезу органских и неорганских једињења

Хидрациди не само да дају киселе протоне, већ и њихове анионе. Ови аниони могу да реагују са органским или неорганским једињењем да би се формирао специфичан халогенид. На овај начин се могу синтетизовати: флуориди, хлориди, јодиди, бромиди, селениди, сулфиди и друга једињења..

Ови халиди могу имати веома различите примене. На пример, могу се користити за синтезу полимера, као што је тефлон; или посредници, из којих ће атоми халогена бити уграђени у молекуларне структуре одређених лекова.

Претпоставимо молекулу ЦХ₃ЦХ₂ОХ, етанол, реагује са ХЦл да би се формирао етил хлорид:

ЦХ₃ЦХ₂ОХ + ХЦл => ЦХ₃ЦХ₂Цл + Х₂О

Свака од ових реакција скрива механизам и многе аспекте који се разматрају у органској синтези.

Примери

Нема много примера за хидразиде, пошто је број могућих једињења природно ограничен. Из тог разлога, неке додатне хидрациде су наведене испод са својом номенклатуром (скраћеница (ац) се игнорише):

ХФ, флуороводонична киселина

Хидраулични бинарни чије молекуле Х-Ф формирају јаке водоничне везе, до те мере да је у води слаба киселина.

Х₂С, водоник-сулфид

За разлику од досадашњих хидрацида, он је полиатомски, тј. Има више од два атома, али је и даље бинаран јер је то два елемента: сумпор и водоник.

Његови Х-С-Х угаони молекули не стварају значајне водоничне мостове и могу се детектовати њиховим карактеристичним мирисом поквареног јаја..

ХЦл, хлороводонична киселина

Једна од најпознатијих киселина у популарној култури. Инклузивно, део је састава желучаног сока, присутног у желуцу, и заједно са дигестивним ензимима деградира храну.

ХБр, бромоводонична киселина

Као и јодоводонична киселина, гасна фаза се састоји од линеарних Х-Бр молекула, који дисоцирају у Х јонима⁺ (Х₃О⁺) и Бр^- када уђу у воду.

Х₂Те, телурска киселина

Иако телуриј има одређени метални карактер, његов хидразид даје неугодне и јако отровне паре, као што је селенохидрована киселина..

Као и други хидразиди халкогенида (из групе 16 периодног система), у раствору се добија анион Те^2-, па је његова валенца -2.

Референце

1. Цларк Ј. (Април 22, 2017). Киселост халогенида. Преузето са: цхем.либретектс.орг
2. Лумен: Увод у хемију. Бинарне киселине. Преузето са: цоурсес.луменлеарнинг.цом
3. Хелменстине, Анне Марие, Пх.Д. (22. јун 2018). Дефиниција бинарне киселине. Преузето са: тхоугхтцо.цом
4. Г. Сцотт. Хемијска формула и номенклатура. [ПДФ] Преузето са: целинасцхоолс.орг
5. Мадхусха (9. фебруар 2018). Разликујте између бинарних киселина и оксикиселина. Преузето са: педиаа.цом
6. Википедиа. (2018). Хидриц ацид Преузето са: ен.википедиа.орг
7. Наталие Андревс (24. април 2017.) Употреба хидридне киселине. Добављено из: сциенцинг.цом
8. СтудиоусГуи (2018). Хидрофлуорска киселина: важна употреба и примена. Добављено из: студиоусгуи.цом