HYDRACIDEN: KENMERKEN, NOMENCLATUUR, TOEPASSINGEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De halogeenwaterstofzuren of binaire zuren worden opgelost in waterverbindingen die bestaan ​​uit waterstof en een niet-metalen element: waterstofhalogeniden. De algemene chemische formule kan worden uitgedrukt als HX, waarbij H het waterstofatoom is en X het niet-metalen element.

X kan tot groep 17 behoren, de halogenen, of tot de elementen van groep 16 zonder zuurstof op te nemen. In tegenstelling tot oxozuren hebben hydraciden zuurstof tekort. Omdat hydraciden covalente of moleculaire verbindingen zijn, moet de HX-binding worden overwogen. Dit is van groot belang en bepaalt de kenmerken van elk hydracide.

Bron: Gabriel Bolívar

Hoe zit het met de HX-link? Zoals te zien is in de afbeelding hierboven, is er een permanent dipoolmomentproduct van de verschillende elektronegativiteiten tussen H en X. Omdat X meestal elektronegatiever is dan H, trekt het zijn elektronenwolk aan en eindigt het met een negatieve deellading δ-.

Aan de andere kant, H, die een deel van zijn elektronendichtheid aan X geeft, eindigt met een positieve deellading δ +. Hoe negatiever δ- is, hoe rijker aan elektronen X zal zijn en hoe groter het elektronendeficiëntie van H. Daarom kan een hydracide, afhankelijk van welk element X is, meer of minder polair zijn.

De afbeelding laat ook de structuur van de hydraciden zien. HX is een lineair molecuul dat aan een van zijn uiteinden met een ander kan interageren. Hoe meer polair HX is, des te sterker of de affiniteit waarmee de moleculen zullen interageren. Als gevolg hiervan zullen het kook- of smeltpunt toenemen.

De HX-HX-interacties zijn echter nog steeds zwak genoeg om aanleiding te geven tot een vast hydracide. Om deze reden zijn het onder omstandigheden van druk en omgevingstemperatuur gasvormige stoffen; Met uitzondering van HF, dat verdampt boven 20ºC.

Waarom? Omdat HF ​​sterke waterstofbruggen kan vormen. Terwijl de andere hydraciden, waarvan de niet-metalen elementen minder elektronegatief zijn, kunnen ze zich nauwelijks in de vloeistoffase bevinden onder 0 ° C. HCl kookt bijvoorbeeld bij ongeveer -85 ° C.

Zijn hydraciden zure stoffen? Het antwoord ligt in de positieve deellading δ + op het waterstofatoom. Als 8 + erg groot is of de HX-binding erg zwak is, dan zal HX een sterk zuur zijn; Zoals met alle hydrozuren van de halogenen, zodra hun respectievelijke halogeniden in water zijn opgelost.

kenmerken

Fysiek

-Zichtbaar zijn alle hydraciden transparante oplossingen, aangezien HX zeer oplosbaar is in water. Ze kunnen gelige tinten hebben, afhankelijk van de concentraties opgeloste HX.

-Ze zijn rokers, wat betekent dat ze dichte, bijtende en irriterende dampen afgeven (sommige zijn zelfs misselijkmakend). Dit komt omdat de HX-moleculen erg vluchtig zijn en een wisselwerking hebben met de waterdamp in het medium dat de oplossingen omringt. Bovendien zijn HX in zijn watervrije vormen gasvormige verbindingen.

-Hydraciden zijn goede geleiders van elektriciteit. Hoewel HX onder atmosferische omstandigheden gasvormige soorten zijn, geven ze bij het oplossen in water ionen vrij (H ⁺ X ^- ), die de doorgang van elektrische stroom mogelijk maken.

-De kookpunten zijn hoger dan die van de watervrije vormen. Dat wil zeggen, HX (ac), wat het hydracide aanduidt, kookt bij temperaturen boven HX (g). Bijvoorbeeld, waterstofchloride, HCl (g), kookt bij -85 ° C, maar zoutzuur, het hydracide ervan, is ongeveer 48 ° C.

Waarom? Omdat de gasvormige HX-moleculen omgeven zijn door die van water. Er kunnen twee soorten interacties tegelijkertijd optreden: waterstofbruggen, HX - H ₂ O - HX of ionensolvatatie, H ₃ O ⁺ (aq) en X ^- (aq). Dit feit houdt rechtstreeks verband met de chemische eigenschappen van hydraciden.

Chemisch

Hydraciden zijn zeer zure oplossingen, dus ze hebben zure protonen H ₃ O ⁺ beschikbaar om te reageren met andere stoffen. Waar komt H ₃ O ^{+ vandaan} ? Van het waterstofatoom met een positieve partiële lading δ +, die dissocieert in water en uiteindelijk covalent wordt opgenomen in een watermolecuul:

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

Merk op dat de vergelijking overeenkomt met een reactie die een evenwicht tot stand brengt. Wanneer de vorming van X ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) thermodynamisch sterk de voorkeur heeft, zal HX zijn zure proton in water afgeven; en dan kan het, met H ₃ O ⁺ als zijn nieuwe "drager", reageren met een andere verbinding, zelfs als deze geen sterke base is.

Het bovenstaande verklaart de zure eigenschappen van hydraciden. Dit is het geval voor alle HX opgelost in water; maar sommige genereren zuurdere oplossingen dan andere. Voor wat is dit? De redenen kunnen erg ingewikkeld zijn. Niet alle HX (ac) geven de voorkeur aan het bovenstaande evenwicht naar rechts, dat wil zeggen naar X ^- (ac) + H ₃ O ⁺ (ac).

Zuurgraad

En de uitzondering wordt waargenomen in fluorwaterstofzuur, HF (aq). Fluor is erg elektronegatief, daarom verkort het de afstand van de HX-binding en versterkt het deze tegen afbraak door de werking van water.

Evenzo heeft de HF-binding een veel betere overlap om redenen van atomaire straal. Aan de andere kant zijn de H-Cl-, H-Br- of HI-bindingen zwakker en hebben ze de neiging volledig te dissociëren in water, tot het punt dat de hierboven genoemde balans wordt verbroken.

Dit komt doordat de andere halogenen of chalcogenen (bijvoorbeeld zwavel) grotere atoomstralen hebben en dus grotere orbitalen. Bijgevolg vertoont de HX-binding een slechtere orbitale overlapping omdat X groter is, wat op zijn beurt de zuurkracht beïnvloedt bij contact met water.

De afnemende zuurgraad voor de hydrozuren van de halogenen is dus de volgende: HF <HCl

Nomenclatuur

Watervrije vorm

Hoe worden hydraciden genoemd? In hun watervrije vorm, HX (g), moeten ze worden vermeld zoals voorgeschreven voor waterstofhalogeniden: door het achtervoegsel –uro aan het einde van hun naam toe te voegen.

Bijvoorbeeld, HI (g) bestaat uit een halide (of hydride) gevormd door waterstof en jood, daarom zijn naam is: waterstof jodide . Omdat niet-metalen over het algemeen elektronegatiever zijn dan waterstof, heeft het een oxidatiegetal van +1. In NaH daarentegen heeft waterstof een oxidatiegetal van -1.

Dit is een andere indirecte manier om moleculaire hydriden te onderscheiden van halogenen of waterstofhalogeniden van andere verbindingen.

Zodra HX (g) in contact komt met water, wordt het weergegeven als HX (ac) en wordt het hydracide verkregen.

In waterige oplossing

Om de hydracid, HX (ac), te noemen, moet het achtervoegsel –uro van zijn watervrije vormen worden vervangen door het achtervoegsel –hydric. En ze moeten in de eerste plaats als zuren worden genoemd. Dus voor het bovenstaande voorbeeld wordt HI ​​(aq) genoemd als: yod zuur water .

Hoe worden ze gevormd?

Directe oplossing van waterstofhalogeniden

Hydraciden kunnen worden gevormd door hun overeenkomstige waterstofhalogeniden eenvoudig in water op te lossen. Dit kan worden weergegeven door de volgende chemische vergelijking:

HX (g) => HX (ac)

HX (g) is zeer oplosbaar in water, dus er is geen evenwicht in oplosbaarheid, in tegenstelling tot de ionische dissociatie om zure protonen vrij te maken.

Er is echter een synthetische methode die de voorkeur heeft omdat deze zouten of mineralen als grondstof gebruikt en deze bij lage temperaturen oplost met sterke zuren.

Oplossen van zouten van niet-metalen met zuren

Als keukenzout, NaCl, wordt opgelost met geconcentreerd zwavelzuur, treedt de volgende reactie op:

NaCl (s) + H ₂ SO ₄ (aq) => HCl (aq) + NaHSO ₄ (aq)

Zwavelzuur schenkt een van zijn zure protonen aan het Cl ^- chloride-anion en zet het zo om in zoutzuur. Waterstofchloride, HCl (g), kan uit dit mengsel ontsnappen omdat het erg vluchtig is, vooral als de concentratie in water erg hoog is. Het andere geproduceerde zout is natriumzuursulfaat, NaHSO ₄ .

Een andere manier om het te produceren is om zwavelzuur te vervangen door geconcentreerd fosforzuur:

NaCl (s) + H ₃ PO ₄ (aq) => HCl (aq) + NaH ₂ PO ₄ (aq)

H ₃ PO ₄ reageert op dezelfde manier als H ₂ SO ₄ en produceert zoutzuur en natriumdizuurfosfaat. NaCl is de bron van het Cl ^- anion , zodat voor de synthese van de andere hydraciden zouten of mineralen nodig zijn die F ^- , Br ^- , I ^- , S ² , enz. Bevatten .

Maar het gebruik van H ₂ SO ₄ of H ₃ PO ₄ hangt af van de oxidatieve sterkte. H ₂ SO ₄ is een zeer sterk oxidatiemiddel, tot het punt dat het zelfs Br ^- en I ^- oxideert tot hun Br ₂ en I ₂ moleculaire vormen ; de eerste is een roodachtige vloeistof en de tweede een paarse vaste stof. Daarom H ₃ PO ₄ geeft het voorkeursalternatief in dergelijke syntheses.

Toepassingen

Reinigingsmiddelen en oplosmiddelen

Hydraciden worden in wezen gebruikt om verschillende soorten materie op te lossen. Dit komt omdat het sterke zuren zijn en elk oppervlak met mate kunnen reinigen.

De zure protonen worden toegevoegd aan de verbindingen van onzuiverheden of vuil, waardoor ze oplosbaar worden in het waterige medium en vervolgens worden afgevoerd door het water.

Afhankelijk van de chemische aard van het oppervlak, kan het ene of het andere hydracide worden gebruikt. Fluorwaterstofzuur kan bijvoorbeeld niet worden gebruikt om glas te reinigen, omdat het het ter plekke zal oplossen. Zoutzuur wordt gebruikt om vlekken van zwembadtegels te verwijderen.

Ze zijn ook in staat om stenen of vaste monsters op te lossen en vervolgens te gebruiken voor analytische of productiedoeleinden op kleine of grote schaal. Bij ionenuitwisselingschromatografie wordt verdund zoutzuur gebruikt om de kolom van resterende ionen te reinigen.

Zure katalysatoren

Sommige reacties vereisen zeer zure oplossingen om ze te versnellen en de tijd dat ze plaatsvinden te verkorten. Dit is waar de hydraciden binnenkomen.

Een voorbeeld hiervan is het gebruik van joodwaterstofzuur bij de synthese van ijsazijn. De olie-industrie heeft ook hydraciden nodig in raffinageprocessen.

Reagentia voor de synthese van organische en anorganische verbindingen

Hydraciden leveren niet alleen zure protonen, maar ook hun respectievelijke anionen. Deze anionen kunnen reageren met een organische of anorganische verbinding om een ​​specifiek halogenide te vormen. Op deze manier kunnen ze worden gesynthetiseerd: fluoriden, chloriden, jodiden, bromiden, seleniden, sulfiden en andere verbindingen.

Deze halogeniden kunnen zeer diverse toepassingen hebben. Ze kunnen bijvoorbeeld worden gebruikt om polymeren te synthetiseren, zoals Teflon; of tussenpersonen, van waaruit de halogeenatomen zullen worden opgenomen in de moleculaire structuren van bepaalde geneesmiddelen.

Stel dat het molecuul CH ₃ CH ₂ OH, ethanol, reageert met HCl om ethylchloride te vormen:

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

Elk van deze reacties verbergt een mechanisme en vele aspecten die in organische syntheses worden overwogen.

Voorbeelden

Er zijn niet veel voorbeelden beschikbaar voor hydraciden, aangezien het aantal mogelijke verbindingen natuurlijk beperkt is. Om deze reden worden hieronder enkele aanvullende hydraciden met hun respectieve nomenclatuur vermeld (de afkorting (ac) wordt genegeerd):

HF, fluorwaterstofzuur

Binaire hydracide waarvan de HF-moleculen sterke waterstofbruggen vormen, tot het punt dat het in water een zwak zuur is.

H.

In tegenstelling tot de tot dan toe beschouwde hydraciden, is het polyatomisch, dat wil zeggen, het heeft meer dan twee atomen, maar het blijft binair omdat het uit twee elementen bestaat: zwavel en waterstof.

De hoekige MSM-moleculen vormen geen merkbare waterstofbruggen en kunnen worden gedetecteerd door hun karakteristieke geur van rotte eieren.

HCl, zoutzuur

Een van de bekendste zuren in de populaire cultuur. Het maakt zelfs deel uit van de samenstelling van maagsap, aanwezig in de maag, en samen met spijsverteringsenzymen breken ze voedsel af.

HBr, broomwaterstofzuur

Net als joodwaterstofzuur bestaat het in de gasfase uit lineaire H-Br-moleculen, die uiteenvallen in H ⁺ (H ₃ O ⁺ ) en Br ^- ionen wanneer ze in water komen.

H.

Hoewel tellurium een ​​bepaald metaalachtig karakter heeft, geeft het hydracide onaangename en zeer giftige dampen af, zoals waterstofselenium.

Net als de andere hydraciden van de chalcogeniden (uit groep 16 van het periodiek systeem), produceert het in oplossing het anion Te ^2- , dus zijn valentie is -2.

Referenties

1. Clark J. (22 april 2017). De zuurgraad van de waterstofhalogeniden. Hersteld van: chem.libretexts.org
2. Lumen: Inleiding tot chemie. Binaire zuren. Ontleend aan: courses.lumenlearning.com
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). Definitie van binair zuur. Hersteld van: thoughtco.com
4. De heer D. Scott. Schrijven van chemische formules en nomenclatuur. . Hersteld van: celinaschools.org
5. Madhusha. (9 februari 2018). Maak onderscheid tussen binaire zuren en oxyzuren. Hersteld van: pediaa.com
6. Wikipedia. (2018). Hydracid zuur. Hersteld van: es.wikipedia.org
7. Natalie Andrews. (24 april 2017). Het gebruik van joodwaterstofzuur. Hersteld van: sciencing.com
8. StudiousGuy. (2018). Fluorwaterstofzuur: belangrijke toepassingen en toepassingen. Hersteld van: studiousguy.com