Hydratie

Wat zijn Hydrace?

De Hydratie, o Binaire zuren, zijn verbindingen opgelost in water die zijn samengesteld 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 behoren tot groep 17, halogenen of tot de elementen van groep 16 zonder zuurstof op te nemen. In tegenstelling tot oxoacides missen hydracides zuurstof. Aangezien hydrasids covalent of moleculaire verbindingen zijn, moet de H-X-link worden overwogen. Dit is van groot belang en definieert de kenmerken van elke hydrie.

H-X Link

Algemene chemische formule van een hydratie. Bron: Gabriel Bolívar

Wat kan er gezegd worden van de H-X-link? Zoals te zien is in het superieure beeld, is er een permanent dipoolmomentproduct van de verschillende elektronegativiteiten tussen H en X. Omdat X meestal meer elektronegatief is dan H, trekt het zijn elektronische wolk aan en eindigt met een negatieve gedeeltelijke belasting δ-.

In plaats daarvan eindigt H, wanneer het een deel van de elektronische dichtheid aan X geeft, eindigt met een positieve gedeeltelijke belasting δ+. Hoe negatiever Δ-, de rijkste van elektronen zal x zijn en hoe groter het elektronische tekort van h. Daarom kan, afhankelijk van welk element x is, een hydracence min of meer polair zijn.

De afbeelding toont ook de structuur van de hydracides. H-X is een lineair molecuul, dat door een van de uiteinden met een andere kan communiceren. Hoe meer polair het is, HX, zijn moleculen zullen interageren met een grotere kracht of affiniteit. Als gevolg hiervan zullen de kokende of fusiepunten toenemen.

H-X-H-X-interacties blijven echter zwak genoeg om een ​​vaste hydrace te veroorzaken. Daarom zijn onder omstandigheden van druk en omgevingstemperatuur gasvormige stoffen; behalve HF, die boven 20ºC verdampt.

Omdat? Omdat HF ​​in staat is om sterke waterstofbruggen te vormen. Terwijl andere hydrasiden, waarvan de niet -metalen elementen minder elektronegatief zijn, nauwelijks in een vloeibare fase kunnen zijn onder 0º C. HCl kook bijvoorbeeld bij -85º C ongeveer.

Zijn hydraceful zuur stoffen? Het antwoord is in de positieve gedeeltelijke belasting A+ op het waterstofatoom. Als A+ erg groot is of de zeer zwakke H-X-binding, dan zal HX een sterk zuur zijn, zoals het geval is bij alle halogeenhydracenen, zodra hun respectieve halogeniden in water zijn opgelost.

Kenmerken van Hydrace

Fysiek

Transparante oplossingen

Zichtbaar zijn alle hydracides transparante oplossingen, omdat HX zeer oplosbaar is in water. Ze kunnen geelachtige tonen hebben volgens opgeloste HX -concentraties.

Ze roken

Dit betekent dat ze dichte, corrosieve en irritante dampen afgeven (sommige zijn zelfs missijkwas). Dit komt omdat HX -moleculen erg vluchtig zijn en interageren met de waterdamp rondom de oplossingen. Bovendien zijn HX in hun watervrije vormen gasvormige verbindingen.

Het zijn elektriciteitsgeleiders

Hydry zijn goede elektriciteitsgeleiders. Hoewel hx gasvormige soorten zijn tot atmosferische omstandigheden, geven ze in water ionen wanneer ze oplossen (h⁺X^-), die de doorgang van de elektrische stroom mogelijk maken.

Kan u van dienst zijn: thermodynamische processen

De kookpunten zijn hoger dan die van hun watervrije vormen

Dat wil zeggen, HX (AC), die de hydrie aangeeft, kookt bij temperaturen hoger dan HX (G). Bijvoorbeeld, waterstofchloride, HCl (G), kookt bij -85 ° C, maar hydrachloorzuur, zijn hydrie, ongeveer 48 ° C.

Omdat? Omdat HX gasvormige moleculen worden omgeven door water. Onder hen kunnen twee soorten interacties tegelijkertijd optreden: HX - H Bridges₂Of - HX, of ionoplosser, h₃OF⁺(AC) en X^-(AC). Dit feit is direct gerelateerd aan de chemische kenmerken van Hydrace.

Chemicaliën

Hydraciden zijn zeer zure oplossingen, dus ze hebben zure protonen h₃OF⁺ Beschikbaar om te reageren met andere stoffen.

Waar stelt H op₃OF⁺? Van het waterstofatoom met positieve gedeeltelijke belasting Δ+, die in water dissocieert en covalent opneemt in een watermolecuul:

HX (AC) + H₂O (l) x^-(AC) + H₃OF⁺(AC)

Merk op dat de vergelijking overeenkomt met een reactie die een evenwicht vaststelt. Wanneer de vorming van x^-(AC) + H₃OF⁺(AC) is thermodynamisch zeer begunstigd, HX zal zijn waterproton vrijgeven aan water; En dan dit, met h₃OF⁺ Omdat het nieuwe "drager" is, kunt u reageren met een andere verbinding, zelfs als deze geen sterke basis is.

Het bovenstaande verklaart de zuurkarakteristieken van Hydrace. Dit gebeurt voor alle HX opgelost in water; Maar sommige genereren meer zure oplossingen dan andere. Voor wat dit is? De redenen kunnen erg ingewikkeld zijn. Niet alle HX (AC) geven de voorkeur aan de vorige balans aan de rechterkant, dat wil zeggen naar X^-(AC) + H₃OF⁺(AC).

Zuurgraad

En de uitzondering wordt waargenomen in fluorhorisch zuur, HF (AC). Fluor is erg elektronegatief, waardoor de afstand van de H-X-link wordt verkort, waardoor deze voor zijn breuk wordt versterkt door wateractie.

Evenzo heeft de H-F-link veel betere overlap om atomaire radio-redenen. Aan de andere kant zijn de H-CL-, H-BR- of H-I-verbanden zwakker en hebben de neiging volledig in het water te dissociëren, tot het punt van breken met de hierboven opgeheven balans.

Dit komt omdat de andere halogenen of calcogen (bijvoorbeeld zwavel), grotere atoomradio's hebben en daarom meer omvangrijke orbitalen. Bijgevolg presenteert de H-X-link de slechtste orbitale overlapping omdat X groter is, die op zijn beurt een zure kracht heeft wanneer ze in contact zijn met water.

Op deze manier is de afnemende volgorde van zuurgraad voor halogeenhydracides als volgt: HF< HCl

Nomenclatuur van Hydracides

Watervrije vorm

In zijn watervrij vormen, Hx (G), moeten ze worden genoemd zoals gedicteerd voor waterstofhalogeniden: het toevoegen van het achtervoegsel -oeros Aan het einde van hun namen.

De HI (G) bestaat bijvoorbeeld uit een halogenide (of hydride) gevormd door waterstof en jodium, daarom is de naam: YODoeros waterstof. Omdat meestal niet -metalen meer elektronegatief zijn dan waterstof, heeft het een oxidatienummer van +1. In NAH daarentegen heeft waterstof een oxidatienummer van -1.

Het kan u van dienst zijn: metalen, niet -metalen en metalloïden

Dit is een andere indirecte manier om moleculaire hydroren te onderscheiden van halogeen- of waterstofhalogeniden van andere verbindingen.

Zodra Hx (g) tussen contact met water is, wordt het weergegeven als Hx (AC) en heeft het vervolgens de hydrie.

In waterige oplossing

Om de hydrie te benoemen, HX (AC), moet het achtervoegsel worden vervangen -oeros van zijn watervrij vormen door het achtervoegsel -Water. En moet eerst als zuren worden genoemd. Dus voor het vorige voorbeeld wordt de HI (AC) genoemd als: yodzuurWater.

Hoe gaat het met Hydrace?

Directe oplossing van waterstofhalogeniden

Hydrasids kunnen worden gevormd door eenvoudige oplossing van hun overeenkomstige waterstofhalogeniden in water. Dit kan worden weergegeven met de volgende chemische vergelijking:

Hx (g) => hx (ac)

Hx (G) is zeer oplosbaar in water, dus er is geen balans van oplosbaarheid, in tegenstelling tot zijn ionische dissociatie om zure protonen af ​​te geven.

Er is echter een synthetische methode die de voorkeur heeft omdat deze gebruikt als grondstofzouten of mineralen, waardoor ze worden opgelost bij lage temperaturen met sterke zuren.

Niet -metal zouten oplossen met zuren

Als tafelzout, NaCl, oplost met geconcentreerd zwavelzuur, treedt de volgende reactie op:

NaCl (S) +H₂SW₄(AC) => HCl (AC) +NAHSO₄(AC)

Het zwavelzuur doneert een van zijn zure protonen aan anionchloride CL^-, waardoor het in zoutzuur verandert. Uit dit mengsel kan ontsnappen aan waterstofchloride, HCl (G), omdat het zeer vluchtig is, vooral als de concentratie in het water erg hoog is. Het andere geproduceerde zout is natriumzuursulfaat, nahso₄.

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

NaCl (S) + H₃Po₄(AC) => HCl (AC) + NAH₂Po₄(AC)

De H₃Po₄ reageert op dezelfde manier als h₂SW₄, Produceren van zoutzuur en natriumdeposfosfaat. De NaCl is de bron van het cl anion^-, zodat om de andere hydracests, zouten of mineralen die F bevatten, te synthetiseren^-, BR^-, Je^-, S^2-, enz.

Maar het gebruik van h₂SW₄ of h₃Po₄ Het zal afhangen van zijn oxidatieve kracht. De H₂SW₄ Het is een zeer sterk oxidatiemiddel, tot het punt dat zelfs de br oxideert^- en ik^- tot zijn moleculaire vormen BR₂ en ik₂; De eerste is een roodachtige vloeistof, en de tweede een paarse vaste stof. Daarom h₃Po₄ vertegenwoordigt het voorkeursalternatief in een dergelijke synthese.

Gebruik van Hydrace

Schoonmakers en oplosmiddelen

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

Hun zure protonen worden toegevoegd aan de verbindingen van onzuiverheden of vuil, waardoor ze oplosbaar zijn in de waterige omgeving en worden vervolgens door het water gesleept.

Volgens de chemische aard van het genoemde oppervlak kan een hydratie of andere worden gebruikt. Fluorhoriczuur kan bijvoorbeeld niet worden gebruikt om glas schoon te maken, omdat het ze in de handeling zou oplossen. Het zoutzuur wordt gebruikt om vlekken op de pooltegels te verwijderen.

Kan u van dienst zijn: darmstadtio: ontdekking, structuur, eigenschappen, gebruik

Ze zijn ook in staat om rotsen of vaste monsters op te lossen, en vervolgens worden gebruikt voor analytische of productiedoeleinden naar kleine of grote schalen. In ionenuitwisselingchromatografie wordt verdund zoutzuur gebruikt om de resterende ionkolom te reinigen.

Zure katalysatoren

Sommige reacties vereisen zeer zure oplossingen om ze te versnellen en de tijd te verminderen die het plaatsvindt. Dit is waar de hydracides binnenkomen.

Een voorbeeld hiervan is het gebruik van iarhydriczuur bij de synthese van ijsazijnzuur. De olie -industrie heeft ook hydroom nodig in raffinaderijprocessen.

Reagentia voor de synthese van organische en anorganische verbindingen

Hydraciden bieden niet alleen zure protonen, maar ook hun respectieve anionen. Deze anionen kunnen reageren met een organische of anorganische verbinding om een ​​specifiek halide te vormen.

Op deze manier, fluoriden, chloriden, jodide.

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

Stel dat het molecuul ch₃Ch₂Oh, ethanol, reageert met HCl om ethylchloride te vormen:

Ch₃Ch₂Oh + hcl => ch₃Ch₂Cl + H₂OF

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

Voorbeelden van hydracests

Er zijn niet veel voorbeelden beschikbaar voor hydracides, omdat het aantal mogelijke verbindingen van nature beperkt is. Om deze reden worden enkele aanvullende hydracides hieronder vermeld met hun respectieve nomenclatuur (de afkorting (AC)) genegeerd:

HF, fluorhorinezuur

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

H₂S, sulfhydrinezuur

In tegenstelling tot de tot dan toe beschouwde hydracides, is het polyiatomisch, dat wil zeggen, het heeft meer dan twee atomen, maar het blijft binair omdat het twee elementen zijn: zwavel en waterstof.

De H-S-H-hoekmoleculen vormen geen aanzienlijke waterstofbruggen en kunnen worden gedetecteerd door hun karakteristieke rot 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 degraderen ze voedsel af.

HBR, bromhydriczuur

Als iarhydriczuur bestaat het in een gasfase uit H-BR lineaire moleculen, die dissociëren op de H-ionen⁺ (H₃OF⁺) en Br^- Als ze het water binnenkomen.

H₂Thee, telurhydrinezuur

Hoewel de Telurio een bepaald metaalkarakter heeft, geeft de hydrecence onaangename en extreem giftige dampen af, zoals seleenhydriczuur.

Evenals de andere hydrie van sporen^2-, Dus zijn Valencia is -2.

Referenties

1. Clark J. (22 april 2017). De zuurgraad van de waterstofhalogeniden. Hersteld van: chem.Librhetxts.borg
2. Lumen: Inleiding tot chemie. Binaire zuren. Genomen uit: cursussen.Lumenarning.com
3. Helmestine, Anne Marie, pH.D. (22 juni 2018). Definitie van binairzuur. Hersteld van: Thoughtco.com
4. Dhr. D. Scott. Schrijven en nomenclatuur voor chemische formules. [PDF]. Hersteld van: Celinaschools.borg
5. Madhusha. (9 februari 2018). Onderscheid maken tussen binaire zuren en oxyacides. Hersteld van: pediaa.com