Галогеноводороды

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов (элементов подгруппы фтора):

• Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода
• Соляная кислота — водный раствор хлороводорода
• Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода
• Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода
• Астатоводородная кислота — водный раствор астатоводорода

Все галогеноводороды — бесцветные ядовитые газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.

Сокращённо галогеноводороды обозначают НГ, а в источниках на языках, использующих латинский алфавит, — HHal.

Соединение	Формула	Модель	Молярная масса	Длина связи d(H−X)/pm (газ)	Дипольный момент μ/D	ΔG°f	tплав °C	tкип °C
Фтороводород	HF		20	91,7	1,86	−270,7	−83,4	19,5
Хлороводород	HCl		36,5	127,4	1,11	−92,3	−114,2	−85,1
Бромоводород	HBr		81	141,4	0,79	−36,3	−86,9	−66,8
Иодоводород	HI		128	160,9	0,38	26,57	−50,8	−35,4
Астатоводород	HAt		211	172,0	-0,06		−26,5	−20,0

В ряду HCl — HBr — HI в соответствии с увеличением ковалентности связи уменьшается дипольный момент молекулы: соответственно 0,33 ⋅10⁻²⁹, 0,26⋅10⁻²⁹ и 0,19⋅10⁻²⁹ Кл·м. В жидкой и газовой фазах молекулы HCl, HBr, HI, в отличие от HF, не ассоциированы. Прочность связи в ряду HCl — HBr — HI значительно уменьшается, поскольку уменьшается степень перекрывания взаимодействующих электронных облаков. Также уменьшается и их устойчивость к нагреванию.

В ряду HCl — HBr — HI закономерно изменяются температуры плавления и кипения, но при переходе к HF они резко возрастают. Это объясняется ассоциацией молекул фтороводорода в результате образования водородных связей.

Химические свойства

Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие процессы:

${\mathsf {HHal+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+Hal^{-}}}$

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl, HBr и HI образуют азеотропные смеси, которые содержат соответственно 20,24; 48; 57 % НГ.

Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:

${\mathsf {HF+H_{2}SO_{4}\nrightarrow }}$

${\mathsf {HCl+H_{2}SO_{4}\nrightarrow }}$

${\mathsf {2HBr+H_{2}SO_{4}\rightarrow Br_{2}+SO_{2}+2H_{2}O}}$

${\mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}\rightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O}}$

Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода постепенно принимает бурую окраску:

${\mathsf {4HI+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2I_{2}}}$

Аналогичный процесс протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее.

Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H⁺ выступает в качестве окислителя. Сила кислот увеличивается по мере увеличения номера периода. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I⁻ (в меньшей степени Br⁻) хорошие комплексообразователи, HI может реагировать даже с серебром (E⁰ = +0,8 В).

${\mathsf {2Ag+4HI\rightarrow 2H[AgI_{2}]+H_{2}}}$

Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)_n

Методы получения

Вытеснение из солей сильными кислотами:

${\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow HCl+NaHSO_{4}}}$

• Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

${\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}$

${\mathsf {H_{2}+Br_{2}\rightarrow 2HBr}}$

${\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}}$

Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.

Взаимодействие водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Этой закономерности соответствует и изменение ΔH°_f.

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994