Галогеноводороды

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:

Все галогеноводороды — бесцветные 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
Hydrogen-fluoride-3D-vdW.png
20
91,7
1,86
−270,7
−83,4
19,5
хлороводород
HCl
Hydrogen-chloride-3D-vdW.png
36,5
127,4
1,11
−92,3
−114,2
−85,1
бромоводород
HBr
Hydrogen-bromide-3D-vdW.png
81
141,4
0,79
−36,3
−86,9
−66,8
иодоводород
HI
Hydrogen-iodide-3D-vdW.png
128
160,9
0,38
26,6
−50,8
−35,4
астатоводород
HAt
Hydrogen-astatide-calculated-3D-sf.svg
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[править | править вики-текст]

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

\mathsf{HHal + H_2O \rightarrow H_3O^+ + 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_2SO_4 \nrightarrow}
\mathsf{HCl + H_2SO_4 \nrightarrow}
\mathsf{2HBr + H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + SO_2 + 2H_2O}
\mathsf{8HI + H_2SO_4 \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O}

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_2O + 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. 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[править | править вики-текст]

Вытеснение из солей сильными кислотами:

\mathsf{NaCl + H_2SO_4 \rightarrow HCl + NaHSO_4}
\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}

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[править | править вики-текст]

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