Меню Главная Случайная статья Настройки Галогеноводороды Материал из https://ru.wikipedia.org Галогеноводороды — 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(HX)/pm (газ) Дипольный момент /D G°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 1029, 0,261029 и 0,191029 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: ${\displaystyle {\mathsf {HHal+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+Hal^{-}}}}$ 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: ${\displaystyle {\mathsf {HF+H_{2}SO_{4}\nrightarrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {HCl+H_{2}SO_{4}\nrightarrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {2HBr+H_{2}SO_{4}\rightarrow Br_{2}+SO_{2}+2H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}\rightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O}}}$ 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: ${\displaystyle {\mathsf {4HI+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2I_{2}}}}$ 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). ${\displaystyle {\mathsf {2Ag+4HI\rightarrow 2H[AgI_{2}]+H_{2}}}}$ Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)n Методы получения Вытеснение из солей сильными кислотами: ${\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow HCl+NaHSO_{4}}}}$ Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды: ${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}\rightarrow 2HBr}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}}}$ 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 H°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