Αλογονίδια υδρογόνου

Τα αλογονίδια του υδρογόνου είναι ένας τύπος διατομικών, ανόργανων ενώσεων που λειτουργούν ως οξέα Arrhenius. Τα υδραλογονίδια μπορούν να παρασταθούν με τον τύπο ΗΧ όπου το Χ αντιπροσωπεύει οποιοδήποτε από τα αλογόνα (Χλώριο, Φθόριο, Βρώμιο, Ιώδιο και Αστατίνη). Σε τυπικές θερμοκρασίες και πίεση όλα τα υδραλογονίδια υπάρχουν ως αέρια. Τα υδραλογονίδια είναι επίσης γνωστά ως υδραλογονικά οξέα. Τα διατομικά μόρια των υδραλογονιδίων δεν έχουν την τάση να ιονίζονται στην αέρια φάση. Αυτό βοηθά τον χημικό να διακρίνει το υδροχλώριο από το υδροχλωρικό οξύ. Το υδροχλώριο σε θερμοκρασία δωματίου εμφανίζεται με τη μορφή αερίου και αντιδρά με το νερό για να δώσει οξέα. Λόγω του σχηματισμού οξέων τα διατομικά μόρια αναμορφώνονται με δυσκολία μέσω απόσταξης. Το υδροχλώριο δρα ως πρωταρχικό συστατικό του γαστρικού οξέος, όποτε υπάρχει με τη μορφή υδροχλωρικού οξέος. Η πλειονότητα των υδραλογονιδίων απαντάται στο θαλασσινό νερό ως ιόντα αλογονιδίου.

Σύνθεση αλογονιδίων υδρογόνου

Η αντίδραση του υδρογόνου με το χλώριο και το φθόριο οδηγεί στην παραγωγή υδροφθορίου και υδροχλωρίου αντίστοιχα. Αυτά τα αέρια σχηματίζονται κατά την αντίδραση αλάτων αλογονιδίου με θειικό οξύ. Το υδροβρώμιο μπορεί να παρασκευαστεί με αντίδραση υδρογόνου με βρώμιο παρουσία καταλύτη πλατίνας σε υψηλές θερμοκρασίες. Ενώ, το υδροιώδιο συντίθεται με αντίδραση ιωδίου με υδρόθειο ή υδραζίνη. Το ιωδιούχο υδρογόνο βρέθηκε ότι είναι το λιγότερο σταθερό υδραλογόνο.

Ιδιότητες των αλογονιδίων του υδρογόνου

Γενικές ιδιότητες

Μαζί με τη φθίνουσα ενθαλπία διάστασης δεσμού από φθόριο σε ιώδιο, η θερμική σταθερότητα των αλογονιδίων μειώνεται επίσης με την ίδια τάση. Αυτό μπορεί να φανεί σε ένα παράδειγμα υδροϊωδίου που αποσυντίθεται στους 40°C ενώ το υδροχλώριο και το υδροφθόριο είναι σταθερά σε αυτές τις θερμοκρασίες.

Και πάλι σε θερμοκρασίες δωματίου υπάρχουν αλογονίδια του υδρογόνου σε αέρια μορφή ενώ τα υδροφθόριο σε αυτή τη θερμοκρασία μπορούν εύκολα να υγροποιηθούν. Τα αέρια υδραλογόνου βρίσκονται άχρωμα, ενώ με υγρό αέρα δίνουν λευκούς ατμούς λόγω της παραγωγής σταγονιδίων υδραλογονικού οξέος. Το Υδροφθόριο (HF) αποτελεί εξαίρεση για υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. αυτό οφείλεται στην παρουσία ισχυρών δεσμών υδρογόνου. Αυτή η ιδιότητα δεν εμφανίζεται σε κανένα άλλο υδραλογόνο.

Σημεία βρασμού υδραλογονιδίων

Το υδροφθόριο έχουν τα υψηλότερα σημεία βρασμού ακολουθούμενα από το υδροιώδιο, το υδροβρώμιο και τέλος το υδροχλώριο που έχουν το χαμηλότερο σημείο βρασμού. Τα υψηλά σημεία βρασμού του HF οφείλονται στον σχηματισμό δεσμού υδρογόνου που απουσιάζει σε άλλα τρία αλογονίδια, καθώς οι ηλεκτραρνητικότητες τους δεν είναι αρκετά μεγάλες για να σχηματίσουν ένα δίπολο. Λόγω της αύξησης του μεγέθους των αλογόνων το σημείο βρασμού αυξάνεται από HCl σε HI. Αυτό δείχνει ότι η δύναμη έλξης Van der Waals είναι ισχυρότερη στην ομάδα και απαιτεί υψηλές ποσότητες ενέργειας για να ξεπεραστούν οι διαμοριακές δυνάμεις. Έτσι, υψηλότερη είναι η ενέργεια υψηλότερα είναι τα σημεία βρασμού των υδραλογονιδίων. Οι αντοχές του σημείου βρασμού μπορούν να γραφτούν ως εξής:

HF>HI>HBr>HCl

Όξινη ισχύς υδραλογονιδίων

Σύμφωνα με τον ορισμό του Bronsted Lowry, το υδροχλώριο αναφέρεται σε ένα οξύ καθώς μπορεί να μεταφέρει πρωτόνια σε άλλα διαφορετικά είδη. HCl, HBr και HI και τα τρία είναι ισχυρά οξέα ενώ το HF είναι ένα ασθενές οξύ, η όξινη ισχύς των παραπάνω ενώσεων αυξάνεται με μείωση των τιμών pKa, αυτό μπορεί να είναι ως εξής:HF (pKa =3,1)

Ο λόγος για το ότι το υδροφθόριο είναι ένα ασθενές οξύ καθώς η τάση του ιοντικού μεγέθους αυξάνεται προς τα κάτω στην ομάδα. Δεδομένου ότι το φθόριο υπάρχει στην κορυφή της σειράς αλογόνου, αυτό  δείχνει ότι τα ιόντα F- είναι το μικρότερο αλογονίδιο και τα ηλεκτρόνια είναι διατεταγμένα γύρω από τον πυρήνα που οδηγεί σε βραχύτερο δεσμό H-F. Έτσι, αυτοί οι τύποι βραχύτερων δεσμών είναι σχετικά πιο σταθεροί και δύσκολο να σπάσουν. Μετά το φθόριο,  οι τάσεις προς τα κάτω αλλάζουν το χλώριο. Δεδομένου ότι το χλώριο είναι ένα μεγαλύτερο άτομο με περισσότερα ηλεκτρόνια, οι δεσμοί H-Cl είναι μακρύτεροι και ασθενέστεροι. Όταν υπάρχει νερό, οι ηλεκτροστατικές έλξεις μεταξύ του μερικώς αρνητικού οξυγόνου και του μερικώς θετικού υδρογόνου του νερού είναι αρκετά ισχυρότερες ώστε να σπάσουν τον δεσμό H-Cl και να διασπάσουν τα ιόντα στα διαλύματα. Για HBr και HI ο ίδιος λόγος γίνεται αποδεκτός μόνο. Λόγω των μεγαλύτερων ιόντων Br– και I–, οι δεσμοί H-Br και H-I είναι ασθενέστεροι και διασπώνται σε διαλύματα. Η τάση μπορεί να γραφτεί ως εξής:HF

Αντιδράσεις

αλογονίδια υδρογόνου κατά τη διάσπαση με ένα εξώθερμο υλικό όπως το νερό δίνει διαφορετικούς τύπους οξέων. Αυτά τα οξέα είναι ισχυρότερα και αντανακλούν την τάση τους να ιονίζονται σε υδατικό διάλυμα που παράγει ιόντα υδρονίου (H3O+). Η ομοσύζευξη είναι ο κύριος λόγος για την περίπλοκη όξινη ισχύ του υδροφθορικού οξέος.

αλογονίδια υδρογόνου αντιδρούν με αμμωνία για να σχηματίσουν αλογονίδιο αμμωνίου 

HCl + NH3 → NH4Cl

Συμπέρασμα

Στα αλογονίδια υδρογόνου τα σημεία βρασμού και τα σημεία τήξης του υδροφθορίου είναι μεγαλύτερα από άλλα  λόγω ηλεκτραρνητικότητας. Έτσι, το HF είναι σε θέση να σχηματίσει δεσμούς υδρογόνου. Ελπίζουμε ότι αυτό το άρθρο ήταν σε θέση να λύσει όλες τις αμφιβολίες σας σχετικά με τα υδραλογονίδια, τη σύνθεσή τους, τις ιδιότητες (τόσο όξινες όσο και βραστές) και τις αντιδράσεις τους. Έχουμε επίσης συζητήσει μερικές ερωτήσεις για καλύτερη κατανόηση.