HYDRACIDS: الخصائص والتسميات والاستخدامات والأمثلة - كيمياء - 2026

و هيدروهاليد تذاب الأحماض أو ثنائية في مركبات المياه التي تتكون من الهيدروجين وغير المعدنية عنصر: هاليدات الهيدروجين. يمكن التعبير عن صيغتها الكيميائية العامة على أنها HX ، حيث H هي ذرة الهيدروجين ، و X هي العنصر غير المعدني.

يمكن أن تنتمي X إلى المجموعة 17 ، أو الهالوجينات ، أو إلى عناصر المجموعة 16 دون تضمين الأكسجين. على عكس oxoacids ، تفتقر Hydracids إلى الأكسجين نظرًا لأن الهيدراكيدات عبارة عن مركبات تساهمية أو جزيئية ، يجب مراعاة رابطة HX. هذا له أهمية كبيرة ويحدد خصائص كل هيدرازيد.

المصدر: غابرييل بوليفار

ماذا عن ارتباط HX؟ كما يتضح من الصورة أعلاه ، هناك ناتج عزم ثنائي القطب دائم للسلبية الكهربية المختلفة بين H و X. نظرًا لأن X عادة ما تكون أكثر كهرسلبية من H ، فإنها تجذب سحابة الإلكترون الخاصة بها وينتهي بها الأمر بشحنة جزئية سالبة δ-.

من ناحية أخرى ، H ، التي تعطي جزءًا من كثافة إلكترونها إلى X ، ينتهي بشحنة جزئية موجبة δ +. كلما كانت-أكثر سالبة ، كلما زاد ثراء الإلكترونات X وزاد نقص الإلكترون لـ H. لذلك ، اعتمادًا على العنصر X ، يمكن أن يكون الهيدرازيد قطبيًا إلى حد ما.

تكشف الصورة أيضًا عن بنية الهيدرازيد. HX هو جزيء خطي يمكن أن يتفاعل مع آخر في أحد نهاياته. كلما زاد عدد HX القطبي ، زادت قوة أو تقارب جزيئاته. نتيجة لذلك ، ستزيد نقاط الغليان أو الانصهار.

ومع ذلك ، فإن تفاعلات HX-HX لا تزال ضعيفة بما يكفي لتكوين هيدراكيد صلب. لهذا السبب ، تحت ظروف الضغط ودرجة الحرارة المحيطة ، فهي مواد غازية ؛ باستثناء HF ، الذي يتبخر فوق 20 درجة مئوية.

لماذا ا؟ لأن HF قادر على تكوين روابط هيدروجينية قوية. في حين أن الهيدرازيدات الأخرى ، التي تكون عناصرها غير المعدنية أقل كهربيًا ، فإنها بالكاد يمكن أن تكون في الطور السائل تحت الصفر درجة مئوية. حمض الهيدروكلوريك ، على سبيل المثال ، يغلي عند حوالي -85 درجة مئوية.

هل الهيدراكيدات مواد حمضية؟ تكمن الإجابة في الشحنة الجزئية الموجبة δ + على ذرة الهيدروجين. إذا كانت δ + كبيرة جدًا أو كانت الرابطة HX ضعيفة جدًا ، فستكون HX حمضًا قويًا ؛ كما هو الحال مع جميع الأحماض المائية للهالوجينات ، بمجرد إذابة هاليداتها في الماء.

مميزات

جسدي - بدني

- من الواضح أن جميع الهيدراكيدات هي محاليل شفافة ، لأن HX قابل للذوبان في الماء بشكل كبير. قد يكون لها نغمات صفراء وفقًا لتركيزات HX المذابة.

- هم مدخنون ، مما يعني أنهم يطلقون أبخرة كثيفة ومسببة للتآكل ومزعجة (حتى أن بعضهم يسبب الغثيان). وذلك لأن جزيئات HX شديدة التقلب وتتفاعل مع بخار الماء في الوسط المحيط بالحلول. علاوة على ذلك ، HX في أشكاله اللامائية عبارة عن مركبات غازية.

- الهيدرات موصلات جيدة للكهرباء. على الرغم من أن HX من الأنواع الغازية في الظروف الجوية ، عندما تذوب في الماء فإنها تطلق أيونات (H ⁺ X ^-) ، مما يسمح بمرور التيار الكهربائي.

- نقاط غليانه أعلى من تلك الموجودة في أشكاله اللامائية. أي ، HX (ac) ، الذي يشير إلى hydracid ، يغلي عند درجات حرارة أعلى من HX (g). على سبيل المثال ، كلوريد الهيدروجين ، HCl (g) ، يغلي عند -85 درجة مئوية ، لكن حمض الهيدروكلوريك ، هيدروكسيده ، حوالي 48 درجة مئوية.

لماذا ا؟ لأن جزيئات HX الغازية محاطة بجزيئات الماء. يمكن أن يحدث نوعان من التفاعلات في نفس الوقت: الروابط الهيدروجينية ، HX - H ₂ O - HX ، أو الذوبان الأيوني ، H ₃ O ⁺ (aq) و X ^- (aq). ترتبط هذه الحقيقة ارتباطًا مباشرًا بالخصائص الكيميائية للهيدرازيد.

المواد الكيميائية

الهيدراكيدات عبارة عن محاليل حمضية جدًا ، لذا فهي تحتوي على بروتونات حمضية H ₃ O ⁺ متاحة للتفاعل مع المواد الأخرى. من أين ^أتى H ₃ O ⁺ ؟ من ذرة الهيدروجين ذات الشحنة الجزئية الموجبة δ + ، والتي تنفصل في الماء وتنتهي بالاندماج تساهميًا في جزيء الماء:

HX (aq) + H ₂ O (l) <=> X ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

لاحظ أن المعادلة تتوافق مع رد فعل يؤسس التوازن. عندما يكون تكوين X ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) مفضلًا بشكل كبير من الناحية الديناميكية الحرارية ، فإن HX ستطلق بروتونها الحمضي في الماء ؛ وبعد ذلك ، مع H ₃ O ⁺ باعتباره "الناقل" الجديد ، يمكن أن يتفاعل مع مركب آخر ، حتى لو لم يكن الأخير قاعدة قوية.

ما ورد أعلاه يشرح الخصائص الحمضية للهيدرازيد. هذا هو الحال بالنسبة لجميع HX الذائب في الماء ؛ لكن بعضها يولد محاليل حمضية أكثر من غيرها. ما هذا؟ يمكن أن تكون الأسباب معقدة للغاية. ليس كل HX (ac) يفضل التوازن أعلاه نحو اليمين ، أي نحو X ^- (ac) + H ₃ O ⁺ (ac).

حموضة

ويلاحظ الاستثناء في حمض الهيدروفلوريك ، HF (aq). الفلور كهرسلبي للغاية ، لذلك فهو يقصر مسافة الرابطة HX ، ويقويها ضد انهيارها بفعل الماء.

وبالمثل ، فإن رابطة HF لها تداخل أفضل بكثير لأسباب نصف القطر الذري. من ناحية أخرى ، تكون روابط H-Cl أو H-Br أو HI أضعف وتميل إلى الانفصال تمامًا في الماء ، إلى درجة كسر التوازن الموضح أعلاه.

هذا لأن الهالوجينات أو الكالكوجينات الأخرى (الكبريت ، على سبيل المثال) ، لها أنصاف أقطار ذرية أكبر ، وبالتالي مدارات أكبر. وبالتالي ، تُظهر الرابطة HX تداخلًا مداريًا ضعيفًا حيث أن X أكبر ، مما يؤثر بدوره على القوة الحمضية عند ملامستها للماء.

وبالتالي ، فإن الترتيب التنازلي للحموضة للأحماض المائية للهالوجينات هو كما يلي: HF <HCl

التسمية

شكل لا مائي

كيف يتم تسمية الهيدرازيد؟ في أشكالها اللامائية ، HX (g) ، يجب ذكرها على النحو الذي تمليه عليه هاليدات الهيدروجين: بإضافة اللاحقة -uro إلى نهاية أسمائها.

على سبيل المثال ، HI (g) يتكون من هاليد (أو هيدريد) يتكون من الهيدروجين واليود ، لذلك اسمها هو: يوديد الهيدروجين. نظرًا لأن اللافلزات تكون عمومًا كهرسلبية أكثر من الهيدروجين ، فلديها رقم أكسدة +1. في NaH ، من ناحية أخرى ، يحتوي الهيدروجين على عدد أكسدة -1.

هذه طريقة أخرى غير مباشرة للتمييز بين الهيدريدات الجزيئية والهالوجينات أو هاليدات الهيدروجين عن المركبات الأخرى.

بمجرد أن يتلامس HX (g) مع الماء ، يتم تمثيله على أنه HX (ac) ثم يتم الحصول على hydracid.

في محلول مائي

لتسمية hydracid ، HX (ac) ، يجب استبدال اللاحقة –uro لأشكالها اللامائية باللاحقة –هيدريك. وينبغي ذكرها كأحماض في المقام الأول. وبالتالي ، بالنسبة للمثال أعلاه ، تم تسمية HI (aq) باسم: ماء حمض اليود.

كيف يتم تشكيلها؟

الذوبان المباشر لهاليدات الهيدروجين

يمكن أن تتشكل الهيدراكيدات ببساطة عن طريق إذابة هاليدات الهيدروجين المقابلة لها في الماء. يمكن تمثيل ذلك بالمعادلة الكيميائية التالية:

HX (ز) => HX (تيار متردد)

HX (g) قابل للذوبان للغاية في الماء ، لذلك لا يوجد توازن للذوبان ، على عكس تفككه الأيوني لإطلاق البروتونات الحمضية.

ومع ذلك ، هناك طريقة تركيبية مفضلة لأنها تستخدم الأملاح أو المعادن كمادة خام ، وتذيبها في درجات حرارة منخفضة مع أحماض قوية.

إذابة أملاح اللافلزات بالأحماض

إذا تم إذابة ملح الطعام ، NaCl ، بحمض الكبريتيك المركز ، يحدث التفاعل التالي:

NaCl (s) + H ₂ SO ₄ (aq) => HCl (aq) + NaHSO ₄ (aq)

حامض الكبريتيك يتبرع احد من البروتونات الحمضية لالكلورين ^- أنيون الكلوريد ، وبالتالي تحويله إلى حامض الهيدروكلوريك. كلوريد الهيدروجين ، HCl (g) ، يمكن أن يهرب من هذا الخليط لأنه شديد التقلب ، خاصة إذا كان تركيزه في الماء مرتفعًا جدًا. الملح الآخر المنتج هو كبريتات حمض الصوديوم ، NaHSO ₄.

طريقة أخرى لإنتاجه هي استبدال حامض الكبريتيك بحمض الفوسفوريك المركز:

NaCl (s) + H ₃ PO ₄ (aq) => HCl (aq) + NaH ₂ PO ₄ (aq)

يتفاعل H ₃ PO ₄ بنفس طريقة تفاعل H ₂ SO ₄ ، وينتج حمض الهيدروكلوريك وفوسفات ثنائي حامض الصوديوم. كلوريد الصوديوم هو مصدر الكلورين ^- أنيون ، بحيث لتجميع hydracids الأخرى والأملاح والمعادن التي تحتوي على F ^- ، برازيلي ^- ، I ^- ، S ^2- ، وما إلى ذلك هناك حاجة.

لكن استخدام H ₂ SO ₄ أو H ₃ PO ₄ سيعتمد على قوته التأكسدية. H ₂ SO ₄ هو عامل مؤكسد قوي جدًا لدرجة أنه يؤكسد حتى Br ^- و I ^- إلى صورتهما الجزيئية Br ₂ و I ₂ ؛ الأول سائل ضارب إلى الحمرة ، والثاني سائل أرجواني. ولذلك، H ₃ PO ₄ يمثل البديل المفضل في مثل هذه التوليفات.

التطبيقات

المنظفات والمذيبات

تستخدم الهيدراكيدات أساسًا لحل أنواع مختلفة من المادة. وذلك لأنها أحماض قوية ، ويمكنها تنظيف أي سطح باعتدال.

تضاف بروتوناته الحمضية إلى مركبات الشوائب أو الأوساخ ، مما يجعلها قابلة للذوبان في الوسط المائي ثم يتم حملها بعيدًا عن طريق الماء.

اعتمادًا على الطبيعة الكيميائية للسطح المذكور ، يمكن استخدام هيدرازيد أو آخر. على سبيل المثال ، لا يمكن استخدام حمض الهيدروفلوريك لتنظيف الزجاج لأنه سيذيبه على الفور. يستخدم حمض الهيدروكلوريك لإزالة البقع من بلاط حمامات السباحة.

كما أنها قادرة على إذابة الصخور أو العينات الصلبة ، ثم استخدامها لأغراض التحليل أو الإنتاج على نطاقات صغيرة أو كبيرة. في كروماتوغرافيا التبادل الأيوني ، يتم استخدام حمض الهيدروكلوريك المخفف لتنظيف عمود الأيونات المتبقية.

المحفزات الحمضية

تتطلب بعض التفاعلات محاليل حمضية عالية لتسريعها وتقليل وقت حدوثها. هذا هو المكان الذي تأتي فيه الهيدرازيد.

مثال على ذلك هو استخدام حمض الهيدرويوديك في تخليق حمض الخليك الجليدي. تحتاج صناعة النفط أيضًا إلى الهيدرازيد في عمليات التكرير.

الكواشف لتخليق المركبات العضوية وغير العضوية

لا توفر الهيدرايدات البروتونات الحمضية فحسب ، بل توفر أيضًا الأنيونات الخاصة بها. يمكن أن تتفاعل هذه الأنيونات مع مركب عضوي أو غير عضوي لتكوين هاليد معين. بهذه الطريقة ، يمكن تصنيعها: الفلوريدات ، والكلوريدات ، واليود ، والبروميدات ، والسيلينيدات ، والكبريتيدات ، ومركبات أخرى.

يمكن أن يكون لهذه الهاليدات تطبيقات متنوعة للغاية. على سبيل المثال ، يمكن استخدامها لتصنيع البوليمرات ، مثل التفلون ؛ أو الوسطاء ، حيث يتم دمج ذرات الهالوجين في الهياكل الجزيئية لبعض الأدوية.

افترض أن جزيء CH ₃ CH ₂ OH ، إيثانول ، يتفاعل مع HCl لتكوين كلوريد الإيثيل:

CH ₃ CH ₂ OH + HCl => CH ₃ CH ₂ Cl + H ₂ O

يخفي كل من هذه التفاعلات آلية والعديد من الجوانب التي يتم أخذها في الاعتبار في التوليفات العضوية.

أمثلة

لا يوجد العديد من الأمثلة المتاحة للهيدرازيد ، لأن عدد المركبات الممكنة محدود بشكل طبيعي. لهذا السبب ، يتم سرد بعض الهيدرازيدات الإضافية مع التسميات الخاصة بها أدناه (يتم تجاهل الاختصار (ac)):

HF ، حمض الهيدروفلوريك

الهيدراكيد الثنائي الذي تشكل جزيئاته HF روابط هيدروجينية قوية ، لدرجة أنه حمض ضعيف في الماء.

ح

على عكس الهيدراكيدات التي تم اعتبارها حتى ذلك الحين ، فهي متعددة الذرات ، أي تحتوي على أكثر من ذرتين ، ومع ذلك ، فإنها لا تزال ثنائية لأنها مكونة من عنصرين: الكبريت والهيدروجين.

جزيئات MSM الزاوية لا تشكل روابط هيدروجينية ملحوظة ويمكن اكتشافها من خلال رائحة البيض الفاسد المميزة.

حمض الهيدروكلوريك ، حمض الهيدروكلوريك

أحد أشهر الأحماض في الثقافة الشعبية. بل إنه جزء من تكوين عصير المعدة ، الموجود في المعدة ، ومع الإنزيمات الهاضمة تعمل على تحلل الطعام.

HBr ، حمض الهيدروبروميك

مثل حمض الهيدرويودك ، في الطور الغازي ، يتكون من جزيئات H-Br الخطية ، والتي تنفصل إلى H ⁺ (H ₃ O ⁺) و Br ^- أيونات عندما تدخل الماء.

ح

على الرغم من أن التيلوريوم له طابع معدني معين ، إلا أن هيدراكيده يعطي أبخرة غير سارة وسامة للغاية ، مثل سيلينيد الهيدروجين.

مثل هيدرازيدات الكالكوجينيدات الأخرى (من المجموعة 16 في الجدول الدوري) ، في المحلول ينتج الأنيون Te ² ، لذلك يكون التكافؤ -2.

المراجع

1. كلارك ج. (22 أبريل 2017). حموضة هاليدات الهيدروجين. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
2. لومن: مقدمة في الكيمياء. أحماض ثنائية. مأخوذة من: course.lumenlearning.com
3. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (22 يونيو 2018). تعريف الحمض الثنائي. تم الاسترجاع من: thinkco.com
4. السيد د. سكوت. كتابة الصيغة الكيميائية والتسمية.. تم الاسترجاع من: celinaschools.org
5. مادوشا. (9 فبراير 2018). يميز بين الأحماض الثنائية والأكسيد. تم الاسترجاع من: pediaa.com
6. ويكيبيديا. (2018). حمض هيدراسيد. تم الاسترجاع من: es.wikipedia.org
7. ناتالي اندروز. (24 أبريل 2017). استخدامات حمض الهيدروديك. تم الاسترجاع من: sciencing.com
8. StudiousGuy. (2018). حمض الهيدروفلوريك: الاستخدامات والتطبيقات الهامة. تم الاسترجاع من: studiousguy.com