Υδραλογόνα

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση

Τα υδραλογόνα είναι ένα σύνολο από ανόργανες ενώσεις με γενικό τύπο HX, όπου X ένα από τα αλογόνα, δηλαδή φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο ή και αστάτιο[1]. Τα καθαρά υδραλογόνα, στις «συνηθισμένες συνθήκες», δηλαδή σε θερμοκρασία 25 °C και υπό πίεση 1 atm, είναι όλα αέρια που διαλύονται στο νερό, δίνοντας τα αντίστοιχα υδραλογονικά οξέα.

ονομασία τύπος δομή μοντέλο d(H−X) / pm
(αέρια φάση)
μ / D
υδροφθόριο
HF
Hydrogen-fluoride-2D-dimensions.png
Hydrogen-fluoride-3D-vdW.png
91,7
1,86
υδροχλώριο
HCl
Hydrogen-chloride-2D-dimensions.png
Hydrogen-chloride-3D-vdW.png
127,4
1,11
υδροβρώμιο
HBr
Hydrogen-bromide-2D-dimensions.png
Hydrogen-bromide-3D-vdW.png
141,4
0,788
υδροϊώδιο
HI
Hydrogen-iodide-2D-dimensions.png
Hydrogen-iodide-3D-vdW.png
160,9
0,382
υδροαστάτιο
HAt
Hydrogen-astatide-calculated-3D-sf.png
172
−0,06[2]

Υδραλογόνα και υδραλογονικά οξέα[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα υδραλογόνα έχου διατομικά μόρια, που δεν έχουν την τάση να ιονίζονται στην αέρια φάση (αν και το υγροποιημένο υδροφθόριο είναι ένας πολικός διαλύτης, κατά κάποιον τρόπο παρόμοιος[3] με το νερό). Έτσι, οι χημικοί διαχωρίζουν τις ενώσεις αυτές από τα υδατικά διαλύματα αυτών, δηλαδή τα υδραλογονικά οξέα. Στα τελευταία, το κάθε πρώην αέριο υδραλογόνο αντιδρά με το νερό δίνοντας το αντίστοιχο υδραλογονικό οξύ. Το αρχικό (αέριο) υδραλογόνο μπορεί να ανακτηθεί, αλλά με δυσκολία και όχι με απλή απόσταξη. Τα ονόματα υδραλογόνο και υδραλογονικό οξύ δεν διαχωρίζονται ξεκάθαρα στην εργαστηριακή διάλεκτο, και συχνά η έκφραση «HX» μπορεί σημαίνει υδραλογονικό οξύ, και όχι το αντίστοιχο αέριο υδραλογόνο.

Σύνθεση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η απευθείας αντίδραση υδρογόνου και αλογόνου δίνει αξιόπιστα το αντίστοιχο υδραλογόνο, αν και για μερικά, όπως π.χ. για την παραγωγή υδροβρωμίου, χρειάζεται η χρήση υψηλής θερμοκρασίας και παρουσία λευκόχρυσου ως καταλύτη. Ωστόσο, βιομηχανικά, αυτά τα αέρια παράγονται συχνά με επίδραση θειικού οξέος σε αντίστοιχα αλογονούχα άλατα. Το υδροϊώδιο είναι ακόμη ασταθέστερο, όταν παράγεται με απευθείας άμεση σύνθεση, και γι' αυτό για την παραγωγή του συνήθως χρησιμοποιούνται πιο έμμεσες μέθοδοι, όπως η επίδραση ιωδίου σε υδρόθειο (H2S) ή σε υδραζίνη (NH2NH2)[1].

Φυσικές ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα υδραλογόνα είναι άχρωμα αέρια στις κανονικές συνθήκες, εκτός από το υδροφθόριο που έχει ως σημείο βρασμού 19 °C. Μόνο το υδροφθόριο, από όλα τα υδραλογόνα, σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου μεταξύ των μορίων του, και γι' αυτό έχει και το υψηλότερο σημείο βρασμού από όλα τα υδραλογόνα. Από το υδροχλώριο ως το υδροϊώδιο, τα σημεία βρασμού ανέρχονται, γεγονός που αποδίδεται στη σχετική αυξανόμενη ισχύ των διαμοριακών δυνάμεων van der Waals. Τα πυκνά διαλύματα υδραλογονικών οξέων «ατμίζουν», δηλαδή σχηματίζουν ορατούς λευκούς ατμούς. Αυτή η ορατή ομίχλη σχηματίζεται από την ανύψωση σταγονιδίων πυκνών διαλυμάτων υδραλογονικών οξέων.

Χημικές ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Επιφάνειες van der Waals που αναπαριστούν την πυκνότητα ηλεκτρονικού φορτίου στα τέσσερα υδραλογόνα.
Από αριστερά προς τα δεξιά : HF, HCl, HBr, HI

Η διάλυση των υδραλογόνων στο νερό είναι πολύ εξώθερμη και τα υδραλογόνα δίνουν τα αντίστοιχα υδραλογονικά οξέα. Αυτά τα οξέα είναι πολύ ισχυρά (με εξαίρεση το υδροφθορικό) γεγονός που αντανακλά την αυξημένη τάση των υδραλογόνων να ιονίζονται σε υδατικά διαλύματα, σχηματίζοντας κατιόντα υδροξωνίου (H3O+). Με εξαίρεση πάντα το υδροφθορικό οξύ, τα υδραλογόνα είναι ισχυρά οξέα, η οξύτητα των οποίων αυξάνεται από το υδροχλωρικό οξύ ως το υδροϊωδικό οξύ. Η περίπτωση του υδροφθορικού οξέος περιπλέκεται γιατί η ισχύς του εξαρτάται πολύ από τη συγκέντρωση του διαλύματός του, λόγω της επίδρασης του έντονου φαινομένου της διαμοριακής σύζευξης σε αυτό. Σε περίπτωση διάλυσης των υδραλογόνων σε άνυδρους διαλύτες, όπως είναι π.χ. το αιθανονιτρίλιο, τα διαλύματα που προκύπτουν είναι μετρίως μόνο όξινα.

Ομοίως, τα υδραλογόνα αντιδρούν με την αμμωνία (και με άλλες βάσεις), σχηματίζοντας το αντίστοιχο αλογονούχο αμμώνιο:


\mathrm{HX + NH_3 \xrightarrow{} NH_4X}

Στην οργανική χημεία η υδραλογόνωση, δηλαδή η προσθήκη υδραλογόνου σε ενώσεις με πολλαπλούς δεσμούς ή κυκλικούς δακτυλίους με 3-4 άτομα άνθρακα, παράγονται αλογονούχα οργανικά παράγωγα. Ακολουθούν ενδεικτικά παραδείγματα:

1. Η προσθήκη του υδραλογόνου[4] στο διπλό δεσμό άνθρακα-άνθρακα καθορίζεται από τον κανόνα του Μαρκόβνικοβ (Markovnikov). Π.χ.[5]:


\mathrm{RCH=CH_2 + HX \xrightarrow{} RCHXCH_2 }

2. Η αντίδραση του υδραλογόνου με αλκίνια είναι ηλεκτρονιόφιλη προσθήκη και ακολουθεί τον ίδιο μηχανισμό όπως και στα αλκένια δηλ. μέσω ενός καρβοκατιόντος. Π.χ.[6]:


\mathrm{RC \equiv CH + HX \xrightarrow{} RCX=CH_2 \xrightarrow{+HX} RCX_2CH_3}

3. Η αντίδραση του υδραλογόνου με συζυγή αλκαδιένια αντιστοιχεί αρχικά κυρίως σε 1,4-προσθήκη, αν και είναι επίσης δυνατές η 1,2-προσθήκη και η 3,4-προσθήκη, με τη χρήση κατάλληλων συνθηκών. Π.χ[5]:


\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HX \xrightarrow{} RCHXCH=CHCH_3} 
(1,4-προσθήκη)

\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HX \xrightarrow{}  RCH=CHCHXCH_3} 
(1,2-προσθήκη)

\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HX \xrightarrow{} \frac{1}{2} RCHXCH_2CH=H_2 + \frac{1}{2} RCH_2CHXCH=H_2} 
(3,4-προσθήκη)

4. Η αντίδραση του υδραλογόνου με κυκλοπροπάνιο αντιστοιχεί με 1,3-κυκλοπροσθήκη. Παράγεται 1-αλοπροπάνιο[7]:

Cyclopropane-skeletal.png  \mathrm{+ HX \xrightarrow{} CH_3CH_2CH_2X}

5. Η αντίδραση του υδραλογόνου με οξιράνιο αντιστοιχεί με 1,3-κυκλοπροσθήκη. Παράγεται 2-αλαιθανόλη[8].:

Ethylene oxide.svg  \mathrm{+ HX \xrightarrow{} XCH_2CH_2OH}

Ακόμη, σε ορισμένες περιπτώσεις τα υδραλογόνα δίνουν προϊόντα αντιδράσεων πυρηνόφιλης υποκατάσεις. Π.χ.[9]:


\mathrm{ROH + HX \xrightarrow{} RX + H_2O}

  • Στα παραπάνω παραδείγματα από το X εξαιρείται το υδραστάτιο, του οποίου η χημική του δράση δεν έχει μελετηθεί επαρκώς προς το παρόν.

Πηγές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
  2. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
  3. Α. Βάρβογλη, «Χημεία Οργανικών Ενώσεων», παρατηρητής, Θεσσαλονίκη 1991
  4. SCHAUM'S OUTLINE SERIES, ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ, Μτφ. Α. Βάρβογλη, 1999
  5. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982
  6. Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985

Αναφορές και σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. 1,0 1,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth–Heinemann. ISBN 0080379419.
  2. To αρνητικό πρόσημο εδώ έχει την έννοια ότι η πόλωση είναι αντίθετη από τα άλλα, δήλαδή του τύπου Hδ--Atδ+, αντί Hδ+ - Xδ- που ισχύει για τα υπόλοιπα υδραλογόνα.
  3. Οι ομοιότητες είναι η παρουσία δεσμών υδρογόνου και μια χημική ισορροπία αυτοδιάστασης.
  4. Αποφεύγεται η χρήση υδραλογονικού οξέος για να μην γίνει ταυτόχρονα προσθήκη νερού στο αλκένιο.
  5. 5,0 5,1 Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 156, §6.8.1.
  6. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 158, §6.9.1.
  7. SCHAUM'S OUTLINE SERIES, ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ, Μτφ. Α. Βάρβογλη, 1999, §6.3., σελ. 79, εφαρμογή για κυκλοαλκάνια και για Ε = H και Nu = X σε συνδυασμό με Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §1.2., σελ. 22-25
  8. Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §2.1., σελ. 16-17. Εφαρμογή γενικού τύπου για A = X και B = H.
  9. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ.199, §8.4.2γ.
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Hydrogen halide της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).