Галогеноводороды

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

• Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода
• Соляная кислота — водный раствор хлороводорода
• Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода
• Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

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		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	26,6	−50,8	−35,4

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

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

Вытеснение из солей сильными кислотами:

$\mathsf{NaCl + H_2SO_4 \rightarrow HCl + NaHSO_4}$

• Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

$\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}$

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

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