Hydrider Egenskaper, Typer, Nomenklatur og Eksempler

en hydrid er hydrogen i sin anioniske form (H^-) eller forbindelser som dannes fra kombinasjonen av et kjemisk element (metallisk eller ikke-metallisk) med hydrogenanionen. Av de kjente kjemiske elementene er hydrogen den enkleste strukturen, fordi når den er i atomstaten, har den en proton i sin kjernekraft og en elektron.

Til tross for dette er hydrogen bare funnet i atomform under forhold med ganske høye temperaturer. En annen måte å gjenkjenne hydrider på er når man ser at et eller flere sentrale hydrogenatomer i et molekyl har en nukleofil oppførsel som et reduksjonsmiddel eller som en base.

Dermed har hydrogen evne til å kombinere med de fleste elementer i det periodiske bordet for å danne forskjellige stoffer.

index

• 1 Hvordan hydrider dannes?
• 2 Fysiske og kjemiske egenskaper av hydrider
• 3 metallhydrider
• 4 Ikke-metalliske hydrider
• 5 Nomenklatur hvordan heter de?
• 6 Eksempler
  • 6.1 Metallhydrider
  • 6.2 Ikke-metalliske hydrider
• 7 referanser

Hvordan hydrider dannes?

Hydrider dannes når hydrogen i sin molekylære form er forbundet med et annet element, enten av metallisk eller ikke-metallisk opprinnelse, direkte ved å dissociere molekylet for å danne en ny forbindelse.

På denne måten danner hydrogen bindinger av kovalent eller ionisk type, avhengig av typen element som den kombineres med. I tilfelle assosiert med overgangsmetaller dannes interstitiale hydrider med fysiske og kjemiske egenskaper som kan variere sterkt fra ett metall til et annet.

Eksistensen av friform hydrid anioner er begrenset til anvendelse av ekstreme forhold som ikke forekommer lett, så i noen molekyler blir oktettregelen ikke oppfylt.

Det er mulig at andre regler relatert til fordelingen av elektroner ikke er gitt, å måtte bruke uttrykk for koblinger av flere sentre for å forklare dannelsen av disse forbindelsene.

Fysiske og kjemiske egenskaper av hydrider

Når det gjelder fysiske og kjemiske egenskaper, kan det sies at egenskapene til hvert hydrid avhenger av hvilken type binding som utføres.

For eksempel, når hydridet anionet er forbundet med et elektrofilt senter (vanligvis er et umettet karbonatom) kan forbindelsen dannet oppfører seg som et reduksjonsmiddel, som er mye brukt i kjemisk syntese.

I motsetning, når de kombineres med elementer som alkalimetaller, reagerer disse molekylene med den svake syren (Bronsted-syre) og oppfører seg som sterke baser, og frigjør hydrogengass. Disse hydrider er svært nyttige i organisk syntese.

Det er da observert at naturen av hydrider er svært variert, å kunne danne diskrete molekyler, faste ioniske typer, polymerer og mange andre stoffer.

Av denne grunn kan de brukes som tørkemidler, løsemidler, katalysatorer eller mellomprodukter i katalytiske reaksjoner. De har også flere bruksområder i laboratorier eller næringer til ulike formål.

Metallhydrider

Det finnes to typer hydrider: metallisk og ikke-metallisk.

Metallhydrider er de binære substansene som dannes ved kombinasjonen av et metallisk element med hydrogen, vanligvis en elektorpositive som alkalisk eller alkalisk jord, men inkluderer også interstitialhydrider.

Dette er den eneste typen reaksjon der hydrogen (hvis oksidasjonsnummer vanligvis er +1) har en ekstra elektron på sitt ytterste nivå; det vil si at valensnummeret er forvandlet til -1, selv om naturen av koblingene i disse hydrider ikke er helt avgrenset av avviket fra fagets fagfolk.

Metallhydrider har noen egenskaper av metaller, som deres hardhet, ledningsevne og lysstyrke; men i motsetning til metaller, presenterer hydrider en viss skjøthet, og deres støkiometri overholder ikke alltid vektreglene for kjemi.

Ikke-metalliske hydrider

Hydrider, oppstår fra kovalent forbindelse mellom et ikke-metallisk element, og hydrogen, slik at det ikke-metalliske element alltid i sin laveste oksidasjonstall for å generere en unik hydrid med hverandre.

Det har også at denne type forbindelser er, for det meste, gassformig i standard miljøforhold (25 ° C og 1 atm). Av denne grunn har mange ikke-metalliske hydrider lavt kokepunkt, på grunn av van der Waals styrker, som anses å være svake.

Noen hydrider av denne klassen er diskrete molekyler, andre tilhører gruppen av polymerer eller oligomerer, og selv hydrogen som har gått gjennom en kjemisorpsjonsprosess på en overflate, kan inngå i denne listen..

Nomenklatur hvordan heter de?

For å skrive formelen av metallhydrider, start ved å skrive metallet (symbolet på metallelementet) etterfulgt av hydrogenet (MH, hvor M er metallet).

For å nevne dem starter med ordet hydride etterfulgt av navnet på metallet ("M hydrid"), så leser LiH "litiumhydrid", CaH₂ det leser "kalsiumhydrid" og så videre.

I tilfelle av ikke-metalliske hydrider er motsatt skrevet for metallhydrider; det vil si, det begynner med å skrive hydrogenet (dets symbol) som skjedde av ikke-metallet (HX, hvor X er ikke-metallet).

For å betegne den begynner med navnet på den ikke-metalliske elementet og tilsett suffikset "uro", som slutter med ( "X-uro hydrogen") ord "hydrogen" og HBr "hydrogenbromid" er lest, H₂S leser "hydrogensulfid" og så videre.

eksempler

Det er mange eksempler på metall- og ikke-metallhydrider med forskjellige egenskaper. Her er noen nevnt:

Metallhydrider

- LiH (litiumhydrid).

- NaH (natriumhydrid).

- KH (kaliumhydrid).

- CsH (cesiumhydrid).

- RbH (rubidiumhydrid).

- Beh₂ (Berylliumhydrid).

- MGH₂ (magnesiumhydrid).

- CaH₂ (kalsiumhydrid).

- WRS₂ (strontiumhydrid).

- bah₂ (bariumhydrid).

- AlH3 (aluminiumhydrid).

- SrH2 (strontiumhydrid).

- MgH2 (magnesiumhydrid).

- CaH2 (kalsiumhydrid).

Ikke-metalliske hydrider

- HBr (hydrogenbromid).

- HF (hydrogenfluorid).

- HI (hydrogenjodid).

- HCl (hydrogenklorid).

- H₂S (hydrogensulfid).

- H₂Te (hydrogen tellurid).

- H₂Se (hydrogen selenid).

referanser

1. Wikipedia. (2017). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kjemi. (9. utgave). McGraw-Hill.
3. Babakidis, G. (2013). Metallhydrider. Hentet fra books.google.co.ve
4. Hampton, M.D., Schur, D.V., Zaginaichenko, S.Y. (2002). Vannmaterialer Vitenskap og kjemi av metallhydrider. Hentet fra books.google.co.ve

5. Sharma, R. K. (2007). Kjemi av hidryder og karbider. Hentet fra books.google.co.ve