Formel für Jodwasserstoffsäure

Eigenschaften

Jodwasserstoffsäure oder Jodwasserstoff, in normale Bedingungen ist ein farbloses Gas mit einem stechenden, erstickenden Geruch, das an der Luft gut raucht. Es löst sich gut in Wasser und bildet dabei eine azeotrope Mischung. Jodwasserstoffsäure ist nicht temperaturstabil. Daher zersetzt es sich bei 300 °C. Bei einer Temperatur von 127 °C beginnt Jodwasserstoff zu sieden.

Jodwasserstoffsäure ist ein sehr starkes Reduktionsmittel. Beim Stehen färbt sich die Bromwasserstofflösung durch die allmähliche Oxidation mit Luft braun und es wird molekulares Jod freigesetzt.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

Bromwasserstoff kann konzentrierte Schwefelsäure zu Schwefelwasserstoff reduzieren:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Genau wie andere Halogenwasserstoffe wird Jodwasserstoff durch eine elektrophile Reaktion an Mehrfachbindungen addiert:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Jodwasserstoffsäure – stark oder schwach

Jodwasserstoffsäure ist die stärkste. Seine Salze werden Jodide genannt.

Quittung

Industriell wird Jodwasserstoff durch die Reaktion von Jodmolekülen mit Hydrazin hergestellt, wobei auch Stickstoffmoleküle (N) entstehen.

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Unter Laborbedingungen kann Jodwasserstoffsäure durch Redoxreaktionen gewonnen werden:

Н2S + I2 = S (im Sediment) + 2НI

Oder Hydrolyse von Phosphoriodid:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

Jodwasserstoffsäure kann auch durch die Wechselwirkung von Wasserstoff- und Jodmolekülen hergestellt werden. Diese Reaktion findet nur beim Erhitzen statt, ist jedoch nicht vollständig, da sich im System ein Gleichgewicht einstellt.

Jodwasserstoff

Jodwasserstoff
Sind üblich
Systematischer Name	Jodwasserstoff
Chemische Formel	HALLO
Rel. molekular Gewicht	127.904 a. essen.
Molmasse	127,904 g/mol
Physikalische Eigenschaften
Dichte der Materie	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm³
Zustand (Standardzustand)	farbloses Gas
Thermische Eigenschaften
Schmelztemperatur	–50,80 °C
Siedetemperatur	–35,36 °C
Zersetzungstemperatur	300 °C
Kritischer Punkt	150,7 °C
Enthalpie (St. Konv.)	26,6 kJ/mol
Chemische Eigenschaften
pKa	- 10
Löslichkeit in Wasser	72,47 (20°C) g/100 ml
Einstufung
CAS-Nummer

Jodwasserstoff HI ist ein farbloses, erstickendes Gas, das in der Luft stark raucht. Instabil, zersetzt sich bei 300 °C.

Jodwasserstoff ist in Wasser gut löslich. Es bildet ein Azeotrop, das bei 127 °C mit einer HI-Konzentration von 57 % siedet.

Quittung

In der Industrie wird HI durch die Reaktion von I 2 mit Hydrazin gewonnen, wobei auch N 2 entsteht:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Im Labor kann HI auch durch folgende Redoxreaktionen gewonnen werden:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Oder durch Hydrolyse von Phosphoriodid:

PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

Jodwasserstoff entsteht auch durch die Wechselwirkung der einfachen Stoffe H 2 und I 2. Diese Reaktion findet nur beim Erhitzen statt und verläuft nicht vollständig, da sich im System ein Gleichgewicht einstellt:

H 2 + I 2 → 2 HI

Eigenschaften

Man spricht von einer wässrigen Lösung von HI Jodwasserstoffsäure(farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch). Jodwasserstoffsäure ist die stärkste Säure. Salze der Jodwasserstoffsäure werden Jodide genannt.

Jodwasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel. Beim Stehen färbt sich die wässrige Lösung von HI aufgrund der allmählichen Oxidation durch Luftsauerstoff und der Freisetzung von molekularem Jod braun:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI ist in der Lage, konzentrierte Schwefelsäure zu Schwefelwasserstoff zu reduzieren:

8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

Wie andere Halogenwasserstoffe addiert HI an Mehrfachbindungen (elektrophile Additionsreaktion):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Anwendung

Jodwasserstoff wird in Laboratorien als Reduktionsmittel in vielen organischen Synthesen sowie zur Herstellung verschiedener jodhaltiger Verbindungen verwendet.

Literatur

• Achmetow N.S. „Allgemeine und anorganische Chemie“ M.: Higher School, 2001

Wikimedia-Stiftung. 2010.

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Oder Halogene (chemisch) Das sind also die Namen von vier Elementarkörpern, die sich in der siebten Gruppe des Periodensystems der Elemente befinden: Fluor F = 19, Chlor Cl = 3,5, Brom Br = 80 und Jod J = 127. Die letzten drei sind einander sehr ähnlich und Fluor kostet ein wenig... ... Enzyklopädisches Wörterbuch F.A. Brockhaus und I.A. Ephron

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Säuren können nach verschiedenen Kriterien klassifiziert werden:

1) Das Vorhandensein von Sauerstoffatomen in der Säure

2) Säurebasizität

Die Basizität einer Säure ist die Anzahl der „mobilen“ Wasserstoffatome in ihrem Molekül, die bei der Dissoziation in Form von Wasserstoffkationen H + vom Säuremolekül abgespalten und auch durch Metallatome ersetzt werden können:

4) Löslichkeit

5) Stabilität

7) Oxidierende Eigenschaften

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Fähigkeit zur Dissoziation

Säuren zerfallen in wässrigen Lösungen in Wasserstoffkationen und Säurereste. Wie bereits erwähnt, werden Säuren in gut dissoziierende (starke) und schwach dissoziierende (schwache) Säuren unterteilt. Beim Schreiben der Dissoziationsgleichung für starke einbasige Säuren wird entweder ein nach rechts zeigender Pfeil () oder ein Gleichheitszeichen (=) verwendet, was die virtuelle Irreversibilität einer solchen Dissoziation zeigt. Beispielsweise kann die Dissoziationsgleichung für starke Salzsäure auf zwei Arten geschrieben werden:

oder in dieser Form: HCl = H + + Cl -

oder so: HCl → H + + Cl -

Tatsächlich sagt uns die Richtung des Pfeils, dass der umgekehrte Prozess der Verbindung von Wasserstoffkationen mit sauren Resten (Assoziation) bei starken Säuren praktisch nicht auftritt.

Wenn wir die Dissoziationsgleichung einer schwachen einprotonigen Säure schreiben wollen, müssen wir in der Gleichung anstelle des Vorzeichens zwei Pfeile verwenden. Dieses Zeichen spiegelt die Reversibilität der Dissoziation schwacher Säuren wider – in ihrem Fall ist der umgekehrte Prozess der Kombination von Wasserstoffkationen mit sauren Resten stark ausgeprägt:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise, d. h. Wasserstoffkationen werden nicht gleichzeitig, sondern einzeln von ihren Molekülen getrennt. Aus diesem Grund wird die Dissoziation solcher Säuren nicht durch eine, sondern durch mehrere Gleichungen ausgedrückt, deren Anzahl der Basizität der Säure entspricht. Beispielsweise erfolgt die Dissoziation dreibasiger Phosphorsäure in drei Schritten mit abwechselnder Abspaltung von H+-Kationen:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Es ist zu beachten, dass jede nachfolgende Dissoziationsstufe in geringerem Maße auftritt als die vorherige. Das heißt, H 3 PO 4-Moleküle dissoziieren besser (in größerem Ausmaß) als H 2 PO 4 --Ionen, die wiederum besser dissoziieren als HPO 4 2--Ionen. Dieses Phänomen ist mit einer Erhöhung der Ladung saurer Reste verbunden, wodurch die Stärke der Bindung zwischen ihnen und positiven H + -Ionen zunimmt.

Eine Ausnahme von den mehrbasischen Säuren ist Schwefelsäure. Da diese Säure in beiden Stufen gut dissoziiert, ist es zulässig, die Gleichung ihrer Dissoziation in einer Stufe aufzuschreiben:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Wechselwirkung von Säuren mit Metallen

Der siebte Punkt bei der Klassifizierung von Säuren sind ihre oxidierenden Eigenschaften. Es wurde festgestellt, dass Säuren schwache Oxidationsmittel und starke Oxidationsmittel sind. Die allermeisten Säuren (fast alle außer H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3) sind schwache Oxidationsmittel, da sie ihre Oxidationsfähigkeit nur durch Wasserstoffkationen entfalten können. Solche Säuren können nur Metalle oxidieren, die in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff stehen, und die Produkte bilden ein Salz des entsprechenden Metalls und Wasserstoffs. Zum Beispiel:

H 2 SO 4 (verdünnt) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Was stark oxidierende Säuren betrifft, d.h. H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3 , dann ist die Liste der Metalle, auf die sie einwirken, viel umfangreicher und umfasst alle Metalle vor Wasserstoff in der Aktivitätsreihe und fast alle danach. Das heißt, konzentrierte Schwefelsäure und Salpetersäure jeglicher Konzentration oxidieren beispielsweise selbst schwach aktive Metalle wie Kupfer, Quecksilber und Silber. Auf die Wechselwirkung von Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen sowie einigen anderen Stoffen aufgrund ihrer Spezifität wird am Ende dieses Kapitels gesondert eingegangen.

3. Wechselwirkung von Säuren mit basischen und amphoteren Oxiden

Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden. Da Kieselsäure unlöslich ist, reagiert sie nicht mit schwach aktiven basischen Oxiden und amphoteren Oxiden:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Wechselwirkung von Säuren mit Basen und amphoteren Hydroxiden

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Wechselwirkung von Säuren mit Salzen

Zu dieser Reaktion kommt es, wenn ein Niederschlag, ein Gas oder eine deutlich schwächere Säure entsteht als die, die reagiert. Zum Beispiel:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Spezifische oxidative Eigenschaften von Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure

Wie oben erwähnt, sind Salpetersäure in jeder Konzentration sowie Schwefelsäure ausschließlich in konzentriertem Zustand sehr starke Oxidationsmittel. Insbesondere oxidieren sie im Gegensatz zu anderen Säuren nicht nur Metalle, die in der Aktivitätsreihe vor Wasserstoff stehen, sondern auch fast alle Metalle danach (außer Platin und Gold).

Sie sind beispielsweise in der Lage, Kupfer, Silber und Quecksilber zu oxidieren. Allerdings sollte man sich darüber im Klaren sein, dass eine Reihe von Metallen (Fe, Cr, Al) trotz der Tatsache, dass sie recht aktiv sind (verfügbar vor Wasserstoff), dennoch nicht mit konzentrierter HNO 3 und ohne konzentrierter H 2 SO 4 reagieren Erhitzung aufgrund des Passivierungsphänomens – auf der Oberfläche solcher Metalle bildet sich ein Schutzfilm aus festen Oxidationsprodukten, der es Molekülen konzentrierter Schwefelsäure und konzentrierter Salpetersäure nicht ermöglicht, tief in das Metall einzudringen, damit die Reaktion stattfinden kann. Bei starker Erwärmung findet die Reaktion jedoch immer noch statt.

Bei der Wechselwirkung mit Metallen sind die obligatorischen Produkte immer das Salz des entsprechenden Metalls und die verwendete Säure sowie Wasser. Es wird immer auch ein drittes Produkt isoliert, dessen Formel von vielen Faktoren abhängt, insbesondere von der Aktivität von Metallen sowie der Konzentration von Säuren und der Reaktionstemperatur.

Die hohe Oxidationsfähigkeit konzentrierter Schwefel- und konzentrierter Salpetersäuren ermöglicht es ihnen, nicht nur mit praktisch allen Metallen der Aktivitätsreihe, sondern sogar mit vielen festen Nichtmetallen, insbesondere mit Phosphor, Schwefel und Kohlenstoff, zu reagieren. Die folgende Tabelle zeigt übersichtlich die Produkte der Wechselwirkung von Schwefel- und Salpetersäure mit Metallen und Nichtmetallen in Abhängigkeit von der Konzentration:

7. Reduzierende Eigenschaften sauerstofffreier Säuren

Alle sauerstofffreien Säuren (außer HF) können aufgrund des im Anion enthaltenen chemischen Elements unter Einwirkung verschiedener Oxidationsmittel reduzierende Eigenschaften aufweisen. Beispielsweise werden alle Halogenwasserstoffsäuren (außer HF) durch Mangandioxid, Kaliumpermanganat und Kaliumdichromat oxidiert. Dabei werden Halogenidionen zu freien Halogenen oxidiert:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Unter allen Halogenwasserstoffsäuren weist Jodwasserstoffsäure die größte reduzierende Aktivität auf. Im Gegensatz zu anderen Halogenwasserstoffsäuren können sogar Eisenoxid und Salze es oxidieren.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Schwefelwasserstoffsäure H 2 S hat auch eine hohe reduzierende Aktivität. Sogar ein Oxidationsmittel wie Schwefeldioxid kann es oxidieren.

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Zusammenfassung zum Thema:

Jodwasserstoff

Planen:

Einführung

• 1 Quittung
• 2 Eigenschaften
• 3 Anwendung
Literatur

Einführung

Jodwasserstoff HI ist ein farbloses, erstickendes Gas, das in der Luft stark raucht. Es ist gut wasserlöslich, bildet ein azeotropes Gemisch mit einem Siedepunkt von 127 °C und einer HI-Konzentration von 57 %. Instabil, zersetzt sich bei 300 °C.

1. Quittung

In der Industrie wird HI durch die Reaktion von Jod mit Hydrazin gewonnen:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Im Labor kann HI durch Redoxreaktionen gewonnen werden:

• H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI
• PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

Jodwasserstoff entsteht auch durch die Wechselwirkung einfacher Stoffe. Diese Reaktion findet nur beim Erhitzen statt und verläuft nicht vollständig, da sich im System ein Gleichgewicht einstellt:

H 2 + I 2 → 2 HI

2. Eigenschaften

Man spricht von einer wässrigen Lösung von HI Jodwasserstoffsäure(farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch). Jodwasserstoffsäure ist eine starke Säure. Salze der Jodwasserstoffsäure werden Jodide genannt. In 100 g Wasser bei normaler Druck und 20 °C lösen sich 132 g HI auf, und bei 100 °C lösen sich 177 g. 45 %ige Jodwasserstoffsäure hat eine Dichte von 1,4765 g/cm 3 .

Jodwasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel. Beim Stehen färbt sich eine wässrige Lösung von HI aufgrund der allmählichen Oxidation durch Luftsauerstoff und der Freisetzung von molekularem Jod braun:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI ist in der Lage, konzentrierte Schwefelsäure zu Schwefelwasserstoff zu reduzieren:

8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

Wie andere Halogenwasserstoffe addiert HI an Mehrfachbindungen (elektrophile Additionsreaktion):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Bei der Hydrolyse von Iodiden einiger Metalle niedrigerer Oxidationsstufen wird Wasserstoff freigesetzt: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Alkalische Jodide haben die folgenden Eigenschaften: Index NaI KI NH 4 I Dichte g/cm3 3,67 3,12 2,47 Schmelzpunkt ºC 651 723 557 (Sublimation) Löslichkeit 20 °C 178,7 144 172,3 Löslichkeit 100 °C 302 200 250,2 Dichte 37,5 %ige Lösung 1,803 8 1,731 Löslichkeit: g pro 100 g Wasser

Unter Lichteinwirkung zersetzen sich Alkalisalze unter Freisetzung von I 2, was ihnen eine gelbe Farbe verleiht. Jodide werden durch Reaktion von Jod mit Alkalien in Gegenwart von Reduktionsmitteln gewonnen, die keine festen Nebenprodukte bilden: Ameisensäure, Formaldehyd, Hydrazin: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O. Sulfite können können ebenfalls verwendet werden, verunreinigen jedoch die Produktsulfate. Ohne Zugabe von Reduktionsmitteln entsteht bei der Herstellung von Alkalisalzen neben Jodid auch MIO 3 -Jodat (1 Teil bis 5 Teile Jodid).

Cu 2+-Ionen ergeben bei Wechselwirkung mit Iodiden leicht schwerlösliche Salze von einwertigem Kupfer CuI: 2NaI + CuSO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → 2CuI + 2Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 [Ksenzenko V. I., Stasinevich D S. „Chemie und Technologie von Brom, Jod und ihren Verbindungen“ M., Chemie, 1995, −432 S.]

3. Bewerbung

Jodwasserstoff wird in Laboratorien als Reduktionsmittel in vielen organischen Synthesen sowie zur Herstellung verschiedener jodhaltiger Verbindungen verwendet.

Alkohole, Halogenide und Säuren werden mit HI reduziert, wodurch Alkane entstehen [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. „Beginnings of Organic Chemistry Vol. 1“ M., 1969, S. 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Wenn HI auf Pentosen einwirkt, wandelt es sie alle in sekundäres Amyliodid um: CH2CH2CH2CHICH3, und Hexosen in sekundäres n-Hexyliodid. [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. „Prinzipien der organischen Chemie Bd. 1“ M., 1969, S. 440]. Jodderivate werden am leichtesten reduziert; einige Chlorderivate werden überhaupt nicht reduziert. Tertiäre Alkohole lassen sich am einfachsten reduzieren. Auch mehrwertige Alkohole reagieren unter milden Bedingungen und ergeben häufig sekundäre Iodalkyle. ["Präparative organische Chemie" M., Staat. n.t. Chemieverlag Literatur, 1959 S. 499 und V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

HI zersetzt sich schnell im Licht. Reagiert mit Luftsauerstoff unter Bildung von I2 und Wasser. Konzentrierte Schwefelsäure oxidiert auch HI. Schwefeldioxid hingegen reduziert I 2: I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

Beim Erhitzen zerfällt HI in Wasserstoff und I 2, was die Herstellung von Wasserstoff mit geringen Energiekosten ermöglicht.

Literatur

• Akhmetov N. S. „Allgemeine und anorganische Chemie“ M.: Higher School, 2001

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Diese Zusammenfassung basiert auf einem Artikel aus der russischen Wikipedia. Die Synchronisierung wurde am 13.07.11 um 23:37:03 Uhr abgeschlossen
Ähnliche Abstracts:

Es ist farblos und lässt sich leicht mit Wasser mischen. Einhundert Milliliter Flüssigkeit enthalten 132 Gramm Jodwasserstoff. Dies geschieht bei Normaldruck und Raumtemperatur. Beim Erhitzen auf 100 Grad lösen sich bereits 177 Gramm im Wasser auf. Lassen Sie uns herausfinden, wozu die resultierende Lösung in der Lage ist.

Eigenschaften von Jodwasserstoffsäure

Da die Verbindung stark ist, zeigt sie sich als typisch. Dies äußert sich beispielsweise in Reaktionen mit. Die Interaktion findet mit denen statt, die links stehen. An die Stelle dieses Elements tritt das Atom.

Es stellt sich heraus, dass es sich um Jodit handelt. Wasserstoff verdampft. Mit Salzen Jodwasserstoffsäure reagiert auch bei Gasentwicklung. Seltener führt die Wechselwirkung zur Ausfällung eines seiner Produkte.

Die Heldin des Artikels reagiert wie andere starke auch mit basischen Oxiden. Basische Oxide sind Sauerstoffverbindungen von Metallen mit der ersten oder zweiten Oxidationsstufe. Die Reaktion führt zur Freisetzung von Wasser und zur Produktion von Jodit, d. h. Salze der Jodwasserstoffsäure.

Die Reaktion der Heldin mit Basen ergibt auch Wasser und. Typische Interaktion für starke Menschen. Die meisten Substanzen sind jedoch tribasisch. Dies gibt den Gehalt von 3 Wasserstoffatomen im Molekül an.

In der Jodwasserstoffverbindung gibt es nur ein Gasatom, was bedeutet, dass die Substanz einbasisch ist. Darüber hinaus ist es sauerstofffrei. Da Salzsäure als HCl geschrieben wird, also Formel für Jodwasserstoffsäure- HALLO. Im Wesentlichen handelt es sich um Gas. Was tun mit einer wässrigen Lösung? Es gilt als wahr, wird aber in Laboren selten gefunden. Das Problem besteht darin, die Lösung zu speichern.

Stark erholsam Eigenschaften von Jodwasserstoffsäure zu einer schnellen Oxidation führen. Am Ende bleibt es dabei reines Wasser und ein brauner Niederschlag am Boden des Reagenzglases. Das ist Joddiodoiodat. Das heißt, die Heldin ist in Lösung nur von kurzer Dauer.

Der Prozess des „Schadens“ ist unvermeidlich. Aber es gibt eine Möglichkeit, die Heldin des Artikels wiederherzustellen. Sie tun dies mit . in seiner Gegenwart destilliert. Benötigt wird eine inerte Atmosphäre, zum Beispiel Argon oder Kohlendioxid.

Eine Alternative zu Phosphor ist Wmit der Formel H (PH 2 O 2). Auch die Anwesenheit von Schwefelwasserstoff bei der Destillation wirkt sich positiv auf den Jodwasserstoff aus. Daher sollten Sie die getrennte Mischung nicht wegwerfen und frische Reagenzien mischen. kann wiederhergestellt werden.

Bis das Jod in der Lösung oxidiert ist, ist die Flüssigkeit farblos und hat einen starken Geruch. Die Lösung ist azeototrop. Dies bedeutet, dass beim Kochen die Zusammensetzung der Mischung gleich bleibt. Die Verdampfungs- und Flüssigphase stehen im Gleichgewicht. Hydrojod siedet übrigens nicht bei 100, sondern bei 127 Grad Celsius. Beim Erhitzen auf 300 Grad zersetzt sich die Substanz.

Lassen Sie uns nun herausfinden, warum Jodwasserstoff als der Stärkste unter den Starken gilt. Ein Beispiel für die Interaktion mit „Kollegen“ reicht aus. Wenn also Jodwasserstoff auf ein Schwefelkonzentrat „trifft“, reduziert es es zu Schwefelwasserstoff. Wenn eine Schwefelverbindung mit anderen zusammentrifft, wirkt sie als Reduktionsmittel.

Die Fähigkeit, Wasserstoffatome abzugeben, ist die Haupteigenschaft. Diese Atome verbinden sich mit anderen Elementen zu neuen Molekülen. Dies ist der Wiederherstellungsprozess. Restaurierungsreaktionen sind auch die Grundlage für die Rezeption der Heldin des Artikels.

Herstellung von Jodwasserstoffsäure

Aufgrund der Instabilität raucht die Jodwasserstoffverbindung aktiv. Angesichts der ätzenden Natur der Dämpfe arbeiten sie mit der Heldin des Artikels nur unter Laborbedingungen. Normalerweise werden Schwefelwasserstoff und Jod eingenommen. Man erhält folgende Reaktion: H 2 S + I 2 à S + 2HI. Elementare, durch Wechselwirkung gebildete Niederschläge.

Das Reagenz kann auch durch Kombination einer Suspension aus Jod, Wasser und Schwefeloxid gewonnen werden. Das Ergebnis wird Schwefelsäure und die Heldin des Artikels sein. Die Reaktionsgleichung sieht so aus: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

Der dritte Weg, Jodwasserstoff zu erhalten, ist die Kombination von Kaliumjodit und. Die Ausgabe wird zusätzlich zur Heldin des Artikels Kaliumhydrogenorthophosphat sein. Bei allen Reaktionen wird Jodwasserstoff in Form eines Gases freigesetzt. Sie fangen es mit Wasser auf und erhalten so eine Lösung. Das Rohr, durch das das Gas strömt, darf nicht in die Flüssigkeit abgesenkt werden.

In großen Unternehmen wird Jodwasserstoff durch die Reaktion von Jod mit Hydrazin hergestellt. Letzteres ist, wie die Heldin des Artikels, farblos und hat einen starken Geruch. Die chemische Notation für die Wechselwirkung sieht wie folgt aus: - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Wie Sie sehen können, führt die Reaktion zu einer größeren „Freisetzung“ von Jodwasserstoff als bei Labormethoden.

Es bleibt eine naheliegende, aber unrentable Option – das Zusammenspiel reiner Elemente. Die Komplexität der Reaktion besteht darin, dass sie nur beim Erhitzen abläuft. Zudem stellt sich schnell ein Gleichgewicht im System ein.

Dies verhindert, dass die Reaktion vollständig abläuft. Das Gleichgewicht in der Chemie ist der Punkt, an dem ein System beginnt, Einflüssen auf es zu widerstehen. Die Kombination von elementarem Jod und Wasserstoff ist also nur ein Kapitel in Chemielehrbüchern, aber keine praktische Methode.

Anwendung von Jodwasserstoffsäure

Wie andere, Jodwasserstoffsäure – Elektrolyt. Die Heldin des Artikels ist in der Lage, in Ionen zu zerfallen, durch die Strom „fließt“. Für diesen Lauf müssen Sie die Kathode und die Anode in die Lösung legen. Der eine ist positiv geladen, der andere negativ.

Die dabei entstehenden Ressourcen werden in Kondensatoren genutzt. Elektrolyte werden als Stromquellen und als Medium zum Vergolden, Versilbern und Aufbringen anderer Beschichtungen auf Metalle verwendet.
Auch Industrielle machen sich die regenerierenden Eigenschaften von Jodwasserstoff zunutze. Strong wird für organische Synthesen gekauft. So werden Alkohole durch Jodwasserstoff zu Alkanen reduziert. Hierzu zählen alle . Die Heldin des Artikels reduziert auch Halogenide und andere zu Alkanen.

Nur einige Chlorderivate können nicht durch Jodwasserstoff reduziert werden. Angesichts dessen sind nur wenige Menschen traurig. Wenn im Labor Jodwasserstoffsäure wurde neutralisiert, was bedeutet, dass das Unternehmen gut finanziert ist. Werfen wir einen Blick auf die Preisschilder für das Reagenz.

Preis für Jodwasserstoffsäure

Für Labore wird Jodwasserstoff in Litern verkauft. Bewahren Sie das Reagenz im Dunkeln auf. Bei Lichteinwirkung verfärbt sich die Flüssigkeit schnell braun und zerfällt in Wasser und Diodoiodat. Der Behälter ist fest verschlossen. Die Heldin des Artikels korrodiert Kunststoff nicht. Hier wird das Reagenz aufbewahrt.

57 Prozent sind gefragt. Es ist selten in Lagerhäusern zu finden, es wird hauptsächlich für hergestellt. Der Preis wird üblicherweise in Euro angegeben. In der Übersetzung sind es nicht weniger als 60.000. In Euro sind es 1.000. Deshalb kaufen sie das Reagenz nach Bedarf ein. Wenn es eine Alternative gibt, nehmen Sie sie. Hydrojod ist nicht nur das stärkste, sondern auch das teuerste.