Τύπος υδροϊωδικού οξέος

Ιδιότητες

Υδροϊωδικό οξύ, ή υδροιώδιο, σε φυσιολογικές συνθήκεςΕίναι ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη, αποπνικτική οσμή που καπνίζει καλά όταν εκτίθεται στον αέρα. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, ενώ σχηματίζει ένα αζεοτροπικό μείγμα. Το υδροϊωδικό οξύ δεν είναι σταθερό στη θερμοκρασία. Επομένως, στους 300C αποσυντίθεται. Σε θερμοκρασία 127 C, το υδροιώδιο αρχίζει να βράζει.

Το υδροϊωδικό οξύ είναι ένας πολύ ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Κατά την καθίζηση, ένα διάλυμα υδροβρωμίου γίνεται καφέ λόγω της σταδιακής οξείδωσής του με τον αέρα, ενώ απελευθερώνεται μοριακό ιώδιο.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

Το υδροβρώμιο μπορεί να αναγάγει το πυκνό θειικό οξύ σε υδρόθειο:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Όπως και άλλα υδραλογονίδια, το υδροιώδιο προστίθεται σε πολλαπλούς δεσμούς με την αντίδραση μιας ηλεκτροφιλικής ένωσης:

HI + H2C \u003d CH -\u003e H3CCH2I

Υδροϊωδικό οξύ - Ισχυρό ή αδύναμο

Το υδροϊωδικό οξύ είναι το ισχυρότερο. Τα άλατά του ονομάζονται ιωδίδια.

Παραλαβή

Στη βιομηχανία, το υδροιώδιο παράγεται με την αντίδραση μορίων ιωδίου με υδραζίνη, η οποία παράγει επίσης μόρια αζώτου (Ν).

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Υπό εργαστηριακές συνθήκες, το υδροϊωδικό οξύ μπορεί να ληφθεί με αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:

H2S + I2 \u003d S (σε ίζημα) + 2HI

Ή με υδροδυσία ιωδιούχου φωσφόρου:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

Το υδροϊωδικό οξύ μπορεί επίσης να ληφθεί με την αλληλεπίδραση μορίων υδρογόνου και ιωδίου. Αυτή η αντίδραση συμβαίνει μόνο όταν θερμαίνεται, αλλά δεν φτάνει μέχρι το τέλος, αφού υπάρχει μια ισορροπία στο σύστημα.

υδροϊωδιούχο

Ιωδιούχο υδρογόνο
Είναι κοινά
Συστηματική ονομασία	Ιωδιούχο υδρογόνο
Χημική φόρμουλα	ΓΕΙΑ
Σχετ. molek. βάρος	127.904 α. τρώω.
Μοριακή μάζα	127,904 g/mol
Φυσικές ιδιότητες
Πυκνότητα ύλης	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm3
Κατάσταση (st. conv.)	άχρωμο αέριο
Θερμικές Ιδιότητες
Θερμοκρασία τήξης	-50,80 °C
Θερμοκρασία βρασμού	-35,36 °C
Θερμοκρασία αποσύνθεσης	300°C
Κρίσιμο σημείο	150,7°C
Ενθαλπία (αγ. αρβ.)	26,6 kJ/mol
Χημικές ιδιότητες
pK α	- 10
Διαλυτότητα στο νερό	72,47 (20°C) g/100 ml
Ταξινόμηση
Αριθμός CAS

Ιωδιούχο υδρογόνοΤο HI είναι ένα άχρωμο ασφυκτικό αέριο που καπνίζει έντονα στον αέρα. Ασταθής, αποσυντίθεται στους 300 °C.

Το ιωδιούχο υδρογόνο είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Σχηματίζει ένα αζεότροπο που βράζει στους 127°C με συγκέντρωση HI 57%.

Παραλαβή

Στη βιομηχανία, το HI λαμβάνεται με την αντίδραση του I 2 με την υδραζίνη, η οποία οδηγεί επίσης σε N 2:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Στο εργαστήριο, το HI μπορεί επίσης να ληφθεί χρησιμοποιώντας τις ακόλουθες αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Ή με υδρόλυση ιωδιούχου φωσφόρου:

PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

Το υδρογόνο ιώδιο λαμβάνεται επίσης από την αλληλεπίδραση απλών ουσιών H 2 και I 2. Αυτή η αντίδραση συμβαίνει μόνο όταν θερμαίνεται και δεν προχωρά μέχρι το τέλος, αφού στο σύστημα υπάρχει ισορροπία:

H 2 + I 2 → 2HI

Ιδιότητες

Ένα υδατικό διάλυμα ΗΙ ονομάζεται υδροϊωδικό οξύ(άχρωμο υγρό με πικάντικη οσμή). Το υδροϊωδικό οξύ είναι το ισχυρότερο οξύ. Τα άλατα του υδροϊωδικού οξέος ονομάζονται ιωδίδια.

Το ιωδιούχο υδρογόνο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Όταν στέκεται, ένα υδατικό διάλυμα HI γίνεται καφέ λόγω της σταδιακής οξείδωσής του με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο και της απελευθέρωσης μοριακού ιωδίου:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

Το HI είναι ικανό να αναγάγει το πυκνό θειικό οξύ σε υδρόθειο:

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

Όπως και άλλα υδραλογονίδια, το HI προσθέτει σε πολλαπλούς δεσμούς (αντίδραση ηλεκτροφιλικής προσθήκης):

HI + H 2 C \u003d CH 2 → H 3 CCH 2 I

Εφαρμογή

Το ιώδιο υδρογόνου χρησιμοποιείται στα εργαστήρια ως αναγωγικός παράγοντας σε πολλές οργανικές συνθέσεις, καθώς και για την παρασκευή διαφόρων ενώσεων που περιέχουν ιώδιο.

Βιβλιογραφία

• Akhmetov N.S. "Γενική και ανόργανη χημεία" Μ.: Γυμνάσιο, 2001

Ίδρυμα Wikimedia. 2010 .

Δείτε τι είναι το "Ιωδιούχο υδρογόνο" σε άλλα λεξικά:

Δείτε τον Yod...

C2H5I Ε. ιωδίδιο, υγρό, σημείο βρασμού 72,34°; D14,5 = 1,9444. Το φρεσκοπαρασκευασμένο E. iodide είναι άχρωμο, γίνεται καφέ κατά την παραμονή και αποσυντίθεται με την απελευθέρωση ελεύθερου ιωδίου. Έχει έντονο αιθέριο άρωμα. Ανάβει δυνατά. Αναφλέγεται, ...... εγκυκλοπαιδικό λεξικόΦΑ. Brockhaus και I.A. Έφρον

- (χημικό) ένα από τα στοιχεία της ομάδας αλογόνου, χημικό σύμβολο J, ατομικό βάρος 127, σύμφωνα με το Stas 126.85 (O = 16), που ανακαλύφθηκε από τον Courtois το 1811 στη μητρική άλμη της τέφρας φύκι. Η φύση του, ως στοιχείο, καθιερώθηκε από τον Gay Lussac και είναι πιο κοντά του ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

- (επίσης μεθυλο υδρογόνο, φορένιο) κορεσμένος υδρογονάνθρακας σύνθεσης CH4, το πρώτο μέλος της σειράς CnH2n + n, μια από τις απλούστερες ενώσεις άνθρακα γύρω από την οποία ομαδοποιούνται όλες οι άλλες και από την οποία μπορούν να παραχθούν μέσω της υποκατάστασης ατόμων ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

Οι αλχημιστές δέχτηκαν ότι τα μέταλλα είναι πολύπλοκα σώματα, που αποτελούνται από πνεύμα, ψυχή και σώμα, ή υδράργυρο, θείο και αλάτι. από το πνεύμα ή τον υδράργυρο, δεν κατανοούσαν τον συνηθισμένο υδράργυρο, αλλά την πτητικότητα και τις μεταλλικές ιδιότητες, για παράδειγμα, τη λαμπρότητα, την ευκαμψία. κάτω από το γκρίζο (ψυχή) ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

Τα φαινόμενα χημικής ισορροπίας καλύπτουν την περιοχή των ημιτελών μετασχηματισμών, δηλαδή τέτοιες περιπτώσεις που ο χημικός μετασχηματισμός ενός συστήματος υλικού δεν ολοκληρώνεται μέχρι το τέλος, αλλά σταματά αφού ένα μέρος της ουσίας υποστεί αλλαγή. ΣΕ… … Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

- (χημ., Γαλλικά Phosphore, Γερμανικά Phosphor, Αγγλικά και Λατινικά Phosphorus, από όπου προέρχεται η ονομασία P, μερικές φορές Ph, ατομικό βάρος 31 [B μοντέρνοι καιροίτο ατομικό βάρος του F. που βρέθηκε (van der Plaats) είναι το εξής: 30,93 με την αποκατάσταση ενός ορισμένου βάρους μετάλλου F. ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

- (χημ.). Αυτό είναι το όνομα τεσσάρων στοιχειωδών σωμάτων που ανήκουν στην έβδομη ομάδα του περιοδικού συστήματος στοιχείων: φθόριο F \u003d 19, χλώριο Cl \u003d 3,5, βρώμιο Br \u003d 80 και ιώδιο J \u003d 127. Τα τελευταία τρία είναι πολύ παρόμοια μεταξύ τους ... και είναι πολύ παρόμοια μεταξύ τους ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

Ή αλογόνα (χημ.) Έτσι, τέσσερα στοιχειώδη σώματα που βρίσκονται στην έβδομη ομάδα του περιοδικού συστήματος στοιχείων ονομάζονται: φθόριο F \u003d 19, χλώριο Cl \u003d 3,5, βρώμιο Br \u003d 80 και ιώδιο J \u003d 127 το ένα και το κόστος είναι πολύ παρόμοιο με τα τρία τελευταία, φθόριο. Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

Υδρογονάνθρακας της περιοριστικής σειράς C2H4. βρίσκεται στη φύση, σε εκκρίσεις από το έδαφος ελαιοφόρων περιοχών. Λαμβάνεται τεχνητά για πρώτη φορά από τους Kolbe και Frankland το 1848 υπό τη δράση μεταλλικού καλίου σε προπιονιτρίλιο, από αυτούς το επόμενο 1849 ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό F.A. Brockhaus και I.A. Έφρον

Τα οξέα μπορούν να ταξινομηθούν σύμφωνα με διαφορετικά κριτήρια:

1) Η παρουσία ατόμων οξυγόνου στο οξύ

2) Βασικότητα οξέων

Η βασικότητα ενός οξέος είναι ο αριθμός των «κινητών» ατόμων υδρογόνου στο μόριό του, ικανά να αποσπαστούν από το μόριο του οξέος με τη μορφή κατιόντων υδρογόνου H + κατά τη διάσταση και επίσης να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου:

4) Διαλυτότητα

5) Βιωσιμότητα

7) Οξειδωτικές ιδιότητες

Χημικές ιδιότητες οξέων

1. Ικανότητα διάσπασης

Τα οξέα διασπώνται σε υδατικά διαλύματα σε κατιόντα υδρογόνου και υπολείμματα οξέος. Όπως αναφέρθηκε ήδη, τα οξέα διακρίνονται σε καλά διαχωριστικά (ισχυρά) και σε χαμηλή διάσταση (ασθενή). Όταν γράφετε την εξίσωση διάστασης για ισχυρά μονοβασικά οξέα, χρησιμοποιείται είτε ένα βέλος που δείχνει προς τα δεξιά () είτε ένα σύμβολο ίσου (=), το οποίο στην πραγματικότητα δείχνει τη μη αναστρέψιμη τέτοια διάσταση. Για παράδειγμα, η εξίσωση διάστασης για ισχυρό υδροχλωρικό οξύ μπορεί να γραφτεί με δύο τρόπους:

ή με αυτή τη μορφή: HCl \u003d H + + Cl -

ή σε αυτό: HCl → H + + Cl -

Στην πραγματικότητα, η κατεύθυνση του βέλους μας λέει ότι η αντίστροφη διαδικασία συνδυασμού κατιόντων υδρογόνου με όξινα υπολείμματα (σύνδεση) σε ισχυρά οξέα πρακτικά δεν συμβαίνει.

Σε περίπτωση που θέλουμε να γράψουμε την εξίσωση για τη διάσταση ενός ασθενούς μονοβασικού οξέος, πρέπει να χρησιμοποιήσουμε δύο βέλη αντί για το πρόσημο στην εξίσωση. Αυτό το σημάδι αντανακλά την αναστρεψιμότητα της διάστασης των ασθενών οξέων - στην περίπτωσή τους, η αντίστροφη διαδικασία συνδυασμού κατιόντων υδρογόνου με όξινα υπολείμματα είναι έντονα έντονη:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Τα πολυβασικά οξέα διασπώνται σε βήματα, δηλ. Τα κατιόντα υδρογόνου δεν αποσπώνται από τα μόριά τους ταυτόχρονα, αλλά με τη σειρά τους. Για το λόγο αυτό, η διάσταση τέτοιων οξέων εκφράζεται όχι με μία, αλλά με πολλές εξισώσεις, ο αριθμός των οποίων είναι ίσος με τη βασικότητα του οξέος. Για παράδειγμα, η διάσταση του τριβασικού φωσφορικού οξέος προχωρά σε τρία στάδια με τη διαδοχική αποκόλληση των κατιόντων H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Πρέπει να σημειωθεί ότι κάθε επόμενο στάδιο διάσπασης προχωρά σε μικρότερο βαθμό από το προηγούμενο. Δηλαδή, τα μόρια H 3 PO 4 διασπώνται καλύτερα (σε μεγαλύτερο βαθμό) από τα ιόντα H 2 PO 4 —, τα οποία, με τη σειρά τους, διασπώνται καλύτερα από τα ιόντα HPO 4 2-. Το φαινόμενο αυτό σχετίζεται με αύξηση του φορτίου των όξινων υπολειμμάτων, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η ισχύς του δεσμού μεταξύ αυτών και των θετικών ιόντων Η+.

Από τα πολυβασικά οξέα, το θειικό οξύ αποτελεί εξαίρεση. Εφόσον αυτό το οξύ διαχωρίζεται καλά και στα δύο στάδια, επιτρέπεται να γράψουμε την εξίσωση της διάστασής του σε ένα στάδιο:

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

2. Αλληλεπίδραση οξέων με μέταλλα

Το έβδομο σημείο στην ταξινόμηση των οξέων, υποδείξαμε τις οξειδωτικές τους ιδιότητες. Επισημάνθηκε ότι τα οξέα είναι αδύναμα οξειδωτικά και ισχυρά οξειδωτικά. Η συντριπτική πλειονότητα των οξέων (πρακτικά όλα εκτός από H 2 SO 4 (συμπυκν.) και HNO 3) είναι ασθενείς οξειδωτικοί παράγοντες, αφού μπορούν να δείξουν την οξειδωτική τους ικανότητα μόνο λόγω κατιόντων υδρογόνου. Τέτοια οξέα μπορούν να οξειδωθούν από μέταλλα μόνο εκείνα που βρίσκονται στη σειρά δραστηριότητας στα αριστερά του υδρογόνου, ενώ το άλας του αντίστοιχου μετάλλου και το υδρογόνο σχηματίζονται ως προϊόντα. Για παράδειγμα:

H 2 SO 4 (διαφορ.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Όσο για τα ισχυρά οξειδωτικά οξέα, π.χ. H 2 SO 4 (συμπ.) και HNO 3, τότε ο κατάλογος των μετάλλων στα οποία δρουν είναι πολύ ευρύτερος και περιλαμβάνει τόσο όλα τα μέταλλα μέχρι το υδρογόνο στη σειρά δραστηριότητας όσο και σχεδόν τα πάντα μετά. Δηλαδή, το πυκνό θειικό οξύ και το νιτρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης, για παράδειγμα, θα οξειδώσουν ακόμη και τέτοια ανενεργά μέταλλα όπως ο χαλκός, ο υδράργυρος και ο άργυρος. Πιο αναλυτικά, η αλληλεπίδραση του νιτρικού οξέος και του πυκνού θειικού οξέος με τα μέταλλα, καθώς και ορισμένες άλλες ουσίες λόγω της ιδιαιτερότητάς τους, θα εξεταστούν χωριστά στο τέλος αυτού του κεφαλαίου.

3. Αλληλεπίδραση οξέων με βασικά και αμφοτερικά οξείδια

Τα οξέα αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια. Το πυριτικό οξύ, δεδομένου ότι είναι αδιάλυτο, δεν αντιδρά με βασικά οξείδια χαμηλής δράσης και αμφοτερικά οξείδια:

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. Αλληλεπίδραση οξέων με βάσεις και αμφοτερικά υδροξείδια

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Αλληλεπίδραση οξέων με άλατα

Αυτή η αντίδραση προχωρά εάν σχηματιστεί ένα ίζημα, ένα αέριο ή ένα ουσιαστικά ασθενέστερο οξύ από αυτό που αντιδρά. Για παράδειγμα:

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. Ειδικές οξειδωτικές ιδιότητες νιτρικών και πυκνών θειικών οξέων

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, το νιτρικό οξύ σε οποιαδήποτε συγκέντρωση, καθώς και το θειικό οξύ αποκλειστικά σε συμπυκνωμένη κατάσταση, είναι πολύ ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Συγκεκριμένα, σε αντίθεση με άλλα οξέα, οξειδώνουν όχι μόνο μέταλλα που είναι μέχρι υδρογόνου στη σειρά δραστηριότητας, αλλά και σχεδόν όλα τα μέταλλα μετά από αυτήν (εκτός από την πλατίνα και τον χρυσό).

Για παράδειγμα, είναι σε θέση να οξειδώσουν χαλκό, άργυρο και υδράργυρο. Ωστόσο, θα πρέπει να γίνει κατανοητό το γεγονός ότι ορισμένα μέταλλα (Fe, Cr, Al), παρά το γεγονός ότι είναι αρκετά ενεργά (είναι πριν από το υδρογόνο), ωστόσο, δεν αντιδρούν με πυκνό HNO 3 και συμπυκνωμένο H 2 SO 4 χωρίς θέρμανση λόγω του φαινομένου παθητικοποίησης - σχηματίζεται προστατευτική μεμβράνη στην επιφάνεια τέτοιων στερεών και συμπυκνωμένων μετάλλων. νιτρικά οξέα να διεισδύσουν βαθιά στο μέταλλο για να προχωρήσει η αντίδραση. Ωστόσο, με ισχυρή θέρμανση, η αντίδραση συνεχίζεται.

Στην περίπτωση αλληλεπίδρασης με μέταλλα, τα απαιτούμενα προϊόντα είναι πάντα το αλάτι του αντίστοιχου μετάλλου και το οξύ που χρησιμοποιείται, καθώς και το νερό. Ένα τρίτο προϊόν επίσης απομονώνεται πάντα, ο τύπος του οποίου εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, ιδίως, όπως η δραστηριότητα των μετάλλων, καθώς και η συγκέντρωση των οξέων και η θερμοκρασία των αντιδράσεων.

Η υψηλή οξειδωτική ισχύς των συμπυκνωμένων θειικών και συμπυκνωμένων νιτρικών οξέων τους επιτρέπει να αντιδρούν όχι μόνο με όλα σχεδόν τα μέταλλα της περιοχής δραστικότητας, αλλά ακόμη και με πολλά στερεά αμέταλλα, ιδίως με φώσφορο, θείο και άνθρακα. Ο παρακάτω πίνακας δείχνει καθαρά τα προϊόντα της αλληλεπίδρασης θειικού και νιτρικού οξέος με μέταλλα και αμέταλλα, ανάλογα με τη συγκέντρωση:

7. Μειωτικές ιδιότητες των ανοξικών οξέων

Όλα τα ανοξικά οξέα (εκτός από το HF) μπορούν να εμφανίσουν αναγωγικές ιδιότητες λόγω του χημικού στοιχείου που αποτελεί μέρος του ανιόντος, υπό τη δράση διαφόρων οξειδωτικών παραγόντων. Έτσι, για παράδειγμα, όλα τα υδραλογονικά οξέα (εκτός από HF) οξειδώνονται από το διοξείδιο του μαγγανίου, το υπερμαγγανικό κάλιο, το διχρωμικό κάλιο. Σε αυτή την περίπτωση, τα ιόντα αλογονιδίου οξειδώνονται σε ελεύθερα αλογόνα:

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

Μεταξύ όλων των υδραλογονικών οξέων, το υδροϊωδικό οξύ έχει τη μεγαλύτερη αναγωγική δράση. Σε αντίθεση με άλλα υδραλογονικά οξέα, ακόμη και το οξείδιο του σιδήρου και τα άλατα μπορούν να το οξειδώσουν.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Το υδροσουλφιδικό οξύ H 2 S έχει επίσης υψηλή αναγωγική δράση.Ακόμα και ένας οξειδωτικός παράγοντας όπως το διοξείδιο του θείου μπορεί να το οξειδώσει.

Κατεβάστε

Περίληψη με θέμα:

Ιωδιούχο υδρογόνο

Σχέδιο:

Εισαγωγή

• 1 Λήψη
• 2 Ιδιότητες
• 3 Εφαρμογή
Βιβλιογραφία

Εισαγωγή

Ιωδιούχο υδρογόνοΤο HI είναι ένα άχρωμο ασφυκτικό αέριο που καπνίζει έντονα στον αέρα. Διαλύουμε καλά στο νερό, σχηματίζουμε αζεοτροπικό μείγμα με Tbp 127 °C και συγκέντρωση HI 57%. Ασταθής, αποσυντίθεται στους 300 °C.

1. Απόδειξη

Στη βιομηχανία, το HI λαμβάνεται με την αντίδραση ιωδίου με υδραζίνη:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Στο εργαστήριο, το HI μπορεί να ληφθεί χρησιμοποιώντας αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:

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

Το υδρογόνο ιώδιο λαμβάνεται επίσης από την αλληλεπίδραση απλών ουσιών. Αυτή η αντίδραση συμβαίνει μόνο όταν θερμαίνεται και δεν προχωρά μέχρι το τέλος, αφού στο σύστημα υπάρχει ισορροπία:

H 2 + I 2 → 2HI

2. Ιδιότητες

Ένα υδατικό διάλυμα ΗΙ ονομάζεται υδροϊωδικό οξύ(άχρωμο υγρό με πικάντικη οσμή). Το υδροϊωδικό οξύ είναι ένα ισχυρό οξύ. Τα άλατα του υδροϊωδικού οξέος ονομάζονται ιωδίδια. Σε 100 γρ νερό σε κανονική πίεσηκαι 20ºC διαλύει 132 g HI, και στους 100ºC - 177 g. Το 45% υδροϊωδικό οξύ έχει πυκνότητα 1,4765 g/cm 3 .

Το ιωδιούχο υδρογόνο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Όταν στέκεται, ένα υδατικό διάλυμα HI γίνεται καφέ λόγω της σταδιακής οξείδωσής του με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο και της απελευθέρωσης μοριακού ιωδίου:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

Το HI είναι ικανό να αναγάγει το πυκνό θειικό οξύ σε υδρόθειο:

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

Όπως και άλλα υδραλογονίδια, το HI προσθέτει σε πολλαπλούς δεσμούς (αντίδραση ηλεκτροφιλικής προσθήκης):

HI + H 2 C \u003d CH 2 → H 3 CCH 2 I

Κατά την υδρόλυση ιωδιδίων ορισμένων μετάλλων χαμηλότερης οξείδωσης, απελευθερώνεται υδρογόνο: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Τα αλκαλικά ιωδίδια έχουν τις ακόλουθες ιδιότητες: Δείκτης NaI KI NH 4 I Πυκνότητα g/cm3 3,67 3,12 2,47 Σημείο τήξεως ºC 651 723 557 (εξάχνωση) Διαλυτότητα 20ºC 178,7 144 172000 C ity 37, 5% διάλυμα 1,8038 1,731 Διαλυτότητα: g ανά 100 g νερού

Κάτω από τη δράση του φωτός, τα αλκαλικά άλατα αποσυντίθενται, απελευθερώνοντας I 2, που τους δίνει ένα κίτρινο χρώμα. Τα ιωδίδια λαμβάνονται με την αλληλεπίδραση ιωδίου με αλκάλια παρουσία αναγωγικών παραγόντων που δεν σχηματίζουν στερεά παραπροϊόντα: μυρμηκικό οξύ, φορμαλδεΰδη, υδραζίνη: 2K 2 CO 3 + 2I 2 + HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Τα θειώδη μπορούν επίσης να χρησιμοποιηθούν με το προϊόν. Χωρίς πρόσθετα αναγωγικών παραγόντων, κατά την παρασκευή αλκαλικών αλάτων, μαζί με ιωδιούχο, σχηματίζεται ιωδικό MIO 3 (1 μέρος έως 5 μέρη ιωδίου).

Τα ιόντα Cu 2+, όταν αλληλεπιδρούν με ιωδίδια, δίδουν εύκολα ελάχιστα διαλυτά άλατα μονοσθενούς χαλκού CuI: 2NaI + CuSO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → 2CuI + 2Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 [Ksenzenko V. I. I. και σύνθετες της τεχνολογίας τους. "Μ., Χημεία, 1995, - 432s.]

3. Εφαρμογή

Το ιώδιο υδρογόνου χρησιμοποιείται στα εργαστήρια ως αναγωγικός παράγοντας σε πολλές οργανικές συνθέσεις, καθώς και για την παρασκευή διαφόρων ενώσεων που περιέχουν ιώδιο.

Οι αλκοόλες, τα αλογονίδια και τα οξέα ανάγεται με ΗΙ, δίνοντας αλκάνια [Nesmeyanov Α. Ν., Nesmeyanov Ν. Α. "Principles of organic chemistry τόμος 1" Μ., 1969 σελ. 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Κάτω από τη δράση του HI στις πεντόζες, τις μετατρέπει όλες σε δευτεροταγές αμυλοϊωδίδιο: CH2CH2CH2CHICH3 και τις εξόζες σε δευτεροταγές n-εξυλο ιωδίδιο. [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. "Principles of Organic Chemistry Vol. 1" M., 1969 σελ. 440]. Τα παράγωγα ιωδίου είναι τα πιο εύκολα στην αποκατάσταση, ορισμένα παράγωγα χλωρίου δεν αποκαθίστανται καθόλου. Οι τριτοταγείς αλκοόλες είναι οι πιο εύκολο να ανακτηθούν. Οι πολυϋδρικές αλκοόλες αντιδρούν επίσης υπό ήπιες συνθήκες, δίνοντας συχνά δευτεροταγή ιωδοαλκύλια. ["Παρασκευαστική οργανική χημεία" Μ., Πολιτεία. n.t. Εκδοτικός Οίκος Χημ. λογοτεχνία, 1959 σελ. 499 και V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

Το HI αποσυντίθεται γρήγορα παρουσία φωτός. Αντιδρά με το οξυγόνο του αέρα για να δώσει Ι2 και νερό. Το πυκνό θειικό οξύ οξειδώνει επίσης το HI. Το διοξείδιο του θείου, αντίθετα, μειώνει το I 2: I 2 + SO 2 + 2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

Το HI, όταν θερμαίνεται, διασπάται σε υδρογόνο και I2, γεγονός που καθιστά δυνατή τη λήψη υδρογόνου με χαμηλό ενεργειακό κόστος.

Βιβλιογραφία

• Akhmetov N. S. "Γενική και ανόργανη χημεία" M.: Γυμνάσιο, 2001

Κατεβάστε
Αυτή η περίληψη βασίζεται σε ένα άρθρο από τη ρωσική Wikipedia. Ο συγχρονισμός ολοκληρώθηκε στις 13/07/11 23:37:03
Παρόμοιες περιλήψεις:

Είναι άχρωμο και αναμιγνύεται εύκολα με το νερό. Εκατό χιλιοστόλιτρα υγρού περιέχουν 132 γραμμάρια υδροϊωδίου. Αυτό είναι σε κανονική πίεση και θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμανθεί στους 100 βαθμούς, ήδη 177 γραμμάρια διαλύονται στο νερό. Ας μάθουμε τι είναι ικανή η λύση που προκύπτει.

Ιδιότητες υδροϊωδικού οξέος

Όντας ισχυρή, η σύνδεση εκδηλώνεται ως τυπική. Αυτό εκφράζεται, για παράδειγμα, σε αντιδράσεις με . Η αλληλεπίδραση γίνεται με όσους από αυτούς βρίσκονται στα αριστερά. Στη θέση αυτού του στοιχείου ανεβαίνει το άτομο.

Αποδεικνύεται ιωδιούχος. Το υδρογόνο διαφεύγει. Με άλατα υδροϊωδικό οξύαντιδρά και στην περίπτωση της έκλυσης αερίου. Πιο σπάνια, η αλληλεπίδραση έχει ως αποτέλεσμα την κατακρήμνιση ενός από τα προϊόντα του.

Η ηρωίδα του άρθρου αντιδρά και με βασικά οξείδια, όπως άλλα ισχυρά. Τα βασικά οξείδια είναι ενώσεις με οξυγόνο μετάλλων με την πρώτη ή τη δεύτερη κατάσταση οξείδωσης. Η αλληλεπίδραση οδηγεί στην απελευθέρωση νερού και στην παραγωγή ιωδίου, δηλαδή άλατα υδροϊωδικού οξέος.

Νερό δίνει και η αντίδραση της ηρωίδας με τις βάσεις και. Αλληλεπίδραση χαρακτηριστική των δυνατών. Ωστόσο, οι περισσότερες ουσίες είναι τριβασικές. Αυτό δείχνει την περιεκτικότητα του μορίου σε 3 άτομα υδρογόνου.

Σε μια ένωση υδροϊωδίου, υπάρχει μόνο ένα άτομο αερίου, που σημαίνει ότι η ουσία είναι μονοβασική. Επιπλέον, αναφέρεται σε χωρίς οξυγόνο. Ως υδροχλωρικό γράφεται HCl, έτσι τύπος υδροϊωδικού οξέος- ΓΕΙΑ. Βασικά, είναι αέριο. Τι γίνεται με το υδατικό διάλυμα; Θεωρείται αληθινό, αλλά σπάνια βρίσκεται στα εργαστήρια. Το πρόβλημα είναι η αποθήκευση της λύσης.

Δυνατό επανορθωτικό ιδιότητες του υδροϊωδικού οξέοςοδηγούν σε ταχεία οξείδωση. Στο τέλος, παραμένει καθαρό νερόκαι ένα καφέ ίζημα στο κάτω μέρος του σωλήνα. Αυτό είναι το διιωδικό ιώδιο. Δηλαδή, σε λύση, η ηρωίδα είναι βραχύβια.

Η διαδικασία της «διαφθοράς» είναι αναπόφευκτη. Όμως, υπάρχει τρόπος να αποκατασταθεί η ηρωίδα του άρθρου. Κάντε το με . αποστάχθηκε παρουσία του. Χρειαζόμαστε μια αδρανή ατμόσφαιρα, για παράδειγμα, από αργό ή διοξείδιο του άνθρακα.

Μια εναλλακτική λύση του φωσφόρου είναι το όξινο δισόξινο φωσφορικό με τον τύπο Η (PH 2 O 2). Θετική επίδραση έχει και η παρουσία υδρόθειου κατά την απόσταξη υδροϊωδίου. Επομένως, μην πετάξετε το στρωματοποιημένο μείγμα και ανακατέψτε φρέσκα αντιδραστήρια. μπορεί να αποκατασταθεί.

Μέχρι να οξειδωθεί το ιώδιο στο διάλυμα, το υγρό είναι άχρωμο και μυρίζει έντονα. Το διάλυμα είναι αζεοτροπικό. Αυτό σημαίνει ότι όταν βράζει, η σύνθεση του μείγματος παραμένει ίδια. Η εξάτμιση και η υγρή φάση βρίσκονται σε ισορροπία. Το υδροιώδιο, παρεμπιπτόντως, δεν βράζει στους 100, αλλά στους 127 βαθμούς Κελσίου. Εάν θερμανθεί στους 300, η ​​ουσία θα αποσυντεθεί.

Τώρα, ας μάθουμε γιατί στη σειρά του ισχυρού υδρογόνου το ιώδιο θεωρείται το ισχυρότερο. Αρκετό παράδειγμα αλληλεπίδρασης με «συναδέλφους». Έτσι, «συναντώντας» ένα θειικό συμπύκνωμα, το υδροιώδιο το ανάγει σε υδρόθειο. Εάν η ένωση θείου συναντηθεί με άλλες, θα λειτουργήσει ως αναγωγικός παράγοντας.

Η ικανότητα δωρεάς ατόμων υδρογόνου είναι η κύρια ιδιότητα. Αυτά τα άτομα συνδέονται με άλλα στοιχεία, σχηματίζονται νέα μόρια. Εδώ είναι η διαδικασία ανάκτησης. Οι αντιδράσεις αποκατάστασης αποτελούν επίσης τη βάση της παραλαβής της ηρωίδας του άρθρου.

Λήψη υδροϊωδικού οξέος

Λόγω της αστάθειας, η ένωση υδροϊωδίου καπνίζει ενεργά. Δεδομένης της καυστικότητας των ατμών, συνεργάζονται με την ηρωίδα του άρθρου μόνο σε εργαστηριακές συνθήκες. Συνήθως, παίρνουν υδρόθειο και ιώδιο. Λαμβάνεται η ακόλουθη αντίδραση: H 2 S + I 2 à S + 2HI. Το στοιχειώδες, που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης, κατακρημνίζεται.

Μπορείτε επίσης να πάρετε ένα αντιδραστήριο συνδυάζοντας ένα εναιώρημα ιωδίου, νερού και οξειδίου του θείου. Το αποτέλεσμα θα είναι το θειικό οξύ και η ηρωίδα του άρθρου. Η εξίσωση της αντίδρασης μοιάζει με αυτό: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

Ο τρίτος τρόπος λήψης υδροϊωδίου είναι ο συνδυασμός ιωδιούχου καλίου και. Στην έξοδο, εκτός από την ηρωίδα του άρθρου, θα ληφθεί όξινο ορθοφωσφορικό κάλιο. Το υδρογόνο ιώδιο απελευθερώνεται ως αέριο σε όλες τις αντιδράσεις. Παγιδευμένος με νερό, παίρνοντας λύση. Ο σωλήνας μέσω του οποίου ρέει το αέριο δεν πρέπει να κατέβει στο υγρό.

Σε μεγάλες επιχειρήσεις, το υδροιώδιο παράγεται από την αντίδραση του ιωδίου με την υδραζίνη. Το τελευταίο, όπως και η ηρωίδα του άρθρου, είναι άχρωμο και μυρίζει έντονα. Το χημικό αρχείο της αλληλεπίδρασης μοιάζει με αυτό: - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Όπως μπορείτε να δείτε, η αντίδραση δίνει μεγαλύτερη «απαγωγή» υδροϊωδίου από τις εργαστηριακές μεθόδους.

Παραμένει μια προφανής, αλλά δυσμενής επιλογή - η αλληλεπίδραση καθαρών στοιχείων. Η πολυπλοκότητα της αντίδρασης είναι ότι προχωρά μόνο όταν θερμαίνεται. Επιπλέον, η ισορροπία εγκαθίσταται γρήγορα στο σύστημα.

Αυτό εμποδίζει την αντίδραση να φτάσει στο τέλος της. Ισορροπία στη χημεία ονομάζεται το σημείο που το σύστημα αρχίζει να αντιστέκεται στην πρόσκρουση πάνω του. Έτσι, ο συνδυασμός στοιχειακού ιωδίου και υδρογόνου είναι απλώς ένα κεφάλαιο στα εγχειρίδια χημείας, όχι μια πρακτική μέθοδος.

Η χρήση του υδροϊωδικού οξέος

Όπως και άλλοι, υδροϊωδικό οξύ - ηλεκτρολύτης. Η ηρωίδα του άρθρου είναι ικανή να αποσυντεθεί σε ιόντα, μέσω των οποίων «τρέχει» το ρεύμα. Για αυτήν την εκτέλεση, πρέπει να τοποθετήσετε την κάθοδο και την άνοδο στο διάλυμα. Το ένα είναι θετικά φορτισμένο, το άλλο αρνητικά.

Οι προκύπτοντες πόροι χρησιμεύουν σε πυκνωτές. Οι ηλεκτρολύτες χρησιμοποιούνται ως πηγές ρεύματος και ως μέσο για επιχρύσωση, ασημοποίηση μετάλλων και εφαρμογή άλλων επικαλύψεων σε αυτά.
Οι βιομήχανοι χρησιμοποιούν επίσης τις αναγωγικές ιδιότητες του υδροϊωδίου. Ισχυρή αγορά για οργανικές συνθέσεις. Έτσι, οι αλκοόλες μειώνονται με υδροιώδιο σε αλκάνια. Περιλαμβάνουν όλα . Πριν από τα αλκάνια, η ηρωίδα του άρθρου αποκαθιστά, με τον ίδιο τρόπο, αλογονίδια και άλλα.

Μόνο ορισμένα παράγωγα χλωρίου δεν μπορούν να αναχθούν με υδρογόνο. Λαμβάνοντας υπόψη αυτό, λίγοι άνθρωποι είναι λυπημένοι. Αν στο εργαστήριο το υδροϊωδικό οξύ εξουδετερώθηκεσημαίνει ότι η εταιρεία χρηματοδοτείται καλά. Ας εξοικειωθούμε με τις τιμές για το αντιδραστήριο.

Η τιμή του υδροϊωδικού οξέος

Για τα εργαστήρια, το υδροιώδιο πωλείται σε λίτρα. Αποθηκεύστε το αντιδραστήριο στο σκοτάδι. Στο φως, το υγρό γίνεται γρήγορα καφέ, αποσυντίθεται σε νερό και ιωδική δίοδο. Το δοχείο είναι καλά κλεισμένο. Η ηρωίδα του άρθρου δεν διαβρώνει το πλαστικό. Εδώ αποθηκεύεται το αντιδραστήριο.

Η ζήτηση είναι 57 τοις εκατό. Σπάνια συμβαίνει σε αποθήκες, γίνεται κυρίως κάτω. Η τιμή συνήθως ορίζεται σε ευρώ. Σε μεταφραση βγαινει τουλαχιστον 60.000. Σε ευρω ειναι για 1.000. Οποτε αγοραζουν αντιδραστήριο οσο χρειάζεται. Αν υπάρχει εναλλακτική, πάρτε την. Το υδροιώδιο δεν είναι μόνο το ισχυρότερο, αλλά και το πιο ακριβό.