Formule d'acide iodhydrique

Propriétés

Acide iodhydrique, ou iodure d'hydrogène, dans conditions normales est un gaz incolore avec une odeur âcre et suffocante qui fume bien lorsqu'il est exposé à l'air. Il se dissout bien dans l'eau, tout en formant un mélange azéotropique. L'acide iodhydrique n'est pas stable en température. Il se décompose donc à 300°C. À une température de 127 °C, l'iodure d'hydrogène commence à bouillir.

L'acide iodhydrique est un agent réducteur très puissant. Au repos, la solution de bromure d'hydrogène devient brune en raison de son oxydation progressive avec l'air et de l'iode moléculaire est libéré.

4НI + О2 -> 2H2О + 2I2

Le bromure d'hydrogène peut réduire l'acide sulfurique concentré en sulfure d'hydrogène :

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Tout comme les autres halogénures d'hydrogène, l'iodure d'hydrogène est ajouté à de multiples liaisons par une réaction électrophile :

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Acide iodhydrique - Fort ou faible

L'acide iodhydrique est le plus fort. Ses sels sont appelés iodures.

Reçu

Industriellement, l'iodure d'hydrogène est produit à partir de la réaction de molécules d'iode avec l'hydrazine, qui produit également des molécules d'azote (N).

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Dans des conditions de laboratoire, l'acide iodhydrique peut être obtenu par des réactions redox :

Н2S + I2 = S (dans les sédiments) + 2НI

Ou hydrolyse de l'iodure de phosphore :

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

L'acide iodhydrique peut également être produit par l'interaction de molécules d'hydrogène et d'iode. Cette réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée, mais ne va pas jusqu'au bout, car l'équilibre s'établit dans le système.

Iodure d'hydrogène

Iodure d'hydrogène
Sont communs
Nom systématique	Iodure d'hydrogène
Formule chimique	SALUT
Rel. moléculaire poids	127.904 a. manger.
Masse molaire	127,904 g/mole
Propriétés physiques
Densité de matière	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm³
État (état standard)	gaz incolore
Propriétés thermiques
Température de fusion	–50,80 °C
Température d'ébullition	–35,36 °C
température de décomposition	300 °C
Point critique	150,7 °C
Enthalpie (st. conv.)	26,6 kJ/mole
Propriétés chimiques
pKa	- 10
solubilité dans l'eau	72,47 (20 °C) g/100 ml
Classification
Numero CAS

Iodure d'hydrogène L'HI est un gaz incolore et asphyxiant qui fume fortement dans l'air. Instable, se décompose à 300 °C.

L'iodure d'hydrogène est très soluble dans l'eau. Il forme un azéotrope bouillant à 127 °C avec une concentration HI de 57 %.

Reçu

Dans l'industrie, HI est obtenu par la réaction de I 2 avec l'hydrazine, qui produit également du N 2 :

2 Je 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

En laboratoire, l'HI peut également être obtenu à l'aide des réactions redox suivantes :

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Ou par hydrolyse de l'iodure de phosphore :

PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

L'iodure d'hydrogène est également produit par l'interaction de substances simples H 2 et I 2. Cette réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée et ne se termine pas, car l'équilibre s'établit dans le système :

H 2 + I 2 → 2 HI

Propriétés

Une solution aqueuse de HI est appelée acide iodhydrique(liquide incolore à odeur âcre). L'acide iodhydrique est l'acide le plus fort. Les sels de l'acide iodhydrique sont appelés iodures.

L'iodure d'hydrogène est un puissant agent réducteur. Au repos, la solution aqueuse de HI devient brune en raison de son oxydation progressive par l'oxygène de l'air et de la libération d'iode moléculaire :

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI est capable de réduire l'acide sulfurique concentré en sulfure d'hydrogène :

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

Comme les autres halogénures d'hydrogène, HI s'ajoute à de multiples liaisons (réaction d'addition électrophile) :

HI + H 2 C = CH 2 → H 3 CCH 2 I

Application

L'iodure d'hydrogène est utilisé en laboratoire comme agent réducteur dans de nombreuses synthèses organiques, ainsi que pour la préparation de divers composés contenant de l'iode.

Littérature

• Akhmetov N.S. Master "Chimie générale et inorganique" : Ecole Supérieure, 2001

Fondation Wikimédia. 2010.

Voyez ce qu'est « iodure d'hydrogène » dans d'autres dictionnaires :

Voir l'iode...

Iodure C2H5I E., liquide, point d'ébullition 72,34° ; D14,5 = 1,9444. L'iodure E. fraîchement préparé est incolore, vire au brun au repos et se décompose avec libération d'iode libre. A une forte odeur éthérée. Difficile à allumer. Allumé,... ... Dictionnaire encyclopédique F. Brockhaus et I.A. Éfron

- (chimique) un des éléments du groupe halogène, de signe chimique J, de poids atomique 127, selon Stas 126,85 (O = 16), découvert par Courtois en 1811 dans la saumure mère de cendres algue. Sa nature d'élément a été établie par Gay Lussac et est plus proche de lui... ... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

- (également méthylhydrogène, formène) hydrocarbure saturé de composition CH4, premier membre de la série СnН2n+n, l'un des composés carbonés les plus simples autour duquel tous les autres sont regroupés et à partir duquel ils peuvent être produits par substitution d'atomes. .. ... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Les alchimistes acceptaient que les métaux soient des corps complexes, constitués de l'esprit, de l'âme et du corps, ou du mercure, du soufre et du sel ; par esprit, ou mercure, ils n'entendaient pas le mercure ordinaire, mais la volatilité et les propriétés métalliques, par exemple l'éclat, la malléabilité ; sous le gris (âme)… … Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Les phénomènes d'équilibre chimique couvrent le domaine des transformations incomplètes, c'est-à-dire les cas où la transformation chimique d'un système matériel n'est pas terminée, mais s'arrête après qu'une partie de la substance ait subi un changement. DANS… … Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

- (chimique ; Phosphore French, Phosphor German, Phosphorus English et Lat., d'où la désignation P, parfois Ph ; poids atomique 31 [B les temps modernes Le poids atomique de F. a été trouvé (van der Plaats) à : 30,93 en restituant un certain poids de F. métallique... ... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

- (chimique). C'est le nom donné à quatre corps élémentaires situés dans le septième groupe du tableau périodique des éléments : le fluor F = 19, le chlore Cl = 3,5, le brome Br = 80 et l'iode J = 127. Les trois derniers sont très semblables les uns aux autres. , et le fluor se démarque quelque peu. Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Ou halogènes (chimiques) Ce sont donc les noms de quatre corps élémentaires situés dans le septième groupe du tableau périodique des éléments : fluor F = 19, chlore Cl = 3,5, brome Br = 80 et iode J = 127. Les trois derniers sont très semblables les uns aux autres, et le fluor coûte un peu... ... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Hydrocarbure de la série limite C2H4 ; trouvé dans la nature, dans les sécrétions du sol des zones pétrolifères. Obtenu artificiellement pour la première fois par Kolbe et Frankland en 1848 par action du potassium métallique sur le propionitrile, et par eux en 1849 suivant... ... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Les acides peuvent être classés selon différents critères :

1) La présence d'atomes d'oxygène dans l'acide

2) Basicité de l'acide

La basicité d'un acide est le nombre d'atomes d'hydrogène « mobiles » dans sa molécule, capables de se séparer de la molécule d'acide lors de la dissociation sous forme de cations hydrogène H+, et également remplacés par des atomes métalliques :

4) Solubilité

5) Stabilité

7) Propriétés oxydantes

Propriétés chimiques des acides

1. Capacité à se dissocier

Les acides se dissocient dans les solutions aqueuses en cations hydrogène et en résidus acides. Comme déjà mentionné, les acides sont divisés en acides bien dissociés (forts) et peu dissociés (faibles). Lors de l'écriture de l'équation de dissociation pour les acides monobasiques forts, soit une flèche pointant vers la droite () ou un signe égal (=) est utilisé, ce qui montre qu'une telle dissociation est pratiquement irréversible. Par exemple, l’équation de dissociation de l’acide chlorhydrique fort peut s’écrire de deux manières :

ou sous cette forme : HCl = H++ Cl -

ou de cette façon : HCl → H + + Cl -

En fait, le sens de la flèche nous indique que le processus inverse de combinaison de cations hydrogène avec des résidus acides (association) ne se produit pratiquement pas dans les acides forts.

Si nous voulons écrire l’équation de dissociation pour un acide monoprotique faible, nous devons utiliser deux flèches dans l’équation au lieu du signe. Ce signe reflète la réversibilité de la dissociation des acides faibles - dans leur cas, le processus inverse de combinaison des cations hydrogène avec des résidus acides est fortement prononcé :

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Les acides polybasiques se dissocient progressivement, c'est-à-dire Les cations hydrogène ne sont pas séparés de leurs molécules simultanément, mais un par un. Pour cette raison, la dissociation de tels acides n'est pas exprimée par une, mais par plusieurs équations dont le nombre est égal à la basicité de l'acide. Par exemple, la dissociation de l'acide phosphorique tribasique se déroule en trois étapes avec séparation alternée des cations 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-

Il convient de noter que chaque étape ultérieure de dissociation se produit dans une moindre mesure que la précédente. C'est-à-dire que les molécules H 3 PO 4 se dissocient mieux (dans une plus grande mesure) que les ions H 2 PO 4 -, qui, à leur tour, se dissocient mieux que les ions HPO 4 2-. Ce phénomène est associé à une augmentation de la charge des résidus acides, ce qui entraîne une augmentation de la force de la liaison entre eux et les ions H + positifs.

Parmi les acides polybasiques, l'exception est l'acide sulfurique. Puisque cet acide se dissocie bien dans les deux étapes, il est permis d'écrire l'équation de sa dissociation en une seule étape :

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

2. Interaction des acides avec les métaux

Le septième point de la classification des acides concerne leurs propriétés oxydantes. Il a été dit que les acides sont des agents oxydants faibles et des agents oxydants forts. La grande majorité des acides (presque tous sauf H 2 SO 4 (conc.) et HNO 3) sont des agents oxydants faibles, car ils ne peuvent montrer leur pouvoir oxydant que grâce aux cations hydrogène. De tels acides ne peuvent oxyder que les métaux qui se trouvent dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène, et les produits forment un sel du métal correspondant et de l'hydrogène. Par exemple:

H 2 SO 4 (dilué) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + FeFeCl 2 + H 2

Quant aux acides oxydants forts, c'est-à-dire H 2 SO 4 (conc.) et HNO 3, alors la liste des métaux sur lesquels ils agissent est beaucoup plus large, et elle inclut tous les métaux avant l'hydrogène dans la série d'activités, et presque tout après. Autrement dit, l'acide sulfurique concentré et l'acide nitrique de n'importe quelle concentration, par exemple, oxyderont même les métaux peu actifs tels que le cuivre, le mercure et l'argent. L'interaction de l'acide nitrique et de l'acide sulfurique concentré avec les métaux, ainsi que certaines autres substances, en raison de leur spécificité, sera discutée séparément à la fin de ce chapitre.

3. Interaction des acides avec les oxydes basiques et amphotères

Les acides réagissent avec les oxydes basiques et amphotères. L'acide silicique, puisqu'il est insoluble, ne réagit pas avec les oxydes basiques peu actifs et les oxydes amphotères :

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. Interaction des acides avec les bases et les hydroxydes amphotères

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Interaction des acides avec les sels

Cette réaction se produit si un précipité, un gaz ou un acide nettement plus faible que celui qui réagit se forme. Par exemple:

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. Propriétés oxydantes spécifiques des acides nitrique et sulfurique concentré

Comme mentionné ci-dessus, l'acide nitrique, quelle que soit sa concentration, ainsi que l'acide sulfurique exclusivement à l'état concentré, sont des agents oxydants très puissants. En particulier, contrairement à d'autres acides, ils oxydent non seulement les métaux situés avant l'hydrogène dans la série d'activités, mais aussi presque tous les métaux qui le suivent (à l'exception du platine et de l'or).

Par exemple, ils sont capables d’oxyder le cuivre, l’argent et le mercure. Il faut cependant bien comprendre qu'un certain nombre de métaux (Fe, Cr, Al), bien qu'assez actifs (disponibles avant l'hydrogène), ne réagissent néanmoins pas avec le HNO 3 concentré et le H 2 SO 4 concentré sans chauffage dû au phénomène de passivation - un film protecteur de produits d'oxydation solides se forme à la surface de ces métaux, ce qui ne permet pas aux molécules d'acides sulfurique et nitrique concentrés de pénétrer profondément dans le métal pour que la réaction se produise. Cependant, avec un fort chauffage, la réaction se produit toujours.

En cas d'interaction avec des métaux, les produits obligatoires sont toujours le sel du métal correspondant et l'acide utilisé, ainsi que l'eau. On isole également toujours un troisième produit dont la formule dépend de nombreux facteurs, tels que notamment l'activité des métaux, ainsi que la concentration des acides et la température de réaction.

La capacité oxydante élevée des acides sulfurique et nitrique concentrés leur permet de réagir non seulement avec pratiquement tous les métaux de la série d'activités, mais même avec de nombreux non-métaux solides, en particulier avec le phosphore, le soufre et le carbone. Le tableau ci-dessous montre clairement les produits de l'interaction des acides sulfurique et nitrique avec les métaux et les non-métaux en fonction de la concentration :

7. Propriétés réductrices des acides sans oxygène

Tous les acides sans oxygène (sauf HF) peuvent présenter des propriétés réductrices dues à l'élément chimique inclus dans l'anion sous l'action de divers agents oxydants. Par exemple, tous les acides halohydriques (sauf HF) sont oxydés par le dioxyde de manganèse, le permanganate de potassium et le dichromate de potassium. Dans ce cas, les ions halogénures sont oxydés en halogènes libres :

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

Parmi tous les acides halohydriques, l’acide iodhydrique a la plus grande activité réductrice. Contrairement aux autres acides halohydriques, même l’oxyde de fer ferrique et ses sels peuvent l’oxyder.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

L'acide sulfurique d'hydrogène H 2 S a également une activité réductrice élevée. Même un agent oxydant tel que le dioxyde de soufre peut l'oxyder.

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Résumé sur le sujet :

Iodure d'hydrogène

Plan:

Introduction

• 1 reçu
• 2 Propriétés
• 3 Demande
Littérature

Introduction

Iodure d'hydrogène HI est un gaz incolore et asphyxiant qui fume fortement dans l'air. Il est très soluble dans l'eau, forme un mélange azéotropique avec un point d'ébullition de 127 °C et une concentration HI de 57 %. Instable, se décompose à 300 °C.

1. Reçu

Dans l'industrie, l'HI est obtenu par réaction de l'iode avec l'hydrazine :

2 Je 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

En laboratoire, l'HI peut être obtenu à l'aide de réactions redox :

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

L'iodure d'hydrogène est également produit par l'interaction de substances simples. Cette réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée et ne se termine pas, car l'équilibre s'établit dans le système :

H 2 + I 2 → 2 HI

2. Propriétés

Une solution aqueuse de HI est appelée acide iodhydrique(liquide incolore à odeur âcre). L'acide iodhydrique est un acide fort. Les sels de l'acide iodhydrique sont appelés iodures. Dans 100 g d'eau à pression normale et 20ºC, 132 g de HI se dissolvent, et à 100ºC - 177 g d'acide iodhydrique à 45 % ont une densité de 1,4765 g/cm 3 .

L'iodure d'hydrogène est un puissant agent réducteur. Au repos, une solution aqueuse de HI devient brune en raison de son oxydation progressive par l'oxygène atmosphérique et de la libération d'iode moléculaire :

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI est capable de réduire l'acide sulfurique concentré en sulfure d'hydrogène :

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

Comme les autres halogénures d'hydrogène, HI s'ajoute à de multiples liaisons (réaction d'addition électrophile) :

HI + H 2 C = CH 2 → H 3 CCH 2 I

Lors de l'hydrolyse des iodures de certains métaux des états d'oxydation inférieurs, de l'hydrogène est libéré : 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Les iodures alcalins ont les propriétés suivantes : Indice NaI KI NH 4 I Densité g/cm3 3,67 3,12 2,47 Point de fusion ºC 651 723 557 (sublimation) Solubilité 20ºC 178,7 144 172,3 Solubilité 100ºC 302 200 250,2 Densité solution 37,5% 1.8038 1.731 Solubilité : g pour 100 g d'eau

Sous l'influence de la lumière, les sels alcalins se décomposent en libérant du I 2, ce qui leur donne une couleur jaune. Les iodures sont obtenus en faisant réagir l'iode avec des alcalis en présence d'agents réducteurs qui ne forment pas de sous-produits solides : acide formique, formaldéhyde, hydrazine : 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O. Les sulfites peuvent également être utilisés, mais ils contaminent les sulfates du produit. Sans ajout d'agents réducteurs, lors de la préparation de sels alcalins, de l'iodate MIO 3 se forme avec l'iodure (1 partie pour 5 parties d'iodure).

Les ions Cu 2+, lorsqu'ils interagissent avec les iodures, donnent facilement des sels peu solubles de cuivre monovalent 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. « Chimie et technologie du brome, de l'iode et de leurs composés » M., Chemistry, 1995, −432 pp.]

3. Demande

L'iodure d'hydrogène est utilisé en laboratoire comme agent réducteur dans de nombreuses synthèses organiques, ainsi que pour la préparation de divers composés contenant de l'iode.

Les alcools, halogénures et acides sont réduits avec HI, donnant des alcanes [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. « Beginnings of Organic Chemistry Vol 1 » M., 1969 p. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Lorsque HI agit sur les pentoses, il les convertit tous en iodure d'amyle secondaire : CH2CH2CH2CHICH3, et les hexoses en iodure de n-hexyle secondaire. [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. « Principes de chimie organique vol 1 » M., 1969 p. 440]. Les dérivés de l'iode sont les plus faciles à réduire ; certains dérivés du chlore ne le sont pas du tout. Les alcools tertiaires sont les plus faciles à réduire. Les alcools polyhydriques réagissent également dans des conditions douces, produisant souvent des iodoalkyles secondaires. ["Chimie organique préparative" M., Etat. NT. maison d'édition chimique Littéraire, 1959 p. 499 et V.V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

HI se décompose rapidement à la lumière. Réagit avec l'oxygène atmosphérique, donnant du I2 et de l'eau. L'acide sulfurique concentré oxyde également le HI. Le dioxyde de soufre, au contraire, réduit I 2 : I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

Lorsqu'il est chauffé, HI se dissocie en hydrogène et I 2, ce qui permet de produire de l'hydrogène à faible coût énergétique.

Littérature

• Akhmetov N. S. « Chimie générale et inorganique » M. : Ecole Supérieure, 2001

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Résumés similaires :

Il est incolore et se mélange facilement à l'eau. Cent millilitres de liquide contiennent 132 grammes d'iodure d'hydrogène. C'est à pression normale et à température ambiante. Lorsqu'ils sont chauffés à 100 degrés, 177 grammes se dissolvent déjà dans l'eau. Voyons de quoi est capable la solution résultante.

Propriétés de l'acide iodhydrique

Étant forte, la connexion se manifeste comme typique. Cela s'exprime, par exemple, dans les réactions avec. L'interaction a lieu avec ceux d'entre eux qui sont à gauche. C'est à la place de cet élément que prend place l'atome.

Il s'avère que c'est de l'iodite. L'hydrogène s'évapore. Avec des sels acide iodhydrique réagit également en cas de dégagement de gaz. Plus rarement, l'interaction entraîne la précipitation de l'un de ses produits.

L'héroïne de l'article réagit également avec les oxydes basiques, comme d'autres forts. Les oxydes basiques sont des composés avec l'oxygène des métaux ayant le premier ou le deuxième état d'oxydation. La réaction entraîne la libération d'eau et la production d'iodite, c'est-à-dire sels d'acide iodhydrique.

La réaction de l'héroïne avec les bases donne également de l'eau et. Interaction typique pour les personnes fortes. Cependant, la plupart des substances sont tribasiques. Cela indique la teneur en 3 atomes d'hydrogène dans la molécule.

Dans le composé d'iodure d'hydrogène, il n'y a qu'un seul atome de gaz, ce qui signifie que la substance est monobasique. De plus, il est sans oxygène. Comme l’acide chlorhydrique s’écrit HCl, donc formule d'acide iodhydrique- SALUT. Il s'agit essentiellement de gaz. Que faire avec une solution aqueuse ? C'est considéré comme vrai, mais on le trouve rarement dans les laboratoires. Le problème est de stocker la solution.

Fort réparateur propriétés de l'acide iodhydrique conduire à une oxydation rapide. Au final, il reste eau pure et un précipité brun au fond du tube à essai. Il s'agit du diodoiodate d'iode. C'est-à-dire que l'héroïne est de courte durée en solution.

Le processus de « dommage » est inévitable. Mais il existe un moyen de restaurer l’héroïne de l’article. Ils le font en utilisant . distillé en sa présence. Une atmosphère inerte est nécessaire, par exemple de l'argon ou du dioxyde de carbone.

Une alternative au phosphore est l'hydrogène dixodihydrogène phosphate de formule H (PH 2 O 2). La présence de sulfure d'hydrogène lors de la distillation a également un effet positif sur l'iodure d'hydrogène. Par conséquent, vous ne devez pas jeter le mélange séparé et mélanger des réactifs frais. peut être restauré.

Jusqu'à ce que l'iode contenu dans la solution soit oxydé, le liquide est incolore et dégage une forte odeur. La solution est azéototrope. Cela signifie qu'à l'ébullition, la composition du mélange reste la même. Les phases d'évaporation et liquide sont en équilibre. Soit dit en passant, l'iode hydrogéné ne bout pas à 100, mais à 127 degrés Celsius. Si chauffée à 300 degrés, la substance se décomposera.

Voyons maintenant pourquoi l’iodure d’hydrogène est considéré comme le plus puissant parmi les plus puissants. Un exemple d'interaction avec des « collègues » suffit. Ainsi, lorsque l’iodure d’hydrogène « rencontre » le concentré sulfurique, il le réduit en sulfure d’hydrogène. Si un composé soufré en rencontre d’autres, il agira comme agent réducteur.

La capacité de donner des atomes d'hydrogène est la propriété principale. Ces atomes se combinent avec d’autres éléments pour former de nouvelles molécules. C'est le processus de récupération. Les réactions de restauration sont également à la base de l'acceptation de l'héroïne de l'article.

Préparation d'acide iodhydrique

En raison de l'instabilité, le composé d'iodure d'hydrogène fume activement. Compte tenu de la nature caustique des vapeurs, ils travaillent avec l'héroïne de l'article uniquement dans des conditions de laboratoire. Habituellement, du sulfure d'hydrogène et de l'iode sont pris. On obtient la réaction suivante : H 2 S + I 2 à S + 2HI. L'élémentaire, formé à la suite d'une interaction, précipite.

Le réactif peut également être obtenu en combinant une suspension d'iode, d'eau et d'oxyde de soufre. Le résultat sera de l'acide sulfurique et l'héroïne de l'article. L'équation de la réaction ressemble à ceci : I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

La troisième façon d'obtenir de l'iodure d'hydrogène consiste à combiner de l'iodite de potassium et. Le résultat, en plus de l’héroïne de l’article, sera de l’hydrogéno orthophosphate de potassium. L'iodure d'hydrogène est libéré sous forme de gaz dans toutes les réactions. Ils l'attrapent avec de l'eau et obtiennent une solution. Le tube à travers lequel circule le gaz ne doit pas être descendu dans le liquide.

Dans les grandes entreprises, l'iodure d'hydrogène est produit par la réaction de l'iode avec l'hydrazine. Cette dernière, comme l’héroïne de l’article, est incolore et dégage une forte odeur. La notation chimique de l'interaction ressemble à ceci : - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Comme vous pouvez le constater, la réaction produit une plus grande « libération » d’iodure d’hydrogène que les méthodes de laboratoire.

Il reste une option évidente, mais peu rentable : l'interaction d'éléments purs. La complexité de la réaction est qu’elle ne se produit que lorsqu’elle est chauffée. De plus, l’équilibre s’établit rapidement dans le système.

Cela empêche la réaction d’arriver à son terme. L’équilibre en chimie est le moment où un système commence à résister aux influences qui le subissent. Ainsi, la combinaison de l’iode élémentaire et de l’hydrogène n’est qu’un chapitre des manuels de chimie, mais pas une méthode pratique.

Application d'acide iodhydrique

Comme d'autres, acide iodhydrique – électrolyte. L’héroïne de l’article est capable de se diviser en ions à travers lesquels « passe » le courant. Pour cette analyse, vous devez placer la cathode et l'anode dans la solution. L’un est chargé positivement, l’autre négativement.

Les ressources résultantes sont utilisées dans des condensateurs. Les électrolytes sont utilisés comme sources de courant et comme support pour dorer, argenter les métaux et leur appliquer d'autres revêtements.
Les industriels profitent également des propriétés réparatrices de l’iodure d’hydrogène. Strong est acheté pour les synthèses organiques. Ainsi, les alcools sont réduits par l'iodure d'hydrogène en alcanes. Ceux-ci incluent tout le monde . L'héroïne de l'article réduit également les halogénures et autres en alcanes.

Seuls certains dérivés chlorés ne peuvent pas être réduits avec de l'iodure d'hydrogène. Compte tenu de cela, peu de gens sont tristes. Si au laboratoire l'acide iodhydrique a été neutralisé, ce qui signifie que l'entreprise est bien financée. Jetons un coup d'œil aux étiquettes de prix du réactif.

Prix ​​de l'acide iodhydrique

Pour les laboratoires, l'iodure d'hydrogène est vendu en litres. Conservez le réactif dans l'obscurité. À la lumière, le liquide vire rapidement au brun et se désintègre en eau et en diodoiodate. Le récipient est bien fermé. L'héroïne de l'article ne corrode pas le plastique. C'est là que le réactif est stocké.

57 pour cent sont en demande. On le trouve rarement dans les entrepôts ; il est fabriqué principalement pour . Le prix est généralement fixé en euros. En traduction, cela s'avère être au moins 60 000 euros. Ils achètent donc le réactif selon leurs besoins. S'il existe une alternative, prenez-la. L'iode hydrogéné est non seulement le plus puissant, mais aussi le plus cher.