Hidrogen iod

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită la 10 februarie 2021; verificările necesită 5 modificări .

Hidrogen iod

General

Nume sistematic

Hidrogen iod

Nume tradiționale

Iodură de hidrogen, iodură de hidrogen

Chim. formulă

BUNĂ

Şobolan. formulă

BUNĂ

Proprietăți fizice

Stat

gaz incolor

Masă molară

127,904 g/ mol

Densitate

2,85 g/ml (-47 °C)

Proprietati termice

Temperatura

• topirea

-50,80 °C

• fierbere

-35,36 °C

• descompunere

300°C

Punct critic

150,7°C

Entalpie

• educaţie

26,6 kJ/mol

Proprietăți chimice

Constanta de disociere a acidului

pK_{a}

- unsprezece

Solubilitate

• in apa

72,47 (20°C)

Clasificare

[10034-85-2]

233-109-9

InChl=1S/HI/h1HXMBWDFGMSWQBCA-UHFFFAOYSA-N

RTECS

MW3760000

CHEBI

Siguranță

0 3 unu COR

Datele se bazează pe condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu este menționat altfel.

Fișiere media la Wikimedia Commons

Iodura de hidrogen (hidroiodură, iodură de hidrogen, HI) este un gaz incolor, asfixiant (în condiții normale ), fumează puternic în aer. Să ne dizolvăm bine în apă, formează un amestec azeotrop cu Тbp 127 °C și concentrație HI 57%. Instabil, se descompune la 300 °C.

Obținerea

În industrie, HI se prepară prin reacția iodului cu hidrazina :

{\displaystyle {\mathsf {2I_{2}+N_{2}H_{4}\rightarrow 4HI\uparrow +N_{2))))

În laborator, HI poate fi obținută folosind reacții redox:

{\mathsf {H_{2}S+I_{2}\rightarrow S+2HI}}\uparrow

Restaurarea iodului cu alți agenți reducători:

{\ce {2PH_3 + 3I_2 -> 2P + 6HI ^}}

{\ce {SO_2 + I_2 + 2H_2O -> H_2SO_4 + 2HI ^))

Prin acțiunea unui acid stabil și suficient de puternic asupra iodurilor (de obicei iau acid fosforic concentrat fierbinte , acidul sulfuric nu este potrivit):

${\ce {KI + H_3PO_4 -> KH_2PO_4 + HI ^))$

Foarte des, acidul ortofosforic este produs prin metoda de contact și, prin urmare, este contaminat și cu acid sulfuric, care este extrem de periculos atunci când se produce hidrogen iod ( se eliberează hidrogen sulfurat extrem de toxic ). Din acest motiv, reducerea iodului este folosită mai des în laboratoare .

și reacții de schimb:

{\mathsf {PI_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{3}+3HI}}\uparrow

Reacția trebuie efectuată într-o soluție apoasă în absența alcoolilor.

Iodul de hidrogen se obține și prin interacțiunea unor substanțe simple. Această reacție are loc numai atunci când este încălzită și nu continuă până la sfârșit, deoarece echilibrul este stabilit în sistem :

{\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI}}\uparrow

La una dintre etapele de obținere a iodului de hidrogen (obținerea iodurilor din iod), trebuie să vă asigurați că nu există alcooli în soluție, deoarece se va forma iodoform , care, atunci când primește iod hidrogen, îl oxidează la iod (reducerea la diiodometan ). ).

Proprietăți

O soluție apoasă de HI se numește acid iodhidric (un lichid incolor cu miros înțepător). Acidul iodhidric este un acid puternic (pK a = −11) [1] . Sărurile acidului iodhidric se numesc ioduri . 132 g de HI se dizolvă în 100 g de apă la presiune normală și 20 ° C și 177 g la 100 ° C. Acidul iodhidric 45% are o densitate de 1,4765 g/cm³.

Iodură de hidrogen este un agent reducător puternic. În aer, o soluție apoasă de HI devine maro datorită oxidării sale treptate cu oxigenul atmosferic și eliberării de iod molecular :

{\mathsf {4HI+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2I_{2)))

HI este capabil să reducă acidul sulfuric concentrat la hidrogen sulfurat :

{\mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}\rightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O))

Ca și alte halogenuri de hidrogen, HI se adaugă la legături multiple (reacție de adiție electrofilă):

{\mathsf {HI+CH_{2}{\text{=}}CH_{2}\rightarrow CH_{3}-CH_{2}I))

Iodurile adaugă iod elementar pentru a forma poliioduri:

{\mathsf {RI+I_{2}\rightarrow R(I_{3})_{x)))

Ceea ce face ca culoarea maro închis a acidului iodhidric să stea mult timp în aer.

Sub acțiunea luminii, sărurile alcaline se descompun, eliberând I 2 , care le conferă o culoare galbenă. Iodurile sunt obținute prin interacțiunea iodului cu alcalii în prezența agenților reducători care nu formează subproduse solide: acid formic, formaldehidă, hidrazină:

{\mathsf {2K_{2}CO_{3}+2I_{2}+HCHO\rightarrow 4KI+3CO_{2}\uparrow +H_{2}O))

Se pot folosi și sulfiți, dar contaminează produsul cu sulfați. Fără aditivi de agenți reducători, la prepararea sărurilor alcaline, împreună cu iodură, se formează iodat MIO₃ (1 parte la 5 părți iodură).

Ionii de Cu 2+ , atunci când interacționează cu ioduri, dau cu ușurință săruri puțin solubile de CuI monovalent de cupru:

{\mathsf {2NaI+2CuSO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2CuI\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4 }}}

[2]

Înlocuiește elementele din acizii oxigenați prin reacții

{\mathsf {12HNO_{3}+2I_{2}\rightarrow 4HIO_{3}+N_{2}\uparrow +10NO_{2}\uparrow +4H_{2}O)}

{\mathsf {H_{2}SO_{4}+I_{2}\rightarrow HIO_{4}+HI+S\downarrow ))

{\displaystyle {\mathsf {2H_{3}PO_{4}+8I_{2}\rightarrow 2HIO_{4}+4HI+2PI_{5))))

Pentaiodura de fosfor rezultată este hidrolizată de apă.

Aplicație

Iodul de hidrogen este utilizat în laboratoare ca agent reducător în multe sinteze organice, precum și pentru prepararea diverșilor compuși care conțin iod.

Alcoolii, halogenurile și acizii sunt reduse de HI pentru a da alcani [3] .

{\displaystyle {\mathsf {C_{4}H_{9}Cl+2HI\rightarrow C_{4}H_{10}+HCl+I_{2))))

Sub acțiunea lui HI asupra pentozelor, le transformă pe toate în iodură de amil secundară: CH 3 CH 2 2CH 2 CHICH 3 , iar hexozele în iodură de n-hexil secundară [4] . Derivații de iod sunt cei mai ușor de restaurat, unii derivați de clor nu se refac deloc. Alcoolii terțiari sunt cei mai ușor de recuperat. Alcoolii polihidroxilici reacționează și în condiții blânde, dând adesea iodoalchili secundari [5] .

HI, atunci când este încălzit, se disociază în hidrogen și I 2 , ceea ce face posibilă obținerea hidrogenului cu costuri energetice reduse.

Efecte fiziologice și toxicologie

Iodul de hidrogen este o substanță corozivă, toxică. Are efect sufocant.
Acidul iodhidric poate provoca arsuri dacă intră în contact cu pielea.
Concentrația maximă admisă de iodură de hidrogen în aerul zonei de lucru este de 2 mg/m³.
Conform GOST 12.1.007-76, acidul iodhidric aparține clasei de pericol III (substanță chimică moderat periculoasă).

Literatură

Akhmetov N. S. Chimie generală și anorganică. - M . : Școala superioară, 2001.

Note

↑ Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Scurtă carte de referință chimică: Manual. - Ed. a 3-a. - L . : Chimie, 1991. - 432 p.
↑ Ksenzenko V.I., Stasinevich D.S. Chimia și tehnologia bromului, iodului și compușilor acestora. - M .: Chimie, 1995. - 432 p.
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. „The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1” M., 1969 p. 68
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. „The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1” M., 1969 p. 440
↑ „Chimie organică preparativă” M., State. n.t. Editura Chem. literatură, 1959 p. 499 și V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)

Halogenuri de hidrogen
Fluorura de hidrogen Clorura de hidrogen Bromură de hidrogen Hidrogen iod Hidrogen astatin

Compuși cu iod
oxizi	Dioxid ( IO2 ) Trioxid de diiod (I 2 O 3 ) Tetroxid de diiod (I 2 O 4 ) Pentoxid de diiod (I 2 O 5 ) Iod(III) iodat (I( IO3 ) 3 )
Halogenuri și oxihalogenuri	Monofluorura (IF) Trifluorura (IF 3 ) Pentafluorura ( IF5 ) Heptafluorura ( IF7 ) Dioxid de fluor (IO 2 F) Trioxid de fluor (IO 3 F) Dioxid de trifluor (IO 2 F 3 ) Oxid de trifluorura ( IOF3 ) Oxid de pentafluorura ( IOF5 ) Clorura (ICl) Triclorura ( ICl3 / I2Cl6 ) _ _ Monobromură (IBr) Tribromură ( IBr3 )
acizi	Iodură de hidrogen (HI) Acid iod (HIO) Acid iod ( HIO2 ) Acid iodonic ( HIO3 ) Acid iod ( HIO4 )
Alte	Mononitrat ( INO3 ) Nitrat de iod(III) (I( NO3 ) 3 ) Nitrură de triiod (I 3 N) Perclorat de iod(III) (I( ClO4 ) 3 ) Sulfat de iod(III) ( I2 ( SO4 ) 3 ) Fluorsulfat de iod (I) (ISO 3 F) Fluorsulfat de iod(III) (I( SO3F ) 3 ) Cianură (ICN) Iodate ioduri Compuși organiciodici

Dicționare și enciclopedii	Mare catalană Mare norvegian Rusă mare
În cataloagele bibliografice	GND : 4291926-5