حمض الهيدروديك. خصائص وإعداد وتطبيق وسعر صيغة حمض الهيدروديك اليود حمض الهيدروديك

03.08.2021

يمكن تصنيف الأحماض بناءً على معايير مختلفة:

1) وجود ذرات الأكسجين في الحمض

2) القاعدية الحمضية

أساس الحمض هو عدد ذرات الهيدروجين "المتنقلة" في جزيئه، القادرة على الانفصال عن جزيء الحمض أثناء التفكك على شكل كاتيونات هيدروجين H +، واستبدالها أيضًا بذرات فلز:

4) الذوبان

5) الاستقرار

7) خصائص الأكسدة

الخواص الكيميائية للأحماض

1. القدرة على الانفصال

تنفصل الأحماض في المحاليل المائية إلى كاتيونات هيدروجين وبقايا حمض. كما ذكرنا سابقًا، تنقسم الأحماض إلى تفكك جيد (قوي) ومنخفض تفكك (ضعيف). عند كتابة معادلة التفكك للأحماض أحادية القاعدة القوية، يتم استخدام سهم واحد يشير إلى اليمين () أو علامة التساوي (=)، مما يوضح عدم إمكانية الرجوع الافتراضية لهذا التفكك. على سبيل المثال، يمكن كتابة معادلة تفكك حمض الهيدروكلوريك القوي بطريقتين:

أو بهذا الشكل: HCl = H + + Cl -

أو بهذه الطريقة: HCl → H + + Cl -

في الواقع، يخبرنا اتجاه السهم أن العملية العكسية لدمج كاتيونات الهيدروجين مع المخلفات الحمضية (الارتباط) لا تحدث عمليًا في الأحماض القوية.

إذا أردنا كتابة معادلة تفكك حمض أحادي البروتيك ضعيف، فيجب علينا استخدام سهمين في المعادلة بدلاً من الإشارة. تعكس هذه العلامة قابلية عكس تفكك الأحماض الضعيفة - في حالتها تكون العملية العكسية لدمج كاتيونات الهيدروجين مع المخلفات الحمضية واضحة بقوة:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة بشكل تدريجي، أي. لا يتم فصل كاتيونات الهيدروجين عن جزيئاتها في وقت واحد، بل واحدًا تلو الآخر. ولهذا السبب، لا يتم التعبير عن تفكك هذه الأحماض بمعادلة واحدة، بل بعدة معادلات، عددها يساوي قاعدية الحمض. على سبيل المثال، يحدث تفكك حمض الفوسفوريك التريباسيك في ثلاث خطوات مع الفصل المتناوب للكاتيونات H +:

ح 3 ص 4 ح + + ح 2 ص 4 —

ح 2 ص 4 - ح + + ه ص 4 2-

هبو 4 2- ح + + ص 4 3-

تجدر الإشارة إلى أن كل مرحلة لاحقة من التفكك تحدث بدرجة أقل من المرحلة السابقة. أي أن جزيئات H 3 PO 4 تنفصل بشكل أفضل (إلى حد أكبر) من أيونات H 2 PO 4، والتي بدورها تنفصل بشكل أفضل من أيونات H PO 4 2-. وترتبط هذه الظاهرة بزيادة شحن المخلفات الحمضية، ونتيجة لذلك تزداد قوة الرابطة بينها وبين أيونات H + الموجبة.

من الأحماض بوليباسيك، والاستثناء هو حمض الكبريتيك. وبما أن هذا الحمض يتفكك جيداً في كلتا المرحلتين فإنه يجوز كتابة معادلة تفككه في مرحلة واحدة:

ح 2 سو 4 2 ح + + سو 4 2-

2. تفاعل الأحماض مع المعادن

النقطة السابعة في تصنيف الأحماض هي خصائصها المؤكسدة. وذكر أن الأحماض عوامل مؤكسدة ضعيفة وعوامل مؤكسدة قوية. الغالبية العظمى من الأحماض (جميعها تقريبًا باستثناء H 2 SO 4 (conc.) وHNO 3) هي عوامل مؤكسدة ضعيفة، لأنها لا يمكنها إظهار قدرتها على الأكسدة إلا بسبب كاتيونات الهيدروجين. يمكن لهذه الأحماض أكسدة فقط تلك المعادن الموجودة في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين، وتشكل المنتجات ملحًا من المعدن المقابل والهيدروجين. على سبيل المثال:

H 2 SO 4 (مخفف) + Zn Zn SO 4 + H 2

2HCl + FeCl2 + H2

أما بالنسبة للأحماض المؤكسدة القوية أي. H 2 SO 4 (conc.) و HNO 3 ، فإن قائمة المعادن التي تعمل عليها أوسع بكثير، وتشمل جميع المعادن قبل الهيدروجين في سلسلة النشاط، وكل شيء تقريبًا بعده. أي أن حمض الكبريتيك المركز وحمض النيتريك بأي تركيز، على سبيل المثال، سوف يؤديان إلى أكسدة حتى المعادن منخفضة النشاط مثل النحاس والزئبق والفضة. سيتم مناقشة تفاعل حامض النيتريك وحامض الكبريتيك المركز مع المعادن، وكذلك بعض المواد الأخرى، بسبب خصوصيتها، بشكل منفصل في نهاية هذا الفصل.

3. تفاعل الأحماض مع الأكاسيد القاعدية والمذبذبة

تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والمذبذبة. حمض السيليسيك، لأنه غير قابل للذوبان، لا يتفاعل مع الأكاسيد الأساسية منخفضة النشاط والأكاسيد المذبذبة:

ح 2 SO 4 + أكسيد الزنك Zn SO 4 + H 2 O

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

ح 2 شافي 3 + الحديد O ≠

4. تفاعل الأحماض مع القواعد والهيدروكسيدات المذبذبة

حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم H2O + كلوريد الصوديوم

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

5. تفاعل الأحماض مع الأملاح

يحدث هذا التفاعل إذا تم تكوين راسب أو غاز أو حمض أضعف بكثير من الحمض الذي يتفاعل. على سبيل المثال:

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 + حمض الهيدروكلوريك HCOOH + كلوريد الصوديوم

6. الخصائص التأكسدية النوعية لأحماض النيتريك والكبريتيك المركزة

كما ذكر أعلاه، فإن حمض النيتريك بأي تركيز، وكذلك حمض الكبريتيك بشكل حصري في حالة مركزة، هما عوامل مؤكسدة قوية جدًا. على وجه الخصوص، على عكس الأحماض الأخرى، فإنها لا تؤدي فقط إلى أكسدة المعادن الموجودة قبل الهيدروجين في سلسلة النشاط، ولكن أيضًا جميع المعادن تقريبًا بعده (باستثناء البلاتين والذهب).

على سبيل المثال، فهي قادرة على أكسدة النحاس والفضة والزئبق. ومع ذلك، ينبغي للمرء أن يدرك بشدة حقيقة أن عددًا من المعادن (Fe، Cr، Al)، على الرغم من أنها نشطة جدًا (متوفرة قبل الهيدروجين)، إلا أنها لا تتفاعل مع HNO 3 المركز وH 2 SO 4 المركز بدون التسخين بسبب ظاهرة التخميل - تتشكل طبقة واقية من منتجات الأكسدة الصلبة على سطح هذه المعادن، مما لا يسمح لجزيئات أحماض الكبريتيك المركزة وأحماض النيتريك المركزة بالاختراق بعمق داخل المعدن لحدوث التفاعل. ومع ذلك، مع تسخين قوي، لا يزال التفاعل يحدث.

وفي حالة التفاعل مع المعادن، تكون المنتجات الإلزامية دائمًا هي ملح المعدن المقابل والحمض المستخدم، وكذلك الماء. يتم أيضًا عزل منتج ثالث دائمًا، وتعتمد صيغته على عوامل كثيرة، على وجه الخصوص، مثل نشاط المعادن، وكذلك تركيز الأحماض ودرجة حرارة التفاعل.

إن قدرة الأكسدة العالية لأحماض الكبريتيك المركزة وأحماض النيتريك المركزة تسمح لها بالتفاعل ليس فقط مع جميع المعادن في سلسلة النشاط تقريبًا، ولكن حتى مع العديد من اللافلزات الصلبة، وخاصة مع الفوسفور والكبريت والكربون. ويبين الجدول أدناه بوضوح نواتج تفاعل حامض الكبريتيك والنيتريك مع المعادن واللافلزات حسب التركيز:

7. تقليل خصائص الأحماض الخالية من الأكسجين

يمكن لجميع الأحماض الخالية من الأكسجين (باستثناء HF) أن تظهر خصائص اختزالية بسبب العنصر الكيميائي الموجود في الأنيون تحت تأثير العوامل المؤكسدة المختلفة. على سبيل المثال، تتأكسد جميع أحماض الهيدروهاليك (باستثناء HF) بواسطة ثاني أكسيد المنغنيز وبرمنجنات البوتاسيوم وثنائي كرومات البوتاسيوم. في هذه الحالة، تتأكسد أيونات الهاليد لتحرر الهالوجينات:

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

16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H2O + 5Br 2

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

من بين جميع الأحماض الهيدروهاليكية، يتمتع حمض الهيدروديك بأكبر نشاط اختزال. على عكس الأحماض الهيدروهاليكية الأخرى، حتى أكسيد الحديديك والأملاح يمكنها أكسدته.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

حمض كبريتيد الهيدروجين H2S له أيضًا نشاط اختزال مرتفع، حتى أن عامل مؤكسد مثل ثاني أكسيد الكبريت يمكنه أكسدته.

يوديد الهيدروجين

شائعة
يوديد الهيدروجين


اسم منهجي	يوديد الهيدروجين
صيغة كيميائية	أهلاً
Rel. جزيئي وزن	127.904 أ. يأكل.
الكتلة المولية	127.904 جم/مول
الخصائص الفيزيائية
كثافة المادة	2.85 جم/مل (-47 درجة مئوية) جم/سم3
الحالة (الحالة القياسية)	غاز عديم اللون
الخصائص الحرارية
درجة حرارة الانصهار	-50.80 درجة مئوية
درجة حرارة الغليان	-35.36 درجة مئوية
درجة حرارة التحلل	300 درجة مئوية
نقطة حرجة	150.7 درجة مئوية
المحتوى الحراري (st. conv.)	26.6 كيلوجول/مول
الخواص الكيميائية
pKa	- 10
الذوبان في الماء	72.47 (20 درجة مئوية) جم/100 مل
تصنيف
CAS رقم

يوديد الهيدروجين HI هو غاز عديم اللون وخانق ويدخن بقوة في الهواء. غير مستقر، ويتحلل عند 300 درجة مئوية.

يوديد الهيدروجين قابل للذوبان بدرجة عالية في الماء. إنه يشكل أزيوتروب يغلي عند 127 درجة مئوية مع تركيز عالي قدره 57٪.

إيصال

في الصناعة، يتم الحصول على HI من تفاعل I 2 مع الهيدرازين، والذي ينتج أيضًا N 2:

2 ط 2 + ن 2 ح 4 → 4 هاي + ن 2

في المختبر، يمكن أيضًا الحصول على HI باستخدام تفاعلات الأكسدة والاختزال التالية:

ح 2 ق + أنا 2 → ق↓ + 2HI

أو عن طريق التحلل المائي ليوديد الفوسفور:

PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

يتم إنتاج يوديد الهيدروجين أيضًا عن طريق تفاعل المواد البسيطة H 2 و I 2. يحدث هذا التفاعل فقط عند تسخينه ولا يكتمل، حيث يتحقق التوازن في النظام:

ح 2 + أنا 2 → 2 مرحبا

ملكيات

يسمى المحلول المائي لـ HI حمض الهيدروديك(سائل عديم اللون ذو رائحة نفاذة). حمض الهيدروديك هو أقوى حمض. تسمى أملاح حمض الهيدروديك باليوديدات.

يوديد الهيدروجين هو عامل اختزال قوي. عند الوقوف، يتحول المحلول المائي لـ HI إلى اللون البني بسبب أكسدته التدريجية بواسطة الأكسجين الجوي وإطلاق اليود الجزيئي:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI قادر على اختزال حمض الكبريتيك المركز إلى كبريتيد الهيدروجين:

8HI + H2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

مثل هاليدات الهيدروجين الأخرى، يضيف HI إلى روابط متعددة (تفاعل الإضافة الكهربي):

هاي + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

طلب

يُستخدم يوديد الهيدروجين في المختبرات كعامل اختزال في العديد من التركيبات العضوية، وكذلك في تحضير المركبات المختلفة التي تحتوي على اليود.

الأدب

أحمدوف ن.س. "الكيمياء العامة وغير العضوية" م: الثانوية العامة 2001

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

انظر ما هو "يوديد الهيدروجين" في القواميس الأخرى:

انظر اليود...

C2H5I يوديد E.، سائل، نقطة الغليان 72.34 درجة؛ د14.5 = 1.9444. اليوديد E. المحضر حديثًا عديم اللون، ويتحول إلى اللون البني عند الوقوف ويتحلل مع إطلاق اليود الحر. له رائحة أثيرية قوية. من الصعب الضوء. أشعل،... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

- (كيميائي) أحد عناصر مجموعة الهالوجين رمزه الكيميائي J وزنه الذري 127 حسب ستاس 126.85 (O=16) اكتشفه كورتوا عام 1811 في محلول أم رماد الأعشاب البحرية. طبيعتها كعنصر أسسها جاي لوساك وهي أقرب إليه... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

- (أيضًا هيدروجين الميثيل، الفورمين) هيدروكربون مشبع بتركيبته CH4، العضو الأول في سلسلة СnН2n+n، وهو أحد أبسط مركبات الكربون التي تتجمع حولها جميع المركبات الأخرى والتي يمكن إنتاجها منها من خلال استبدال الذرات. .. ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

واتفق الكيميائيون على أن المعادن أجسام معقدة، تتكون من روح ونفس وجسد، أو زئبق وكبريت وملح؛ بالروح، أو الزئبق، لم يفهموا الزئبق العادي، ولكن التقلب والخصائص المعدنية، على سبيل المثال، اللمعان، القابلية للطرق؛ تحت الرمادي (الروح) … … القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

تغطي ظاهرة التوازن الكيميائي مجال التحولات غير الكاملة، أي تلك الحالات التي لا يكتمل فيها التحول الكيميائي لنظام المادة، بل يتوقف بعد حدوث تغير في جزء من المادة. في… … القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

- (كيميائي؛ فوسفور فرنسي، فوسفور ألماني، فوسفور إنجليزي ولاتيني، ومن هنا التسمية P، أحيانًا Ph؛ الوزن الذري 31 [في العصر الحديث، وجد أن الوزن الذري للدكتوراه (فان دير بلاتس) هو: 30.93 بواسطة ترميم بوزن معين من معدن F.... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

- (المواد الكيميائية). هذا هو الاسم الذي يطلق على أربعة أجسام أولية تقع في المجموعة السابعة من الجدول الدوري للعناصر: الفلور F = 19، الكلور Cl = 3.5، البروم Br = 80 واليود J = 127. الثلاثة الأخيرة متشابهة إلى حد كبير مع بعضها البعض ، ويقف الفلور متباعدًا إلى حد ما. ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

أو الهالوجينات (الكيميائية) إذن، هذه أسماء أربعة أجسام أولية تقع في المجموعة السابعة من الجدول الدوري للعناصر: الفلور F = 19، الكلور Cl = 3.5، البروم Br = 80 واليود J = 127. الثلاثة الأخيرة متشابهة جدًا مع بعضها البعض، والفلور يكلف قليلاً... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

الحد من الهيدروكربون C2H4؛ توجد في الطبيعة في إفرازات تربة المناطق الزيتية. تم الحصول عليه صناعيًا لأول مرة بواسطة كولبي وفرانكلاند في عام 1848 من خلال تأثير معدن البوتاسيوم على البروبيونيتريل، ومن خلالهما في عام 1849 التالي... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

الأحماضهي مواد معقدة تشتمل جزيئاتها على ذرات هيدروجين يمكن استبدالها أو استبدالها بذرات معدنية وبقايا حمض.

بناءً على وجود أو عدم وجود الأكسجين في الجزيء، يتم تقسيم الأحماض إلى محتوية على الأكسجين(H2SO4 حمض الكبريتيك، H2SO3 حمض الكبريت، HNO3 حمض النيتريك، H3PO4 حمض الفوسفوريك، H2CO3 حمض الكربونيك، H2SiO3 حمض السيليسيك) وخالية من الأكسجين(حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك)، حمض الهيدروبروميك HBr، حمض الهيدروديوديك HI، حمض هيدروكبريتيد H2S).

اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين في جزيء الحمض، تكون الأحماض أحادية القاعدة (مع ذرة H واحدة)، وثنائي القاعدة (مع ذرتين H) وتريباسيك (مع 3 ذرات H). على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO 3 أحادي القاعدة، حيث أن جزيئه يحتوي على ذرة هيدروجين واحدة، وهي حمض الكبريتيك H 2 SO 4 – ثنائي القاعدة ، إلخ.

هناك عدد قليل جدًا من المركبات غير العضوية التي تحتوي على أربع ذرات هيدروجين يمكن استبدالها بمعدن.

يسمى الجزء من جزيء الحمض الذي لا يحتوي على الهيدروجين ببقايا الحمض.

البقايا الحمضيةقد تتكون من ذرة واحدة (-Cl, -Br, -I) - وهي بقايا حمضية بسيطة، أو قد تتكون من مجموعة من الذرات (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - وهي بقايا معقدة.

في المحاليل المائية، أثناء تفاعلات التبادل والاستبدال، لا يتم تدمير المخلفات الحمضية:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 حمض الهيدروكلوريك

كلمة أنهيدريديعني لا مائي، أي حمض بدون ماء. على سبيل المثال،

ح 2 سو 4 – ح 2 يا → سو 3. لا تحتوي أحماض الأكسجين على أنهيدريدات.

تحصل الأحماض على اسمها من اسم العنصر المكون للحمض (عامل تكوين الحمض) مع إضافة النهايات "naya" وفي كثير من الأحيان "vaya": H 2 SO 4 - الكبريتيك؛ ح 2 SO 3 - الفحم؛ H 2 SiO 3 - السيليكون، إلخ.

يمكن للعنصر تكوين العديد من أحماض الأكسجين. في هذه الحالة، ستكون النهايات المشار إليها في أسماء الأحماض عندما يُظهر العنصر تكافؤًا أعلى (يحتوي جزيء الحمض على نسبة عالية من ذرات الأكسجين). إذا أظهر العنصر تكافؤًا أقل، فإن النهاية في اسم الحمض ستكون "فارغة": HNO 3 - نيتريك، HNO 2 - نيتروجيني.

يمكن الحصول على الأحماض عن طريق إذابة الأنهيدريدات في الماء.إذا كانت الأنهيدريدات غير قابلة للذوبان في الماء، فيمكن الحصول على الحمض عن طريق عمل حمض آخر أقوى على ملح الحمض المطلوب. هذه الطريقة نموذجية لكل من الأكسجين والأحماض الخالية من الأكسجين. يتم أيضًا الحصول على الأحماض الخالية من الأكسجين عن طريق التخليق المباشر من الهيدروجين وغير المعدني، يليه إذابة المركب الناتج في الماء:

ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك؛

ح 2 + س → ح 2 س.

محاليل المواد الغازية الناتجة HCl و H 2 S هي أحماض.

في الظروف العادية، توجد الأحماض في كل من الحالة السائلة والصلبة.

الخواص الكيميائية للأحماض

تعمل المحاليل الحمضية على المؤشرات. جميع الأحماض (ما عدا السيليكات) قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. مواد خاصة - مؤشرات تسمح لك بتحديد وجود الحمض.

المؤشرات هي مواد ذات بنية معقدة. يتغير لونها حسب تفاعلها مع المواد الكيميائية المختلفة. في المحاليل المحايدة لها لون واحد، وفي محاليل القواعد لها لون آخر. عند التفاعل مع الحمض، يغيرون لونهم: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى اللون الأحمر، ويتحول مؤشر عباد الشمس إلى اللون الأحمر أيضًا.

التفاعل مع القواعد مع تكوين الماء والملح الذي يحتوي على بقايا حمضية دون تغيير (تفاعل التعادل):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

تتفاعل مع أكاسيد القاعدة مع تكوين الماء والملح (تفاعل التحييد). يحتوي الملح على بقايا حمض الحمض الذي تم استخدامه في تفاعل التعادل:

ح 3 ص 4 + الحديد 2 يا 3 → 2 الحديد ص 4 + 3 ح 2 يا.

التفاعل مع المعادن. لكي تتفاعل الأحماض مع المعادن، يجب استيفاء شروط معينة:

1. يجب أن يكون المعدن نشطًا بدرجة كافية فيما يتعلق بالأحماض (في سلسلة نشاط المعادن يجب أن يكون موجودًا قبل الهيدروجين). كلما كان المعدن في سلسلة النشاط إلى اليسار، كلما كان تفاعله مع الأحماض أكثر كثافة؛

2. يجب أن يكون الحمض قويًا بدرجة كافية (أي قادرًا على منح أيونات الهيدروجين H +).

عند حدوث تفاعلات كيميائية للحمض مع المعادن يتشكل الملح وينطلق الهيدروجين (ما عدا تفاعل المعادن مع أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ؛

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

لا تزال لديك أسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن الأحماض؟
للحصول على مساعدة من المعلم، قم بالتسجيل.
الدرس الأول مجاني!

موقع الويب، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر.

صيغة حمض الهيدروديك

ملكيات

حمض الهيدروديك، أو يوديد الهيدروجين، في الظروف العادية هو غاز عديم اللون ذو رائحة خانقة نفاذة، يدخن جيدا عند تعرضه للهواء. يذوب جيدًا في الماء ويشكل خليطًا أزيوتروبيًا. حمض الهيدروديك ليس مستقرًا في درجة الحرارة. ولذلك، فإنه يتحلل عند 300 درجة مئوية. عند درجة حرارة 127 درجة مئوية، يبدأ يوديد الهيدروجين في الغليان.

حمض الهيدروديك هو عامل اختزال قوي جدًا. عند الوقوف، يتحول محلول بروميد الهيدروجين إلى اللون البني بسبب أكسدته التدريجية مع الهواء، ويتحرر اليود الجزيئي.

4НI + О2 -> 2H2О + 2I2

يمكن لبروميد الهيدروجين اختزال حمض الكبريتيك المركز إلى كبريتيد الهيدروجين:

8НI + Н2SO4 -> 4I2 + Н2S + 4H2О

تمامًا مثل هاليدات الهيدروجين الأخرى، يتم إضافة يوديد الهيدروجين إلى روابط متعددة عن طريق تفاعل محب للكهرباء:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

حمض الهيدروديك - قوي أو ضعيف

حمض الهيدروديك هو الأقوى. وتسمى أملاحها باليوديدات.

إيصال

صناعيًا، يتم إنتاج يوديد الهيدروجين من تفاعل جزيئات اليود مع الهيدرازين، والذي ينتج أيضًا جزيئات النيتروجين (N).

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

في الظروف المختبرية، يمكن الحصول على حمض الهيدروديك عن طريق تفاعلات الأكسدة والاختزال:

Н2S + I2 = S (في الرواسب) + 2НI

أو التحلل المائي ليوديد الفوسفور:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

يمكن أيضًا إنتاج حمض الهيدروديك عن طريق تفاعل جزيئات الهيدروجين واليود. يحدث هذا التفاعل فقط عند تسخينه، لكنه لا يكتمل، حيث يتم إنشاء التوازن في النظام.

تحميل

خلاصة الموضوع:

يوديد الهيدروجين

يخطط:

1 استلام
2 خصائص
3 التطبيق

مقدمة

يوديد الهيدروجين HI هو غاز عديم اللون وخانق ويدخن بقوة في الهواء. وهو شديد الذوبان في الماء، ويشكل خليطًا أزيوتروبيًا بنقطة غليان تبلغ 127 درجة مئوية وتركيز عالي قدره 57%. غير مستقر، ويتحلل عند 300 درجة مئوية.

1. الاستلام

في الصناعة، يتم الحصول على HI من تفاعل اليود مع الهيدرازين:

2 ط 2 + ن 2 ح 4 → 4 هاي + ن 2

في المختبر، يمكن الحصول على HI باستخدام تفاعلات الأكسدة والاختزال:

ح 2 ق + أنا 2 → ق↓ + 2HI
PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

يتم إنتاج يوديد الهيدروجين أيضًا عن طريق تفاعل مواد بسيطة. يحدث هذا التفاعل فقط عند تسخينه ولا يكتمل، حيث يتحقق التوازن في النظام:

ح 2 + أنا 2 → 2 مرحبا

2. الخصائص

يسمى المحلول المائي لـ HI حمض الهيدروديك(سائل عديم اللون ذو رائحة نفاذة). حمض الهيدروديك هو حمض قوي. تسمى أملاح حمض الهيدروديك باليوديدات. يذوب 132 جم من HI في 100 جم من الماء عند الضغط الطبيعي ودرجة حرارة 20 درجة مئوية، و177 جم عند 100 درجة مئوية، وحمض الهيدروديك بنسبة 45% له كثافة تبلغ 1.4765 جم/سم 3.

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI قادر على اختزال حمض الكبريتيك المركز إلى كبريتيد الهيدروجين:

8HI + H2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

مثل هاليدات الهيدروجين الأخرى، يضيف HI إلى روابط متعددة (تفاعل الإضافة الكهربي):

هاي + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

أثناء التحلل المائي لليوديدات لبعض المعادن ذات حالات الأكسدة المنخفضة، يتم إطلاق الهيدروجين: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

تتميز اليودات القلوية بالخصائص التالية: مؤشر NaI KI NH 4 I الكثافة جم/سم3 3.67 3.12 2.47 نقطة الانصهار درجة مئوية 651 723 557 (التسامي) الذوبانية 20 درجة مئوية 178.7 144 172.3 الذوبان 100 درجة مئوية 302 200 250.2 الكثافة 37.5 ٪ محلول 1.8038 1.731 الذوبان: جم لكل 100 غرام من الماء

تحت تأثير الضوء، تتحلل الأملاح القلوية، وتنتج I2، الذي يعطيها اللون الأصفر. يتم الحصول على اليودات عن طريق تفاعل اليود مع القلويات في وجود عوامل اختزال لا تشكل منتجات ثانوية صلبة: حمض الفورميك، الفورمالديهايد، الهيدرازين: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O يمكن للكبريتات يمكن استخدامها أيضًا، ولكنها تلوث المنتج بالكبريتات. بدون إضافة عوامل اختزال، عند تحضير الأملاح القلوية، يتم تكوين يودات MIO 3 مع اليوديد (جزء واحد إلى 5 أجزاء من اليوديد).

أيونات Cu 2+ ، عند التفاعل مع اليوديدات ، تعطي بسهولة أملاحًا ضعيفة الذوبان من النحاس أحادي التكافؤ 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. "كيمياء وتكنولوجيا البروم واليود ومركباتهما" M.، الكيمياء، 1995، −432 ص.]

3. التطبيق

يتم اختزال الكحوليات والهاليدات والأحماض باستخدام HI، مما يعطي الألكانات [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. "بدايات الكيمياء العضوية المجلد 1" م، 1969 ص 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 عندما يؤثر HI على البنتوزات، فإنه يحولها كلها إلى يوديد الأميل الثانوي: CH2CH2CH2CHICH3، والسداسي إلى يوديد n-هكسيل الثانوي. [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "مبادئ الكيمياء العضوية المجلد. 1" م.، 1969 ص 440]. يتم اختزال مشتقات اليود بسهولة أكبر، بينما لا يتم اختزال بعض مشتقات الكلور على الإطلاق. الكحوليات الثلاثية هي الأسهل في التخفيض. تتفاعل الكحوليات متعددة الهيدرات أيضًا في ظل ظروف معتدلة، وغالبًا ما تنتج يودو ألكيل ثانوي. ["الكيمياء العضوية التحضيرية" م.، الدولة. ن.ت. دار النشر الكيميائية الأدبية، 1959 ص 499 و V. V. ماركوفنيكوف آن. 138، 364 (1866)].

HI يتحلل بسرعة في الضوء. يتفاعل مع الأكسجين الجوي ويعطي I2 والماء. حمض الكبريتيك المركز يؤكسد أيضًا HI. على العكس من ذلك، يقلل ثاني أكسيد الكبريت I 2: I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

عند تسخينه، ينفصل HI إلى هيدروجين وI2، مما يجعل من الممكن إنتاج الهيدروجين بتكاليف طاقة منخفضة.