A savakat különböző kritériumok alapján osztályozhatjuk:

1) Az oxigénatomok jelenléte a savban

2) Savas bázikusság

A sav bázikussága a molekulájában lévő „mozgó” hidrogénatomok száma, amelyek disszociáció során H + hidrogénkationok formájában le tudnak válni a savmolekuláról, és szintén fématomokkal helyettesíthetők:

4) Oldhatóság

5) Stabilitás

7) Oxidáló tulajdonságok

A savak kémiai tulajdonságai

1. Disszociációs képesség

A savak vizes oldatokban hidrogénkationokká és savmaradékokká disszociálnak. Mint már említettük, a savakat jól disszociálódó (erős) és gyengén disszociáló (gyenge) savakra osztják. Az erős egybázisú savak disszociációs egyenletének felírásakor vagy egy jobbra mutató nyilat () vagy egyenlőségjelet (=) használunk, ami az ilyen disszociáció virtuális irreverzibilitását mutatja. Például az erős sósav disszociációs egyenlete kétféleképpen írható fel:

vagy ebben a formában: HCl = H + + Cl -

vagy így: HCl → H + + Cl -

Valójában a nyíl iránya azt mutatja, hogy a hidrogénkationok savas maradékokkal való kombinálásának fordított folyamata (asszociáció) gyakorlatilag nem fordul elő erős savakban.

Ha egy gyenge monoprotikus sav disszociációs egyenletét akarjuk felírni, akkor az előjel helyett két nyilat kell használnunk az egyenletben. Ez a jel a gyenge savak disszociációjának reverzibilitását tükrözi - esetükben a hidrogénkationok savas maradékokkal való kombinálásának fordított folyamata erősen hangsúlyos:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

A többbázisú savak fokozatosan disszociálnak, azaz. A hidrogénkationokat nem egyszerre, hanem egyenként választják el molekuláiktól. Emiatt az ilyen savak disszociációját nem egy, hanem több egyenlet fejezi ki, amelyek száma megegyezik a sav bázikusságával. Például a hárombázisú foszforsav disszociációja három lépésben megy végbe, a H + kationok váltakozó elválasztásával:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Meg kell jegyezni, hogy a disszociáció minden további szakasza kisebb mértékben fordul elő, mint az előző. Vagyis a H 3 PO 4 molekulák jobban (nagyobb mértékben) disszociálnak, mint a H 2 PO 4 - ionok, amelyek viszont jobban disszociálnak, mint a HPO 4 2- ionok. Ez a jelenség a savas maradékok töltésének növekedésével jár, aminek következtében megnő a köztük és a pozitív H + ionok közötti kötés erőssége.

A többbázisú savak közül kivétel a kénsav. Mivel ez a sav mindkét szakaszban jól disszociál, megengedhető, hogy disszociációs egyenletét egy szakaszban írjuk fel:

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

2. Savak kölcsönhatása fémekkel

A savak osztályozásának hetedik pontja az oxidáló tulajdonságaik. Megállapították, hogy a savak gyenge oxidálószerek és erős oxidálószerek. A savak túlnyomó többsége (a H 2 SO 4 (tömény) és a HNO 3 kivételével szinte mindegyik) gyenge oxidálószer, mivel oxidáló képességüket csak a hidrogénkationok hatására képesek kifejteni. Az ilyen savak csak azokat a fémeket képesek oxidálni, amelyek a hidrogéntől balra lévő aktivitássorba tartoznak, és a termékek a megfelelő fémből és hidrogénből sót képeznek. Például:

H 2 SO 4 (hígított) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Ami az erős oxidáló savakat illeti, pl. H 2 SO 4 (konc.) és HNO 3, akkor a fémek listája, amelyekre hatnak, sokkal szélesebb, és az összes fémet tartalmazza a hidrogén előtt az aktivitási sorozatban, és szinte minden utána. Ez azt jelenti, hogy például a tömény kénsav és a salétromsav bármilyen koncentrációban még az alacsony aktivitású fémeket is oxidálja, mint például a rezet, a higanyt és az ezüstöt. A salétromsav és a tömény kénsav fémekkel, valamint néhány más anyaggal való kölcsönhatását, sajátosságuk miatt, a fejezet végén külön tárgyaljuk.

3. Savak kölcsönhatása bázikus és amfoter oxidokkal

A savak reakcióba lépnek bázikus és amfoter oxidokkal. A kovasav, mivel oldhatatlan, nem lép reakcióba alacsony aktivitású bázikus oxidokkal és amfoter oxidokkal:

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. Savak kölcsönhatása bázisokkal és amfoter hidroxidokkal

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Savak kölcsönhatása sókkal

Ez a reakció akkor következik be, ha csapadék, gáz vagy a reagálónál lényegesen gyengébb sav képződik. Például:

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. Salétromsav és tömény kénsav specifikus oxidatív tulajdonságai

Mint fentebb említettük, a salétromsav bármilyen koncentrációban, valamint a kénsav kizárólag koncentrált állapotban nagyon erős oxidálószer. Más savakkal ellentétben nem csak azokat a fémeket oxidálják, amelyek az aktivitási sorozatban a hidrogén előtt helyezkednek el, hanem szinte az összes utána lévő fémet is (a platina és az arany kivételével).

Például képesek a rezet, ezüstöt és higanyt oxidálni. Határozottan meg kell azonban ragadni azt a tényt, hogy számos fém (Fe, Cr, Al) annak ellenére, hogy meglehetősen aktívak (a hidrogén előtt elérhetőek), mégsem lép reakcióba tömény HNO 3 -mal és tömény H 2 SO 4 -vel anélkül a passziváció jelensége miatti melegítés - az ilyen fémek felületén szilárd oxidációs termékek védőfilmje képződik, amely nem engedi, hogy a tömény kénsav és tömény salétromsav molekulák mélyen behatoljanak a fémbe, hogy a reakció bekövetkezzen. Erős melegítés mellett azonban a reakció továbbra is bekövetkezik.

Fémekkel való kölcsönhatás esetén a kötelező termék mindig a megfelelő fém sója és a felhasznált sav, valamint a víz. Mindig izolálunk egy harmadik terméket is, amelynek képlete sok tényezőtől függ, különösen, mint például a fémek aktivitásától, valamint a savak koncentrációjától és a reakcióhőmérséklettől.

A tömény kénsavak és tömény salétromsavak nagy oxidációs képessége lehetővé teszi, hogy ne csak az aktivitási sorozat összes fémjével reagáljanak, hanem még sok szilárd nemfémmel is, különösen foszforral, kénnel és szénnel. Az alábbi táblázat jól mutatja a kénsav és a salétromsav fémekkel és nemfémekkel való kölcsönhatásának termékeit a koncentrációtól függően:

7. Oxigénmentes savak redukáló tulajdonságai

Minden oxigénmentes sav (a HF kivételével) redukáló tulajdonságokat mutathat az anionban lévő kémiai elem miatt, különböző oxidálószerek hatására. Például az összes halogén-hidrogénsavat (a HF kivételével) mangán-dioxid, kálium-permanganát és kálium-dikromát oxidálja. Ebben az esetben a halogenidionok szabad halogénné oxidálódnak:

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

16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

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

Az összes hidrogén-halogenid közül a hidrogén-jodidnak van a legnagyobb redukáló hatása. Más hidrogén-halogenidekkel ellentétben még a vas-oxid és a sók is oxidálhatják.

6HI+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

A hidrogén-szulfidsav H 2 S is nagy redukáló hatással rendelkezik, amelyet még egy oxidálószer, például a kén-dioxid is képes oxidálni.

Hidrogén-jodid

Hidrogén-jodid
Gyakoriak
Szisztematikus név	Hidrogén-jodid
Kémiai formula	SZIA
Rel. molekuláris súly	127.904 a. eszik.
Moláris tömeg	127,904 g/mol
Fizikai tulajdonságok
Az anyag sűrűsége	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm3
Állapot (standard állapot)	színtelen gáz
Termikus tulajdonságok
Olvadási hőmérséklet	–50,80 °C
Forráshőmérséklet	–35,36 °C
Bomlási hőmérséklet	300 °C
Kritikus pont	150,7 °C
Entalpia (st. konv.)	26,6 kJ/mol
Kémiai tulajdonságok
pKa	- 10
vízben oldhatóság	72,47 (20 °C) g/100 ml
Osztályozás
CAS szám

Hidrogén-jodid A HI színtelen, fullasztó gáz, amely levegőben erősen füstöl. Instabil, 300 °C-on bomlik.

A hidrogén-jodid jól oldódik vízben. 127 °C-on forrásban lévő azeotrópot képez, HI-koncentrációja 57%.

Nyugta

Az iparban a HI-t I 2 és hidrazin reakciójával nyerik, amely szintén nitrogént termel:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

A laboratóriumban a HI a következő redox reakciókkal is előállítható:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Vagy foszfor-jodid hidrolízisével:

PI 3 + 3H 2O → H 3PO 3 + 3HI

A hidrogén-jodid a H 2 és az I 2 egyszerű anyagok kölcsönhatásából is keletkezik. Ez a reakció csak melegítéskor megy végbe, és nem megy végbe, mivel a rendszerben egyensúly jön létre:

H 2 + I 2 → 2 HI

Tulajdonságok

A HI vizes oldatát ún hidrogén-jodid(színtelen, szúrós szagú folyadék). A hidrogén-jodid a legerősebb sav. A hidrogén-jodid sóit jodidoknak nevezzük.

A hidrogén-jodid erős redukálószer. Állás közben a HI vizes oldata megbarnul a légköri oxigén fokozatos oxidációja és a molekuláris jód felszabadulása miatt:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

A HI képes a koncentrált kénsavat hidrogén-szulfiddá redukálni:

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

Más hidrogén-halogenidekhez hasonlóan a HI is több kötést hoz létre (elektrofil addíciós reakció):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Alkalmazás

A hidrogén-jodidot laboratóriumokban redukálószerként használják számos szerves szintézisben, valamint különféle jódtartalmú vegyületek előállítására.

Irodalom

• Akhmetov N.S. "Általános és szervetlen kémia" M.: Felsőiskola, 2001

Wikimédia Alapítvány. 2010.

Nézze meg, mi a „hidrogén-jodid” más szótárakban:

Lásd: Jód...

C2H5I jodid E., folyékony, forráspontja 72,34°; D14,5 = 1,9444. A frissen készített E. jodid színtelen, állva megbarnul és szabad jód felszabadulásával bomlik. Erős éteri illata van. Nehezen világít. Világít,...... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

- (kémiai) a halogéncsoport egyik eleme, vegyjele J, atomtömege 127, Stas 126,85 (O = 16) szerint, Courtois fedezte fel 1811-ben a hínárhamu anyaléjében. Ennek elemi jellegét Gay Lussac határozta meg, és közelebb áll hozzá... ... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

- (metil-hidrogén, formén is) CH4 összetételű telített szénhidrogén, a СnН2n+n sorozat első tagja, az egyik legegyszerűbb szénvegyület, amely köré az összes többi csoportosul, és amelyből atomok helyettesítésével előállíthatók. .. ... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

Az alkimisták elfogadták, hogy a fémek összetett testek, amelyek szellemből, lélekből és testből, vagy higanyból, kénből és sóból állnak; szellemen vagy higanyon nem a közönséges higanyt értették, hanem az illékonyságot és a fémes tulajdonságokat, például a fényt, az alakíthatóságot; a szürke (lélek) alatt…… Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

A kémiai egyensúly jelenségei a tökéletlen átalakulások területét fedik le, vagyis azokat az eseteket, amikor egy anyagrendszer kémiai átalakulása nem fejeződik be, hanem leáll, miután az anyag egy része megváltozott. BAN BEN… … Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

- (vegyi; Phosphore French, Phosphor German, Phosphorus English and Lat., innen a P jelölés, néha Ph; atomsúly 31 [A modern időkben a Ph. atomtömege (van der Plaats) szerint: 30,93 helyreállítás bizonyos súlyú F. fémmel... ... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

- (vegyi). Így nevezik négy elemi testet, amelyek az elemek periódusos rendszerének hetedik csoportjában találhatók: fluor F = 19, klór Cl = 3,5, bróm Br = 80 és jód J = 127. Az utolsó három nagyon hasonlít egymásra , és a fluor kissé eltér egymástól. … … Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

Vagy halogének (kémiai) Tehát ez a négy elemi test neve, amelyek az elemek periódusos rendszerének hetedik csoportjában találhatók: fluor F = 19, klór Cl = 3,5, bróm Br = 80 és jód J = 127. Az utolsó három nagyon hasonlítanak egymásra, és a fluor egy kicsit... ... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

szénhidrogén határértéke C2H4; a természetben, az olajtartalmú területek talajából származó váladékokban található. Kolbe és Frankland nyerték először mesterségesen 1848-ban kálium-fém propionitril hatására, majd ők 1849-ben... ... Enciklopédiai szótár F.A. Brockhaus és I.A. Efron

Savak olyan összetett anyagok, amelyek molekulái hidrogénatomokat tartalmaznak, amelyek helyettesíthetők vagy kicserélhetők fématomokra és egy savmaradékra.

A molekulában lévő oxigén jelenléte vagy hiánya alapján a savakat oxigéntartalmúakra osztják(H 2 SO 4 kénsav, H 2 SO 3 kénsav, HNO 3 salétromsav, H 3 PO 4 foszforsav, H 2 CO 3 szénsav, H 2 SiO 3 kovasav) és oxigénmentes(HF-hidrogén-fluorsav, HCl-sósav (sósav), HBr-hidrogén-bromid, HI-hidrogén-jodidsav, H2S-hidrogén-szulfidsav).

A savmolekulában lévő hidrogénatomok számától függően a savak egybázisúak (1 H atommal), kétbázisúak (2 H atommal) és hárombázisúak (3 H atommal). Például a HNO 3 salétromsav egybázisú, mivel molekulája egy hidrogénatomot, kénsavat H 2 SO 4 tartalmaz. – kétbázisú stb.

Nagyon kevés a négy hidrogénatomot tartalmazó szervetlen vegyület, amely fémmel helyettesíthető.

A savmolekula hidrogén nélküli részét savmaradéknak nevezzük.

Savas maradványokállhat egy atomból (-Cl, -Br, -I) - ezek egyszerű savas csoportok, vagy állhatnak egy atomcsoportból (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ezek összetett csoportok.

Vizes oldatokban a csere- és szubsztitúciós reakciók során a savas maradékok nem pusztulnak el:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Az anhidrid szó vízmentes, azaz víz nélküli savat jelent. Például,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Az anoxikus savak nem tartalmaznak anhidrideket.

A savak nevüket a savképző elem (savképző szer) nevéből kapták, a „naya” és ritkábban a „vaya” végződések hozzáadásával: H 2 SO 4 - kénsav; H 2 SO 3 – szén; H 2 SiO 3 – szilícium stb.

Az elem többféle oxigénsavat képezhet. Ebben az esetben a savak nevének jelzett végződése akkor lesz, amikor az elem magasabb vegyértéket mutat (a savmolekula nagy mennyiségű oxigénatomot tartalmaz). Ha az elem vegyértéke alacsonyabb, a sav nevében a végződés „üres” lesz: HNO 3 - nitrogénatom, HNO 2 - nitrogéntartalmú.

A savakat anhidridek vízben való feloldásával nyerhetjük. Ha az anhidridek vízben oldhatatlanok, akkor a savat egy másik erősebb savnak a kívánt sav sójára való reagáltatásával kaphatjuk meg. Ez a módszer mind az oxigén, mind az oxigénmentes savakra jellemző. Az oxigénmentes savakat hidrogénből és egy nemfémből történő közvetlen szintézissel is nyerik, majd a kapott vegyületet vízben feloldják:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

A keletkező gáz halmazállapotú HCl és H 2 S oldatai savak.

Normál körülmények között a savak folyékony és szilárd halmazállapotban is léteznek.

A savak kémiai tulajdonságai

A savas oldatok indikátorokra hatnak. Minden sav (a kovasav kivételével) jól oldódik vízben. Speciális anyagok - a mutatók lehetővé teszik a sav jelenlétének meghatározását.

Az indikátorok összetett szerkezetű anyagok. A különböző vegyi anyagokkal való kölcsönhatásuk függvényében változtatják a színüket. Semleges oldatokban egy színük van, bázisos oldatokban más színük van. Ha savval kölcsönhatásba lépnek, megváltoztatják a színüket: a metilnarancs indikátor pirosra vált, és a lakmusz indikátor is pirosra vált.

Interakció az alapokkal víz és só képződésével, amely változatlan savmaradékot tartalmaz (semlegesítési reakció):

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

Bázis oxidokkal lép kölcsönhatásba víz és só képződésével (semlegesítési reakció). A só a semlegesítési reakcióban használt sav savmaradékát tartalmazza:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Kölcsönhatásba lép a fémekkel. Ahhoz, hogy a savak kölcsönhatásba léphessenek fémekkel, bizonyos feltételeknek teljesülniük kell:

1. a fémnek kellően aktívnak kell lennie a savakhoz képest (a fémek aktivitási sorozatában a hidrogén előtt kell elhelyezkednie). Minél balra van egy fém a tevékenységsorban, annál intenzívebben lép kölcsönhatásba a savakkal;

2. a savnak elég erősnek kell lennie (vagyis képesnek kell lennie H + hidrogénionok adományozására).

Amikor a sav kémiai reakcióba lép a fémekkel, só képződik és hidrogén szabadul fel (kivéve a fémek salétromsavval és tömény kénsavval való kölcsönhatását):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;

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

Van még kérdése? Szeretne többet tudni a savakról?
Ha segítséget szeretne kérni egy oktatótól, regisztráljon.
Az első óra ingyenes!

weboldalon, az anyag teljes vagy részleges másolásakor a forrásra mutató hivatkozás szükséges.

A hidrogén-jodid formula

Tulajdonságok

A hidrogén-jodid vagy a hidrogén-jodid normál körülmények között színtelen, szúrós fullasztó szagú gáz, amely levegővel érintkezve jól füstöl. Vízben jól oldódik, miközben azeotróp elegyet képez. A hidrogén-jodid hőmérséklet nem stabil. Ezért 300 C-on lebomlik. 127 °C hőmérsékleten a hidrogén-jodid forrni kezd.

A hidrogén-jodid nagyon erős redukálószer. Állás közben a hidrogén-bromid oldat a levegővel történő fokozatos oxidációja miatt megbarnul, és molekuláris jód szabadul fel.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

A hidrogén-bromid a koncentrált kénsavat hidrogén-szulfiddá redukálhatja:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Más hidrogén-halogenidekhez hasonlóan a hidrogén-jodidot is elektrofil reakcióval adják több kötéshez:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Jódhidrogénsav - Erős vagy gyenge

A hidrogén-jodid a legerősebb. Sóit jodidoknak nevezzük.

Nyugta

Iparilag a hidrogén-jodidot jódmolekulák és hidrazin reakciójából állítják elő, amely nitrogén (N) molekulákat is termel.

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Laboratóriumi körülmények között a hidrogén-jodid redox reakciókkal állítható elő:

Н2S + I2 = S (üledékben) + 2НI

Vagy foszfor-jodid hidrolízise:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

A hidrogén-jódsav hidrogén és jód molekulák kölcsönhatásával is előállítható. Ez a reakció csak hevítéskor megy végbe, de nem megy végbe, mivel a rendszerben kialakul az egyensúly.

Letöltés

Absztrakt a témában:

Hidrogén-jodid

Terv:

Bevezetés

• 1 nyugta
• 2 Tulajdonságok
• 3 Alkalmazás
Irodalom

Bevezetés

Hidrogén-jodid A HI színtelen, fullasztó gáz, amely levegőben erősen füstöl. Vízben jól oldódik, azeotróp elegyet képez, forráspontja 127 °C, HI-koncentrációja 57%. Instabil, 300 °C-on bomlik.

1. Nyugta

Az iparban a HI-t jód és hidrazin reakciójával nyerik:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Laboratóriumban a HI-t redox reakciókkal lehet előállítani:

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

A hidrogén-jodid egyszerű anyagok kölcsönhatása révén is keletkezik. Ez a reakció csak melegítéskor megy végbe, és nem megy végbe, mivel a rendszerben egyensúly jön létre:

H 2 + I 2 → 2 HI

2. Tulajdonságok

A HI vizes oldatát ún hidrogén-jodid(színtelen, szúrós szagú folyadék). A hidrogén-jodid egy erős sav. A hidrogén-jodid sóit jodidoknak nevezzük. 100 g vízben normál nyomáson és 20 ºC-on 132 g HI oldódik, 100 ºC-on 177 g. A 45%-os jód-hidrogénsav sűrűsége 1,4765 g/cm 3 .

A hidrogén-jodid erős redukálószer. Állás közben a HI vizes oldata megbarnul a légköri oxigén általi fokozatos oxidációja és a molekuláris jód felszabadulása miatt:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

A HI képes a koncentrált kénsavat hidrogén-szulfiddá redukálni:

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

Más hidrogén-halogenidekhez hasonlóan a HI is több kötést hoz létre (elektrofil addíciós reakció):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Egyes alacsonyabb oxidációs fokú fémek jodidjainak hidrolízise során hidrogén szabadul fel: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Az alkáli jodidok a következő tulajdonságokkal rendelkeznek: Index NaI KI NH 4 I Sűrűség g/cm3 3,67 3,12 2,47 Olvadáspont ºC 651 723 557 (szublimáció) Oldhatóság 20ºC 178,7 144 172,3 ºC 20 .20 ss. ,5%-os oldat 1,8038 1,731 Oldhatóság: g/100 g vizet

Fény hatására az alkáli sók lebomlanak, I 2 szabadul fel, ami sárga színt ad. A jodidokat úgy állítják elő, hogy jódot lúgokkal reagáltatnak olyan redukálószerek jelenlétében, amelyek nem képeznek szilárd melléktermékeket: hangyasav, formaldehid, hidrazin: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Szulfitok is használhatók, de szennyezik a terméket szulfátokkal. Alkálisók előállítása során redukálószerek hozzáadása nélkül a jodiddal együtt MIO3-jodát képződik (1-5 rész jodid).

A Cu 2+ ionok jódokkal kölcsönhatásba lépve könnyen egy vegyértékű réz CuI rosszul oldódó sóit képeznek: 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. „Bróm, jód és vegyületeik kémiája és technológiája” M., Chemistry, 1995, −432 pp.]

3. Alkalmazás

A hidrogén-jodidot laboratóriumokban redukálószerként használják számos szerves szintézisben, valamint különféle jódtartalmú vegyületek előállítására.

Az alkoholokat, halogenideket és savakat HI-vel redukálják, így alkánok keletkeznek [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. „Beginnings of Organic Chemistry Vol. 1” M., 1969, 68. o.]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Amikor a HI a pentózokra hat, mindegyiket szekunder amil-jodiddá alakítja: CH2CH2CH2CHICH3, a hexózokat pedig szekunder n-hexil-jodiddá. [Neszmejanov A. N., Nesmeyanov N. A. „A szerves kémia alapelvei, 1. kötet” M., 1969. 440. o.]. A jódszármazékok redukálhatók a legkönnyebben, egyes klórszármazékok pedig egyáltalán nem redukálhatók. A tercier alkoholok redukálhatók a legkönnyebben. A többértékű alkoholok enyhe körülmények között is reagálnak, gyakran másodlagos jód-alkil-származékokat képezve. ["Preparative Organic Chemistry" M., State. n.t. vegyipari kiadó Irodalmi, 1959 499. o. és V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

A HI fény hatására gyorsan lebomlik. Reagál légköri oxigénnel, I2-t és vizet adva. A tömény kénsav a HI-t is oxidálja. A kén-dioxid ezzel szemben redukálja az I 2 -t: I 2 + SO 2 + 2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

Hevítéskor a HI hidrogénné és I 2 -re disszociál, ami lehetővé teszi a hidrogén előállítását alacsony energiaköltséggel.

Irodalom

• Akhmetov N. S. „Általános és szervetlen kémia” M.: Felsőiskola, 2001

Letöltés
Ez az absztrakt az orosz Wikipédia egyik cikkén alapul. A szinkronizálás befejeződött: 07/13/11 23:37:03
Hasonló absztraktok: