Acizii pot fi clasificați pe baza diferitelor criterii:

1) Prezența atomilor de oxigen în acid

2) Bazicitatea acidă

Bazicitatea unui acid este numărul de atomi de hidrogen „mobili” din molecula sa, capabili să fie despărțiți de molecula de acid sub formă de cationi de hidrogen H + la disociere și, de asemenea, înlocuiți cu atomi de metal:

4) Solubilitate

5) Stabilitate

7) Proprietăţi oxidante

Proprietățile chimice ale acizilor

1. Capacitatea de a se disocia

Acizii se disociază în soluții apoase în cationi de hidrogen și reziduuri acide. După cum sa menționat deja, acizii sunt împărțiți în bine disociați (puternici) și slab disociați (slab). Când se scrie ecuația de disociere pentru acizi monobazici puternici, se folosește fie o săgeată îndreptată spre dreapta () fie un semn egal (=), care arată ireversibilitatea virtuală a unei astfel de disocieri. De exemplu, ecuația de disociere pentru acidul clorhidric puternic poate fi scrisă în două moduri:

sau în această formă: HCl = H + + Cl -

sau în acest fel: HCl → H + + Cl -

De fapt, direcția săgeții ne spune că procesul invers de combinare a cationilor de hidrogen cu reziduurile acide (asocierea) practic nu are loc la acizii puternici.

Dacă vrem să scriem ecuația de disociere a unui acid monoprotic slab, trebuie să folosim două săgeți în ecuație în loc de semn. Acest semn reflectă reversibilitatea disocierii acizilor slabi - în cazul lor, procesul invers de combinare a cationilor de hidrogen cu reziduuri acide este puternic pronunțat:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Acizii polibazici se disociază treptat, adică Cationii de hidrogen sunt separați de moleculele lor nu simultan, ci unul câte unul. Din acest motiv, disocierea unor astfel de acizi este exprimată nu prin una, ci prin mai multe ecuații, al căror număr este egal cu bazicitatea acidului. De exemplu, disocierea acidului fosforic tribazic are loc în trei etape cu separarea alternativă a cationilor 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-

Trebuie remarcat faptul că fiecare etapă ulterioară de disociere are loc într-o măsură mai mică decât cea anterioară. Adică, moleculele H3PO4 se disociază mai bine (într-o măsură mai mare) decât ionii H2PO4-, care, la rândul lor, se disociază mai bine decât ionii HPO42-. Acest fenomen este asociat cu o creștere a încărcăturii reziduurilor acide, în urma căreia puterea legăturii dintre ele și ionii H + pozitivi crește.

Dintre acizii polibazici, excepția este acidul sulfuric. Deoarece acest acid se disociază bine în ambele etape, este permis să scrieți ecuația disocierii sale într-o singură etapă:

H2SO42H + + SO42-

2. Interacțiunea acizilor cu metalele

Al șaptelea punct în clasificarea acizilor este proprietățile lor oxidante. S-a afirmat că acizii sunt agenți oxidanți slabi și agenți oxidanți puternici. Marea majoritate a acizilor (aproape toți cu excepția H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3) sunt agenți de oxidare slabi, deoarece își pot prezenta capacitatea de oxidare numai datorită cationilor de hidrogen. Astfel de acizi pot oxida numai acele metale care se află în seria de activitate la stânga hidrogenului, iar produsele formează o sare a metalului corespunzător și a hidrogenului. De exemplu:

H2S04 (diluat) + Zn ZnS04 + H2

2HCI + Fe FeCl2 + H2

În ceea ce privește acizii oxidanți puternici, i.e. H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3, atunci lista metalelor asupra cărora acţionează este mult mai largă și include toate metalele înainte de hidrogen din seria de activitate, și aproape totul după. Adică, acidul sulfuric concentrat și acidul azotic de orice concentrație, de exemplu, vor oxida chiar și metalele slab active, cum ar fi cuprul, mercurul și argintul. Interacțiunea acidului azotic și a acidului sulfuric concentrat cu metale, precum și a altor substanțe, datorită specificității lor, va fi discutată separat la sfârșitul acestui capitol.

3. Interacțiunea acizilor cu oxizii bazici și amfoteri

Acizii reacţionează cu oxizii bazici şi amfoteri. Acidul silicic, deoarece este insolubil, nu reacționează cu oxizii bazici cu activitate scăzută și oxizii amfoteri:

H2S04 + ZnO ZnS04 + H2O

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

H2Si03 + FeO≠

4. Interacțiunea acizilor cu bazele și hidroxizii amfoteri

HCI + NaOH H20 + NaCI

3H2SO4 + 2Al(OH)3Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Interacțiunea acizilor cu sărurile

Această reacție are loc dacă se formează un precipitat, gaz sau un acid semnificativ mai slab decât cel care reacționează. De exemplu:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH3COOH + Na2SO3CH3COONa + SO2 + H2O

HCOONa + HCI HCOOH + NaCl

6. Proprietăți oxidative specifice ale acizilor azotic și sulfuric concentrat

După cum sa menționat mai sus, acidul azotic în orice concentrație, precum și acidul sulfuric exclusiv în stare concentrată, sunt agenți oxidanți foarte puternici. În special, spre deosebire de alți acizi, aceștia oxidează nu numai metalele care se află înaintea hidrogenului în seria de activitate, ci și aproape toate metalele după acesta (cu excepția platinei și aurului).

De exemplu, sunt capabili să oxideze cuprul, argintul și mercurul. Cu toate acestea, trebuie să înțelegem cu fermitate faptul că o serie de metale (Fe, Cr, Al), în ciuda faptului că sunt destul de active (disponibile înaintea hidrogenului), totuși nu reacţionează cu HNO3 concentrat și H2SO4 concentrat fără încălzire datorită fenomenului de pasivare - pe suprafața unor astfel de metale se formează o peliculă protectoare de produse solide de oxidare, care nu permite moleculelor de acizi sulfuric concentrat și acizi azotic concentrați să pătrundă adânc în metal pentru ca reacția să aibă loc. Cu toate acestea, cu încălzire puternică, reacția are loc în continuare.

În cazul interacțiunii cu metale, produsele obligatorii sunt întotdeauna sarea metalului corespunzător și acidul folosit, precum și apa. Un al treilea produs este, de asemenea, întotdeauna izolat, a cărui formulă depinde de mulți factori, în special, cum ar fi activitatea metalelor, precum și concentrația de acizi și temperatura de reacție.

Capacitatea mare de oxidare a acizilor sulfuric și azotic concentrat le permite să reacționeze nu numai cu practic toate metalele din seria de activitate, ci chiar și cu multe nemetale solide, în special cu fosfor, sulf și carbon. Tabelul de mai jos arată în mod clar produsele interacțiunii acizilor sulfuric și azotic cu metale și nemetale în funcție de concentrație:

7. Proprietăți reducătoare ale acizilor fără oxigen

Toți acizii fără oxigen (cu excepția HF) pot prezenta proprietăți reducătoare datorită elementului chimic inclus în anion sub acțiunea diferiților agenți oxidanți. De exemplu, toți acizii hidrohalici (cu excepția HF) sunt oxidați de dioxid de mangan, permanganat de potasiu și dicromat de potasiu. În acest caz, ionii de halogenură sunt oxidați la halogeni liberi:

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

Dintre toți acizii hidrohalici, acidul iodhidric are cea mai mare activitate reducătoare. Spre deosebire de alți acizi hidrohalici, chiar și oxidul feric și sărurile îl pot oxida.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Acidul hidrogen sulfurat H 2 S are, de asemenea, activitate reducătoare mare. Chiar și un agent oxidant, cum ar fi dioxidul de sulf, îl poate oxida.

Iodură de hidrogen

Iodură de hidrogen
Sunt comune
Nume sistematic	Iodură de hidrogen
Formula chimica	BUNĂ
rel. molecular greutate	127,904 a. mânca.
Masă molară	127,904 g/mol
Proprietăți fizice
Densitatea materiei	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm³
Stare (condiție standard)	gaz incolor
Proprietati termice
Temperatură de topire	–50,80 °C
Temperatura de fierbere	–35,36 °C
Temperatura de descompunere	300 °C
Punct critic	150,7 °C
Entalpie (conv. st.)	26,6 kJ/mol
Proprietăți chimice
pKa	- 10
Solubilitate in apa	72,47 (20°C) g/100 ml
Clasificare
numar CAS

Iodură de hidrogen HI este un gaz incolor, asfixiant, care fumează puternic în aer. Instabil, se descompune la 300 °C.

Iodura de hidrogen este foarte solubilă în apă. Formează un azeotrop care fierbe la 127 °C cu o concentrație HI de 57%.

Chitanță

În industrie, HI se obține prin reacția lui I 2 cu hidrazina, care produce și N 2:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

În laborator, HI se poate obține și folosind următoarele reacții redox:

H2S + I2 → S↓ + 2HI

Sau prin hidroliza iodurii de fosfor:

PI3 + 3H20 → H3PO3 + 3HI

Iodura de hidrogen este produsă și prin interacțiunea substanțelor simple H2 și I2. Această reacție are loc numai atunci când este încălzită și nu se finalizează, deoarece echilibrul este stabilit în sistem:

H 2 + I 2 → 2 HI

Proprietăți

O soluție apoasă de HI se numește acid iodhidric(lichid incolor cu miros înțepător). Acidul iodhidric este cel mai puternic acid. Sărurile acidului iodhidric se numesc ioduri.

Iodură de hidrogen este un agent reducător puternic. Când stă în picioare, soluția apoasă de HI devine maro datorită oxidării sale treptate de către oxigenul atmosferic și eliberării de iod molecular:

4HI + O2 → 2H2O + 2I2

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

8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O

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

HI + H2C=CH2 → H3CCH2I

Aplicație

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

Literatură

• Akhmetov N.S. „Chimie generală și anorganică” M.: Liceu, 2001

Fundația Wikimedia. 2010.

Vedeți ce este „iodură de hidrogen” în alte dicționare:

Vezi Iod...

C2H5I iodură E., lichidă, punct de fierbere 72,34°; D14,5 = 1,9444. Iodura proaspăt preparată E. este incoloră, devine maro când sta în picioare și se descompune odată cu eliberarea de iod liber. Are un miros puternic eteric. Greu de luminat. Aprins,...... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (chimic) unul dintre elementele grupului halogen, simbol chimic J, greutate atomică 127, conform lui Stas 126,85 (O = 16), descoperit de Courtois în 1811 în saramură mamă de cenușă de alge marine. Natura sa ca element a fost stabilită de Gay Lussac și este mai aproape de el... ... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (de asemenea metil hidrogen, formenă) hidrocarbură saturată de compoziție CH4, primul membru al seriei СnН2n+n, unul dintre cei mai simpli compuși de carbon în jurul căruia se grupează toți ceilalți și din care se pot produce prin înlocuirea atomilor. .. ... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Alchimiștii au acceptat că metalele sunt corpuri complexe, formate din spirit, suflet și corp, sau mercur, sulf și sare; prin spirit, sau mercur, ei nu înțelegeau mercurul obișnuit, ci volatilitatea și proprietățile metalice, de exemplu, strălucirea, maleabilitatea; sub cenușiu (suflet)…… Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Fenomenele de echilibru chimic acoperă zona transformărilor incomplete, adică astfel de cazuri când transformarea chimică a unui sistem material nu este finalizată, dar se oprește după ce o parte a substanței a suferit o schimbare. ÎN… … Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (chimic; Phosphore French, Phosphor German, Phosphorus English and Lat., de unde denumirea P, uneori Ph; greutatea atomică 31 [În timpurile moderne, greutatea atomică a Ph. a fost găsită (van der Plaats) a fi: 30,93 de restaurare cu o anumită greutate de F. metal...... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

- (chimic). Acesta este numele dat celor patru corpuri elementare situate în a șaptea grupă a tabelului periodic al elementelor: fluor F = 19, clor Cl = 3,5, brom Br = 80 și iod J = 127. Ultimele trei sunt foarte asemănătoare între ele. , iar fluorul este oarecum separat. … … Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Sau halogeni (chimici) Deci, acestea sunt numele a patru corpuri elementare situate în a șaptea grupă a tabelului periodic al elementelor: fluor F = 19, clor Cl = 3,5, brom Br = 80 și iod J = 127. Ultimele trei sunt foarte asemănătoare între ele, iar fluorul costă puțin... ... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

hidrocarbură limită C2H4; se găsește în natură, în secrețiile din solul zonelor petroliere. Obținut artificial pentru prima dată de Kolbe și Frankland în 1848 prin acțiunea metalului de potasiu asupra propionitrilului, iar de către aceștia în 1849 următor... ... Dicţionar Enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron

Acizi sunt substanțe complexe ale căror molecule includ atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți sau schimbați cu atomi de metal și un reziduu acid.

Pe baza prezenței sau absenței oxigenului în moleculă, acizii sunt împărțiți în care conțin oxigen.(H 2 SO 4 acid sulfuric, H 2 SO 3 acid sulfuros, HNO 3 acid azotic, H 3 PO 4 acid fosforic, H 2 CO 3 acid carbonic, H 2 SiO 3 acid silicic) și fără oxigen(acid fluorhidric HF, acid clorhidric HCl (acid clorhidric), acid bromhidric HBr, acid iodhidric HI, acid hidrosulfurat H2S).

În funcție de numărul de atomi de hidrogen din molecula acidă, acizii sunt monobazici (cu 1 atom de H), dibazici (cu 2 atomi de H) și tribazici (cu 3 atomi de H). De exemplu, acidul azotic HNO 3 este monobazic, deoarece molecula sa conține un atom de hidrogen, acid sulfuric H 2 SO 4 – dibazic etc.

Există foarte puțini compuși anorganici care conțin patru atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți cu un metal.

Partea unei molecule de acid fără hidrogen se numește reziduu acid.

Reziduuri acide poate consta dintr-un atom (-Cl, -Br, -I) - acestea sunt resturi acide simple sau pot consta dintr-un grup de atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - acestea sunt reziduuri complexe.

În soluțiile apoase, în timpul reacțiilor de schimb și substituție, reziduurile acide nu sunt distruse:

H2S04 + CuCl2 → CuS04 + 2 HCl

Cuvântul anhidridăînseamnă anhidru, adică un acid fără apă. De exemplu,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Acizii anoxici nu au anhidride.

Acizii își iau numele de la numele elementului de formare a acidului (agent de formare a acidului) cu adăugarea terminațiilor „naya” și mai rar „vaya”: H 2 SO 4 - sulfuric; H 2 SO 3 – cărbune; H 2 SiO 3 – siliciu etc.

Elementul poate forma mai mulți acizi oxigenați. În acest caz, terminațiile indicate în denumirile acizilor vor fi atunci când elementul prezintă o valență mai mare (molecula de acid conține un conținut ridicat de atomi de oxigen). Dacă elementul prezintă o valență mai mică, terminația din numele acidului va fi „gol”: HNO 3 - azot, HNO 2 - azotat.

Acizii pot fi obținuți prin dizolvarea anhidridelor în apă. Dacă anhidridele sunt insolubile în apă, acidul poate fi obţinut prin acţiunea unui alt acid mai puternic asupra sării acidului necesar. Această metodă este tipică atât pentru oxigen, cât și pentru acizii fără oxigen. Acizii fără oxigen se obțin și prin sinteza directă din hidrogen și un nemetal, urmată de dizolvarea compusului rezultat în apă:

H2 + CI2 → 2 HCI;

H2 + S → H2S.

Soluțiile substanțelor gazoase rezultate HCl și H 2 S sunt acizi.

În condiții normale, acizii există atât în ​​stare lichidă, cât și în stare solidă.

Proprietățile chimice ale acizilor

Soluțiile acide acționează asupra indicatorilor. Toți acizii (cu excepția silicicii) sunt foarte solubili în apă. Substanțe speciale - indicatorii vă permit să determinați prezența acidului.

Indicatorii sunt substanțe cu structură complexă. Ele își schimbă culoarea în funcție de interacțiunea lor cu diferite substanțe chimice. În soluțiile neutre au o culoare, în soluțiile de baze au o altă culoare. Când interacționează cu un acid, acestea își schimbă culoarea: indicatorul de metil portocaliu devine roșu, iar indicatorul de turnesol devine și el roșu.

Interacționează cu bazele cu formarea de apă și sare, care conține un reziduu acid neschimbat (reacție de neutralizare):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2H2O.

Interacționează cu oxizii de bază cu formarea de apă şi sare (reacţie de neutralizare). Sarea conține restul acid al acidului care a fost utilizat în reacția de neutralizare:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FeP04 + 3H2O.

Interacționează cu metalele. Pentru ca acizii să interacționeze cu metalele, trebuie îndeplinite anumite condiții:

1. metalul trebuie sa fie suficient de activ fata de acizi (in seria de activitate a metalelor trebuie situat inaintea hidrogenului). Cu cât un metal se află mai în stânga în seria de activități, cu atât interacționează mai intens cu acizii;

2. acidul trebuie să fie suficient de puternic (adică capabil să doneze ioni de hidrogen H +).

Când au loc reacții chimice ale acidului cu metalele, se formează sare și se eliberează hidrogen (cu excepția interacțiunii metalelor cu acizii azotic și sulfuric concentrat):

Zn + 2HCI → ZnCI2 + H2;

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

Mai ai întrebări? Vrei să afli mai multe despre acizi?
Pentru a obține ajutor de la un tutor, înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.

Formula acidului iodhidric

Proprietăți

Acidul iodhidric sau iodură de hidrogen, în condiții normale, este un gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare care fumează bine atunci când este expus la aer. Se dizolvă bine în apă, formând în același timp un amestec azeotrop. Acidul iodhidric nu este stabil la temperatură. Prin urmare, se descompune la 300C. La o temperatură de 127C, iodură de hidrogen începe să fiarbă.

Acidul iodhidric este un agent reducător foarte puternic. Când stă în picioare, soluția de bromură de hidrogen devine maro datorită oxidării sale treptate cu aer și se eliberează iod molecular.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

Bromura de hidrogen poate reduce acidul sulfuric concentrat la hidrogen sulfurat:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

La fel ca și alte halogenuri de hidrogen, iodură de hidrogen este adăugată la legături multiple printr-o reacție electrofilă:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Acid iodhidric - Puternic sau slab

Acidul iodhidric este cel mai puternic. Sărurile sale se numesc ioduri.

Chitanță

Industrial, iodură de hidrogen este produsă din reacția moleculelor de iod cu hidrazina, care produce și molecule de azot (N).

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

În condiții de laborator, acidul iodhidric poate fi obținut prin reacții redox:

Н2S + I2 = S (în sediment) + 2НI

Sau hidroliza iodurii de fosfor:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

Acidul iodhidric poate fi produs și prin interacțiunea moleculelor de hidrogen și iod. Această reacție are loc numai atunci când este încălzită, dar nu ajunge la final, deoarece echilibrul este stabilit în sistem.

Descarca

Rezumat pe tema:

Iodură de hidrogen

Plan:

Introducere

• 1 chitanță
• 2 Proprietăți
• 3 Aplicare
Literatură

Introducere

Iodură de hidrogen HI este un gaz incolor, asfixiant, care fumează puternic în aer. Este foarte solubil în apă, formează un amestec azeotrop cu un punct de fierbere de 127 °C și o concentrație HI de 57%. Instabil, se descompune la 300 °C.

1. Chitanță

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

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

În laborator, HI poate fi obținută folosind reacții redox:

• H2S + I2 → S↓ + 2HI
• PI3 + 3H20 → H3PO3 + 3HI

Iodura de hidrogen este produsă și prin interacțiunea unor substanțe simple. Această reacție are loc numai atunci când este încălzită și nu se finalizează, deoarece echilibrul este stabilit în sistem:

H 2 + I 2 → 2 HI

2. Proprietăți

O soluție apoasă de HI se numește acid iodhidric(lichid incolor cu miros înțepător). Acidul iodhidric este un acid puternic. 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/cm 3 .

Iodură de hidrogen este un agent reducător puternic. Când stă în picioare, o soluție apoasă de HI devine maro datorită oxidării sale treptate de către oxigenul atmosferic și eliberării de iod molecular:

4HI + O2 → 2H2O + 2I2

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

8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O

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

HI + H2C=CH2 → H3CCH2I

În timpul hidrolizei iodurilor unor metale cu stări de oxidare inferioare, se eliberează hidrogen: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Iodurile alcaline au următoarele proprietăți: Indice NaI KI NH 4 I Densitate g/cm3 3,67 3,12 2,47 Punct de topire ºC 651 723 557 (sublimare) Solubilitate 20ºC 178,7 144 172,3 Solubilitate 100,2020,3025 ºC 038 1,731 Solubilitate: g la 100 g de apă

Sub influența luminii, sărurile alcaline se descompun, eliberând I 2, care le conferă o culoare galbenă. Iodurile se obțin prin reacția iodului cu alcalii în prezența agenților reducători care nu formează subproduse solide: acid formic, formaldehidă, hidrazină: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Sulfiții pot pot fi de asemenea folosite, dar contaminează sulfații produsului. Fără adăugarea de agenți reducători, la prepararea sărurilor alcaline, se formează iodat MIO 3 împreună cu iodură (1 parte până la 5 părți iodură).

Ionii de Cu 2+, atunci când interacționează cu ioduri, dau cu ușurință săruri slab solubile de CuI monovalent de cupru: 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. „Chimia și tehnologia bromului, iodului și compușilor lor” M., Chimie, 1995, −432 p.]

3. Aplicare

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

Alcoolii, halogenurile și acizii se reduc cu HI, dând alcani [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. „Beginnings of Organic Chemistry Vol. 1” M., 1969 p. 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Când HI acționează asupra pentozelor, le transformă pe toate în iodură de amil secundară: CH2CH2CH2CHICH3, iar hexozele în iodură de n-hexil secundară. [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. „Principii de chimie organică vol. 1” M., 1969 p. 440]. Derivații de iod se reduc cel mai ușor; unii derivați de clor nu se reduc deloc. Alcoolii terțiari sunt cei mai ușor de redus. Alcoolii polihidroxilici reacționează, de asemenea, în condiții blânde, producând adesea iodoalchili secundari. ["Chimie organică preparativă" M., State. n.t. editura chimica Literar, 1959 p. 499 și V.V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

HI se descompune rapid în lumină. Reacționează cu oxigenul atmosferic, dând I2 și apă. Acidul sulfuric concentrat oxidează și HI. Dioxidul de sulf, dimpotrivă, reduce I 2: I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

Când este încălzit, HI se disociază în hidrogen și I 2, ceea ce face posibilă producerea hidrogenului cu costuri reduse de energie.

Literatură

• Akhmetov N. S. „Chimie generală și anorganică” M.: Liceu, 2001

Descarca
Acest rezumat se bazează pe un articol din Wikipedia rusă. Sincronizare finalizată 13/07/11 23:37:03
Rezumate similare: