Hi химический элемент: Иодоводород | это… Что такое Иодоводород?

Иодоводород | это… Что такое Иодоводород?

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Т_кип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Получение

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:

и реакций обмена:

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pK_а = -11) ^[1]. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20°C растворяется 132 г HI, а при 100°C — 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см³.

Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

При гидролизе иодидов некоторых металлов низших степеней окисления выделяется водород:

Иодид калия присоединяет элементарный иод с образованием полииодидов:

Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I₂, придающий им жёлтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин:

Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO₃ (1 часть на 5 частей иодида).

Ионы Cu²⁺ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI:

^[2]

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Спирты, галогениды и кислоты восстанавливаются HI, давая алканы ^[3].

При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: Ch3Ch3Ch3CHICh4, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил. ^[4]. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанав-ливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы.^[5].

HI при нагреве диссоциирует на водород и I₂, что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001

Примечания

1. ↑ Рабинович В.А., Хавин З.Я Краткий химический справочник: Справ.изд.3 изд.- Л.:Химия, 1991. — 432с.
2. ↑ Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. «Химия и технология брома, иода и их соедине-ний» М., Химия, 1995, −432с.
3. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 68
4. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 440
5. ↑ «Препаративная органическая химия» М. , Гос. н.т. изд-во хим. лит-ры, 1959 стр. 499 и В. В. Марковников Ann. 138, 364 (1866)

Иодоводород | это… Что такое Иодоводород?

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Т_кип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Получение

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:

и реакций обмена:

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pK_а = -11) ^[1]. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20°C растворяется 132 г HI, а при 100°C — 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см³.

Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

При гидролизе иодидов некоторых металлов низших степеней окисления выделяется водород:

Иодид калия присоединяет элементарный иод с образованием полииодидов:

Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I₂, придающий им жёлтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин:

Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO₃ (1 часть на 5 частей иодида).

Ионы Cu²⁺ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI:

^[2]

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Спирты, галогениды и кислоты восстанавливаются HI, давая алканы ^[3].

При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: Ch3Ch3Ch3CHICh4, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил. ^[4]. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанав-ливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы.^[5].

HI при нагреве диссоциирует на водород и I₂, что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001

Примечания

1. ↑ Рабинович В.А., Хавин З.Я Краткий химический справочник: Справ.изд.3 изд.- Л.:Химия, 1991. — 432с.
2. ↑ Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. «Химия и технология брома, иода и их соедине-ний» М., Химия, 1995, −432с.
3. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 68
4. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 440
5. ↑ «Препаративная органическая химия» М. , Гос. н.т. изд-во хим. лит-ры, 1959 стр. 499 и В. В. Марковников Ann. 138, 364 (1866)

йод | химический элемент | Британика

йод

Смотреть все СМИ

Ключевые люди:

Бернар Куртуа
Жозеф-Луи Гей-Люссак
сэр Хамфри Дэви
Жан-Батист-Андре Дюма
Виктор Мейер

Похожие темы:

химический элемент
галоген
дефицит йода
йод-131

Просмотреть весь соответствующий контент →

Резюме

Прочтите краткий обзор этой темы

йод (I) , химический элемент, член группы галогенов или группы 17 (группа VIIa) периодической таблицы.

,

Элементы.0037

Точка кипячения	184 ° C (363 ° F)
Специфический вес	4,93 при 20 ° C (68 ° F)
AXIDATION SATESTATION
AXIDATION SATESTATION	— 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 36, 3,
. , +5, +7
electron configuration	2-8-18-18-7 or (Kr)5 s 2 4 d 10 5 p 5

История

В 1811 году французский химик Бернар Куртуа получил фиолетовый пар, нагревая пепел морских водорослей с серной кислотой как побочный продукт производства селитры. Этот пар конденсировался в черное кристаллическое вещество, которое он назвал «веществом X». В 1813 г. английский химик сэр Хамфри Дэви, проезжавший через Париж по пути в Италию, признал вещество X элементом, аналогичным хлору; он предложил имя йод от греческого слова ioeides , «фиолетового цвета».

Наличие и распространение

Йод никогда не встречается в природе в несоединенном виде, и его концентрация недостаточна для образования самостоятельных минералов. Он присутствует в морской воде, но умеренно, в виде йодид-иона I ^— , в количестве примерно 50 мг на метрическую тонну (0,0016 унции на тонну) морской воды. Он также образуется в морских водорослях, устрицах и печени трески. Йодат натрия (NaIO ₃ ) содержится в сырой чилийской селитре (нитрат натрия, NaNO ₃ ). Организм человека содержит йод в составе соединения тироксина, который вырабатывается в щитовидной железе.

Единственным встречающимся в природе изотопом йода является стабильный йод-127. Исключительно полезным радиоактивным изотопом является йод-131, период полураспада которого составляет восемь дней. Он используется в медицине для наблюдения за работой щитовидной железы, для лечения зоба и рака щитовидной железы, а также для локализации опухолей головного мозга и печени. Он также используется в исследованиях для отслеживания хода соединений в метаболизме. Несколько соединений йода используются в качестве контрастных веществ в диагностической радиологии. В водном растворе даже незначительное количество йода в присутствии крахмала дает сине-черную окраску.

Йодоводород — wikidoc

Template:Chembox new
Йодоводород (HI) представляет собой двухатомную молекулу. Водные растворы HI известны как иодистоводородная кислота или иодистоводородная кислота , сильная кислота. Однако йодистый водород и йодистоводородная кислота отличаются тем, что первый представляет собой газ при стандартных условиях; тогда как другой представляет собой водный раствор указанного газа. Они взаимозаменяемы. HI используется в органическом и неорганическом синтезе как один из основных источников йода и как восстановитель.

Содержание

• 1 Свойства йодистого водорода
  • 1.1 Йодоводородная кислота
• 2 Подготовка
• 3 Ключевые реакции и приложения
• 4 Каталожные номера
• 5 Внешние ссылки

Свойства йодистого водорода

HI представляет собой бесцветный газ, реагирующий с кислородом с образованием воды и йода. С влажным воздухом HI дает туман (или пары) йодистоводородной кислоты. Он исключительно растворим в воде, образуя йодистоводородную кислоту. Один литр воды растворяет 425 литров HI, а окончательный раствор содержит только четыре молекулы воды на молекулу HI. ^[1]

Йодоводородная кислота

Опять же, несмотря на химическое родство, йодистоводородная кислота представляет собой не чистый HI, а смесь, содержащую его. Коммерческая «концентрированная» йодистоводородная кислота обычно содержит 48-57% HI по массе. Раствор образует азеотроп, кипящий при 127°С, с 57% HI, 43% воды. Иодистоводородная кислота является одной из самых сильных из всех распространенных галоидных кислот, потому что электроотрицательность йода слабее, чем у остальных распространенных галогенидов. Высокая кислотность вызвана рассеиванием ионного заряда по аниону. Ион йодида намного больше, чем другие распространенные галогениды, что приводит к рассеиванию отрицательного заряда по большому пространству. Напротив, ион хлорида намного меньше, а это означает, что его отрицательный заряд более сконцентрирован, что приводит к более сильному взаимодействию между протоном и ионом хлорида. Этот более слабый H 9Взаимодействие 0075 + —I ⁻ в HI способствует диссоциации протона от аниона.

HI (g) + H 2 O (l)	Шаблон: Unicode H 3 O + (водн.) + I – (водн.)	( K a Шаблон: Unicode 10 10 )
HBr (ж) + H 2 O (л)	Шаблон: Unicode H 3 O + (водн.) + Br – (водн.)	( K a Шаблон: Unicode 10 9 )
HCl (г) + H 2 O (л)	Шаблон:Unicode H 3 O + (водн.) + Cl – (водн.)	( K a Шаблон: Unicode 10 8 )

Получение

Промышленное получение HI включает реакцию I ₂ с гидразином, которая также дает газообразный азот. ^[2]

2 I ₂ + N ₂ H ₄ → 4 HI + N ₂

При выполнении в воде.

HI также можно перегнать из раствора NaI или другого йодида щелочного металла в концентрированной фосфорной кислоте (обратите внимание, что серная кислота не подходит для подкисления йодидов, поскольку она окисляет йодид до элементарного йода).

Кроме того, HI можно получить, просто объединив H ₂ и I ₂ . Этот метод обычно используется для получения образцов высокой чистоты.

H ₂ + I ₂ → 2 HI

В течение многих лет считалось, что эта реакция представляет собой простую бимолекулярную реакцию между молекулами H _{2 10 30 4 2 2}

. Однако при облучении смеси газов с длиной волны света, равной энергии диссоциации I ₂ , около 578 нм, скорость значительно увеличивается. Это подтверждает механизм, при котором I ₂ сначала диссоциирует на 2 атома йода, каждый из которых прикрепляется к стороне молекулы H ₂ и разрывает связь H — H: ^[3]

H ₂ + I ₂ + излучение 578 нм → H ₂ + 2 I → I — — — H — — — H — — — I → 2 HI

В лаборатории другой метод включает гидролиз ИП ₃ , йодный эквивалент PBr ₃ . В этом методе I ₂ реагирует с фосфором с образованием трииодида фосфора, который затем реагирует с водой с образованием HI и фосфористой кислоты.

3 I ₂ + 2 P + 6 H ₂ O → 2 PI ₃ + 6 H ₂ O → 6 HI + 2 H ₃ PO ₃

Ключевые реакции и применения

• HI будет подвергаться окислению, если оставить его открытым на воздухе, по следующему пути:0128

4 HI + O ₂ → 2H ₂ O + 2 I ₂

HI + I ₂ → HI ₃

HI ₃ имеет темно-коричневый цвет, поэтому выдержанные растворы HI часто выглядят темно-коричневыми.

• Нравится HBR и HCl, HI Add to Alkenes ^[4]

HI + H ₂ C = CH ₂ → H ₃ CCH ₂ 1101101101101011011101101110111011011101101110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110110111111111111111110 гг. 0010

HI подпадает под действие тех же правил Марковникова и антимарковникова, что и HCl и HBr.

• HI восстанавливает некоторые α-замещенные кетоны и спирты, заменяя α-заместитель на атом водорода. ^[4]

Ссылки

1. ↑ Холлеман, А. Ф.; Виберг, Э. Академическое издательство «Неорганическая химия»: Сан-Диего, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
2. ↑ Гринвуд, Н.Н. и А. Эрншоу. Химия элементов . 2-е изд. Оксфорд: Баттерворт-Хайнеман. стр. 809-815. 1997.
3. ↑ Холлеман, А. Ф. Виберг, Э. Неорганическая химия. Сан-Диего: Academic Press. стр. 371, 432-433. 2001.
4. ↑ ^{4,0 4,1} Бретон, Г. В., П. Дж. Кропп, П. Дж.; Харви, Р. Г. «Йодистый водород» в Энциклопедии реагентов для органического синтеза (изд.: Л. Пакетт), 2004 г., J. Wiley & Sons, Нью-Йорк. DOI: 10.1002/047084289.

См. также: Nishikata, E., T.; Исии и Т. Охта. «Вязкость водных растворов соляной кислоты, плотность и вязкость водных растворов иодистоводородной кислоты».