Jodovodík

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 10. února 2021; kontroly vyžadují 5 úprav .

Jodovodík

Všeobecné

Systematický
název

Jodovodík

Tradiční jména

Hydrojodid, jodovodík

Chem. vzorec

AHOJ

Krysa. vzorec

AHOJ

Fyzikální vlastnosti

Stát

bezbarvý plyn

Molární hmotnost

127,904 g/ mol

Hustota

2,85 g/ml (-47 °C)

Tepelné vlastnosti

Teplota

• tání

-50,80 °C

• vroucí

-35,36 °C

• rozklad

300 °C

Kritický bod

150,7 °C

Entalpie

• vzdělávání

26,6 kJ/mol

Chemické vlastnosti

Disociační konstanta kyseliny

pK_{a}

- jedenáct

Rozpustnost

• ve vodě

72,47 (20 °C)

Klasifikace

[10034-85-2]

233-109-9

já

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

RTECS

MW3760000

CHEBI

Bezpečnost

0 3 jeden COR

Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.

Mediální soubory na Wikimedia Commons

Hydrojodid (hydrojodid, jodovodík, HI) je bezbarvý dusivý plyn (za normálních podmínek ), na vzduchu silně kouří. Necháme dobře rozpustit ve vodě, vytvoříme azeotropní směs s Тbp 127 °C a koncentrací HI 57 %. Nestabilní, rozkládá se při 300 °C.

Získání

V průmyslu se HI připravuje reakcí jódu s hydrazinem :

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

V laboratoři lze HI získat pomocí redoxních reakcí:

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

Obnova jódu jinými redukčními činidly:

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

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

Působením stabilní a dostatečně silné kyseliny na jodidy (obvykle berou horkou koncentrovanou kyselinu fosforečnou , kyselina sírová není vhodná):

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

Velmi často se kyselina ortofosforečná vyrábí kontaktní metodou, a proto je také kontaminována kyselinou sírovou, která je při výrobě jodu extrémně nebezpečná (uvolňuje se extrémně toxický sirovodík ). Právě z tohoto důvodu se v laboratořích častěji používá redukce jódu .

a výměnné reakce:

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

Reakce by měla být provedena ve vodném roztoku v nepřítomnosti alkoholů.

Také jodový vodík se získává interakcí jednoduchých látek. Tato reakce nastává pouze při zahřátí a neprobíhá do konce, protože v systému je ustavena rovnováha :

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

V jedné ze fází získávání jodovodíku (získávání jodidů z jódu) byste se měli ujistit, že v roztoku nejsou žádné alkoholy, protože se vytvoří jodoform , který ho při příjmu jododíku oxiduje na jód (redukuje na dijodmethan ).

Vlastnosti

Vodný roztok HI se nazývá kyselina jodovodíková (bezbarvá kapalina se štiplavým zápachem). Kyselina jodovodíková je silná kyselina (pK a = −11) [1] . Soli kyseliny jodovodíkové se nazývají jodidy . 132 g HI se rozpustí ve 100 g vody za normálního tlaku a 20 ° C a 177 g při 100 ° C. 45% kyselina jodovodíková má hustotu 1,4765 g/cm³.

Jodovodík je silné redukční činidlo. Vodný roztok HI na vzduchu hnědne v důsledku jeho postupné oxidace vzdušným kyslíkem a uvolňování molekulárního jódu :

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

HI je schopen redukovat koncentrovanou kyselinu sírovou na sirovodík :

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

Stejně jako ostatní halogenovodíky, HI aduje na vícenásobné vazby (elektrofilní adiční reakce):

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

Jodidy přidávají elementární jód za vzniku polyjodidů:

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

Co způsobuje tmavě hnědou barvu kyseliny jodovodíkové stojící dlouhou dobu ve vzduchu.

Působením světla se alkalické soli rozkládají, přičemž se uvolňuje I 2 , který jim dává žlutou barvu. Jodidy se získávají interakcí jódu s alkáliemi za přítomnosti redukčních činidel, která netvoří pevné vedlejší produkty: kyselina mravenčí, formaldehyd, hydrazin:

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

Lze použít i siřičitany, které však kontaminují produkt sírany. Bez přísad redukčních činidel vzniká při přípravě alkalických solí spolu s jodidem MIO₃ jodičnan (1 díl na 5 dílů jodidu).

Ionty Cu 2+ při interakci s jodidy snadno poskytují těžko rozpustné soli jednomocné mědi CuI:

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

[2]

Reakcemi nahrazuje prvky v kyslíkatých kyselinách

{\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))))

Výsledný jodid fosforečný je hydrolyzován vodou.

Aplikace

Jodovodík se používá v laboratořích jako redukční činidlo v mnoha organických syntézách a také pro přípravu různých sloučenin obsahujících jód.

Alkoholy, halogenidy a kyseliny jsou redukovány HI na alkany [3] .

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

Působením HI na pentózy je všechny převádí na sekundární amyljodid: CH 3 CH 2 2CH 2 CHICH 3 a hexózy na sekundární n-hexyl jodid [4] . Nejsnáze se obnovují deriváty jódu, některé deriváty chloru se neobnovují vůbec. Nejsnáze se získávají terciární alkoholy. Vícesytné alkoholy také reagují za mírných podmínek, často poskytují sekundární jodoalkyly [5] .

HI se při zahřátí disociuje na vodík a I2 , což umožňuje získat vodík s nízkými náklady na energii.

Fyziologické účinky a toxikologie

Jodovodík je žíravá, toxická látka. Má dusivý účinek.
Kyselina jodovodíková může způsobit popáleniny, pokud se dostane do kontaktu s pokožkou.
Maximální přípustná koncentrace jodovodíku ve vzduchu pracovního prostoru je 2 mg/m³.
Podle GOST 12.1.007-76 patří kyselina jodovodíková do třídy nebezpečnosti III (středně nebezpečná chemická látka).

Literatura

Achmetov N. S. Obecná a anorganická chemie. - M. : Vyšší škola, 2001.

Poznámky

↑ Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Stručná chemická referenční kniha: Příručka. - 3. vyd. - L .: Chemie, 1991. - 432 s.
↑ Ksenzenko V.I., Stasinevich D.S. Chemie a technologie bromu, jodu a jejich sloučenin. - M .: Chemie, 1995. - 432 s.
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1" M., 1969, str. 68
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1" M., 1969 str. 440
↑ "Preparativní organická chemie" M., State. n.t. Nakladatelství Chem. literatura, 1959 str. 499 a V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)

Halogenidy vodíku
Fluorovodík Chlorovodík Bromovodík Jodovodík Vodíkový astat

Sloučeniny jódu
oxidy	Oxid (IO 2 ) Oxid dijodný (I 2 O 3 ) Oxid dijodný (I 2 O 4 ) Oxid dijodný (I 2 O 5 ) Jodičnan jodný ( I (IO 3 ) 3
Halogenidy a oxyhalogenidy	Monofluorid (IF) trifluorid (IF 3 ) Pentafluorid (IF 5 ) Heptafluorid (IF 7 ) Oxid fluorid (IO 2 F) Oxid fluorid (IO 3 F) Oxid trifluorid (IO 2 F 3 ) Oxid trifluorid (IOF 3 ) Oxid pentafluorid (IOF 5 ) chlorid (ICl) trichlorid (ICl 3 / I 2 Cl 6 ) Monobromid (IBr) tribromid (IBr 3 )
kyseliny	jodovodík (HI) Kyselina jodová (HIO) Kyselina jodová (HIO 2 ) Kyselina jodonová (HIO 3 ) Kyselina jodová (HIO 4 )
jiný	Mononitrát (INO 3 ) Dusičnan jodný ( I (NO 3 ) 3 Nitrid trijod (I 3 N) Chloristan jodný ( I (ClO 4 ) 3 Síran jodný ( I 2 (SO 4 ) 3 ) Jod(I)fluorosulfát (ISO 3F ) Jod(III) fluorosulfát (I(SO 3F ) 3 ) kyanid (ICN) Jodičnany jodidy Organické sloučeniny jodu

Slovníky a encyklopedie	Velká Katalánština Skvělý norský Velký Rus
V bibliografických katalozích	GND : 4291926-5