Vätejod

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 10 februari 2021; kontroller kräver 5 redigeringar .

Vätejod

Allmän

Systematiskt
namn

Vätejod

Traditionella namn

Hydrojodid, vätejodid

Chem. formel

HEJ

Råtta. formel

HEJ

Fysikaliska egenskaper

stat

färglös gas

Molar massa

127,904 g/ mol

Densitet

2,85 g/ml (-47 °C)

Termiska egenskaper

Temperatur

• smältning

-50,80 °C

• kokande

-35,36 °C

• nedbrytning

300°C

Kritisk punkt

150,7°C

Entalpi

• utbildning

26,6 kJ/mol

Kemiska egenskaper

Syradissociationskonstant

pK_{a}

- elva

Löslighet

• i vatten

72,47 (20°C)

Klassificering

[10034-85-2]

233-109-9

jag

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

RTECS

MW3760000

CHEBI

Säkerhet

0 3 ett COR

Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Mediafiler på Wikimedia Commons

Hydrojodid (hydrojodid, vätejodid, HI) är en färglös, kvävande gas (under normala förhållanden ), som ryker kraftigt i luften. Låt oss väl lösa upp i vatten, bildar en azeotrop blandning med Тbp 127 °C och koncentration HI 57%. Instabil, sönderdelas vid 300 °C.

Får

Inom industrin framställs HI genom reaktion av jod med hydrazin :

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

I laboratoriet kan HI erhållas med hjälp av redoxreaktioner:

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

Återställande av jod med andra reduktionsmedel:

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

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

Genom verkan av en stabil och tillräckligt stark syra på jodider (vanligtvis tar de varm koncentrerad fosforsyra , svavelsyra är inte lämplig):

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

Mycket ofta produceras ortofosforsyra genom kontaktmetoden, och därför är den också förorenad med svavelsyra, vilket är extremt farligt när man producerar jodväte (extremt giftigt svavelväte frigörs ). Det är av denna anledning som jodreduktion används oftare i laboratorier .

och utbyta reaktioner:

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

Reaktionen bör utföras i en vattenlösning i frånvaro av alkoholer.

Vätejod erhålls också genom interaktion av enkla ämnen. Denna reaktion inträffar endast när den värms upp och fortsätter inte till slutet, eftersom jämvikt är etablerad i systemet :

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

I ett av stadierna för att få vätejodid (att erhålla jodider från jod), bör du se till att det inte finns några alkoholer i lösningen, eftersom jodoform kommer att bildas , som, när du får vätejod, oxiderar det till jod (reducerar till dijodmetan) ).

Egenskaper

En vattenlösning av HI kallas jodvätesyra (en färglös vätska med en stickande lukt). Jodvätesyra är en stark syra (pK a = −11) [1] . Salter av jodvätesyra kallas jodider . 132 g HI löses i 100 g vatten vid normalt tryck och 20 ° C, och 177 g vid 100 ° C. 45 % jodvätesyra har en densitet av 1,4765 g/cm³.

Vätejodid är ett starkt reduktionsmedel. I luft blir en vattenlösning av HI brun på grund av dess gradvisa oxidation med atmosfäriskt syre och frigörandet av molekylärt jod :

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

HI kan reducera koncentrerad svavelsyra till vätesulfid :

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

Liksom andra vätehalogenider lägger HI till multipla bindningar (elektrofil additionsreaktion):

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

Jodider tillsätter elementärt jod för att bilda polyjodider:

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

Vad gör att den mörkbruna färgen på jodvätesyra står i luften länge.

Under inverkan av ljus sönderdelas alkalisalter och frigör I 2 , vilket ger dem en gul färg. Jodider erhålls genom interaktion av jod med alkalier i närvaro av reduktionsmedel som inte bildar fasta biprodukter: myrsyra, formaldehyd, hydrazin:

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

Sulfiter kan också användas, men de förorenar produkten med sulfater. Utan tillsatser av reduktionsmedel, vid framställning av alkalisalter, tillsammans med jodid, bildas MIO3-jodat (1 del per 5 delar jodid).

Cu 2+-joner , när de interagerar med jodider, ger lätt svårlösliga salter av envärd koppar CuI:

{\mathsf {2NaI+2CuSO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\högerpil 2CuI\nedåtpil +2Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4 }}}

[2]

Ersätter grundämnen i syresyror genom reaktioner

{\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}\högerpil 2HIO_{4}+4HI+2PI_{5))))

Den resulterande fosforpentaiodiden hydrolyseras av vatten.

Applikation

Vätejod används i laboratorier som ett reduktionsmedel i många organiska synteser, såväl som för framställning av olika jodhaltiga föreningar.

Alkoholer, halogenider och syror reduceras med HI för att ge alkaner [3] .

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

Under inverkan av HI på pentoser omvandlar den alla till sekundär amyljodid: CH 3 CH 2 2CH 2 CHICH 3 , och hexoser till sekundär n-hexyljodid [4] . Jodderivat är lättast att återställa, vissa klorderivat återställs inte alls. Tertiära alkoholer är lättast att återvinna. Flervärda alkoholer reagerar också under milda förhållanden och ger ofta sekundära jodalkyler [5] .

HI, vid upphettning, dissocierar till väte och I 2 , vilket gör det möjligt att erhålla väte med låga energikostnader.

Fysiologiska effekter och toxikologi

Jodväte är ett frätande, giftigt ämne. Har en kvävande effekt.
Jodvätesyra kan orsaka brännskador om den kommer i kontakt med huden.
Den högsta tillåtna koncentrationen av jodidväte i luften i arbetsområdet är 2 mg/m³.
Enligt GOST 12.1.007-76 tillhör jodvätesyra faroklass III (måttligt farlig kemikalie).

Litteratur

Akhmetov N. S. Allmän och oorganisk kemi. - M . : Högre skola, 2001.

Anteckningar

↑ Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Kort kemisk referensbok: Handbok. - 3:e uppl. - L. : Chemistry, 1991. - 432 sid.
↑ Ksenzenko V.I., Stasinevich D.S. Kemi och teknik för brom, jod och deras föreningar. - M .: Kemi, 1995. - 432 sid.
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1" M., 1969 s. 68
↑ Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "The Beginnings of Organic Chemistry, Vol. 1" M., 1969 s. 440
^ "Preparative Organic Chemistry" M., State. n.t. Publishing House of Chem. litteratur, 1959 s. 499 och V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)

Vätehalogenider
Vätefluorid Väteklorid Vätebromid Vätejod Väteastatin

Jodföreningar _
oxider	Dioxid (IO 2 ) Dijodtrioxid (I 2 O 3 ) Dijodtetroxid (I 2 O 4 ) Dijodpentoxid (I 2 O 5 ) Jod(III)jodat (I( IO3 ) 3 )
Halider och oxyhalider	Monofluorid (IF) Trifluorid (IF 3 ) Pentafluorid (IF 5 ) Heptafluorid (IF 7 ) Fluordioxid (IO 2 F) Fluortrioxid (IO 3 F) Trifluoriddioxid (IO 2 F 3 ) Trifluoridoxid (IOF 3 ) Pentafluoridoxid (IOF 5 ) Klorid (ICl) Triklorid ( ICl3 / I2Cl6 ) _ _ Monobromid (IBr) Tribromid ( IBr3 )
syror	Vätejodid (HI) Jodsyra (HIO) Jodsyra (HIO 2 ) Jodonsyra (HIO 3 ) Jodsyra (HIO 4 )
Övrig	Mononitrat (INO 3 ) Jod(III)nitrat (I(NO 3 ) 3 ) Trijodinitrid (I 3 N) Jod(III)perklorat (I(ClO 4 ) 3 ) Jod(III)sulfat (I 2 (SO 4 ) 3 ) Jod(I)fluorsulfat (ISO 3 F) Jod(III)fluorsulfat (I(SO 3F ) 3 ) Cyanid (ICN) Jodater jodider Organiska jodföreningar

Ordböcker och uppslagsverk	Stor katalanska Stor norsk Stor ryss
I bibliografiska kataloger	GND : 4291926-5