Brint jod

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 10. februar 2021; checks kræver 5 redigeringer .

Brint jod

Generel

Systematisk
navn

Brint jod

Traditionelle navne

Hydroiodid, hydrogeniodid

Chem. formel

HEJ

Rotte. formel

HEJ

Fysiske egenskaber

Stat

farveløs gas

Molar masse

127.904 g/ mol

Massefylde

2,85 g/ml (-47 °C)

Termiske egenskaber

Temperatur

• smeltning

-50,80 °C

• kogning

-35,36 °C

• nedbrydning

300°C

Kritisk punkt

150,7°C

Entalpi

• uddannelse

26,6 kJ/mol

Kemiske egenskaber

Syredissociationskonstant

pK_{a}

- elleve

Opløselighed

• i vand

72,47 (20°C)

Klassifikation

[10034-85-2]

233-109-9

jeg

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

RTECS

MW3760000

CHEBI

Sikkerhed

0 3 en COR

Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.

Mediefiler på Wikimedia Commons

Hydroiodid (hydroiodid, hydrogeniodid, HI) er en farveløs, kvælende gas (under normale forhold ), der ryger kraftigt i luften. Lad os godt opløse i vand, danner en azeotrop blanding med Тbp 127 °C og koncentration HI 57%. Ustabil, nedbrydes ved 300 °C.

Henter

I industrien fremstilles HI ved omsætning af jod med hydrazin :

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

I laboratoriet kan HI opnås ved hjælp af redoxreaktioner:

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

Gendannelse af jod med andre reduktionsmidler:

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

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

Ved indvirkning af en stabil og tilstrækkelig stærk syre på iodider (normalt tager de varm koncentreret fosforsyre , svovlsyre er ikke egnet):

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

Meget ofte fremstilles orthophosphorsyre ved kontaktmetoden, og derfor er den også forurenet med svovlsyre, hvilket er ekstremt farligt ved fremstilling af jodbrinte (ekstremt giftigt svovlbrinte frigives ). Det er af denne grund, at reduktion af jod oftere anvendes i laboratorier .

og udveksle reaktioner:

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

Reaktionen skal udføres i en vandig opløsning i fravær af alkoholer.

Hydrogenjod opnås også ved vekselvirkning af simple stoffer. Denne reaktion forekommer kun, når den opvarmes og fortsætter ikke til slutningen, da der er etableret ligevægt i systemet :

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

På et af stadierne af opnåelse af jodbrinte (opnå iodider fra jod), skal du sikre dig, at der ikke er alkoholer i opløsningen, da der dannes jodoform , som, når du modtager jodbrinte, oxiderer det til jod (reducerer til dijodmethan ) ).

Egenskaber

En vandig opløsning af HI kaldes jodbrintesyre (en farveløs væske med en skarp lugt). Hydrojodsyre er en stærk syre (pK a = −11) [1] . Salte af jodbrintesyre kaldes iodider . 132 g HI opløses i 100 g vand ved normalt tryk og 20 ° C, og 177 g ved 100 ° C. 45 % iodbrinte har en densitet på 1,4765 g/cm³.

Hydrogeniodid er et stærkt reduktionsmiddel. I luft bliver en vandig opløsning af HI brun på grund af dens gradvise oxidation med atmosfærisk oxygen og frigivelsen af molekylært jod :

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

HI er i stand til at reducere koncentreret svovlsyre til hydrogensulfid :

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

Som andre hydrogenhalogenider tilføjer HI flere bindinger (elektrofil additionsreaktion):

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

Jodider tilføjer elementært jod for at danne polyiodider:

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

Hvad får den mørkebrune farve af jodbrintesyre til at stå i luften i lang tid.

Under påvirkning af lys nedbrydes alkalisalte og frigiver I 2 , hvilket giver dem en gul farve. Jodider opnås ved interaktion af jod med alkalier i nærvær af reduktionsmidler, der ikke danner faste biprodukter: myresyre, formaldehyd, hydrazin:

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

Sulfitter kan også bruges, men de forurener produktet med sulfater. Uden tilsætningsstoffer af reduktionsmidler dannes der ved fremstillingen af alkalisalte sammen med iodid MIO3-iodat (1 del pr. 5 dele iodid).

Cu 2+ ioner giver, når de interagerer med iodider, let tungtopløselige salte af monovalent kobber CuI:

{\mathsf {2NaI+2CuSO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\højrepil 2CuI\pil ned +2Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4 }}}

[2]

Erstatter grundstoffer i iltsyrer ved 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}\rightarrow 2HIO_{4}+4HI+2PI_{5))))

Det resulterende phosphorpentaiodid hydrolyseres af vand.

Ansøgning

Hydrogenjod bruges i laboratorier som reduktionsmiddel i mange organiske synteser, samt til fremstilling af forskellige jodholdige forbindelser.

Alkoholer, halogenider og syrer reduceres med HI for at give alkaner [3] .

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

Under virkningen af HI på pentoser omdanner det dem alle til sekundært amyliodid: CH 3 CH 2 2CH 2 CHICH 3 , og hexoser til sekundært n-hexyliodid [4] . Jodderivater er de nemmeste at genoprette, nogle klorderivater gendannes slet ikke. Tertiære alkoholer er de nemmeste at genvinde. Polyvalente alkoholer reagerer også under milde forhold og giver ofte sekundære iodalkyler [5] .

HI, når det opvarmes, dissocieres til brint og I 2 , hvilket gør det muligt at opnå brint med lave energiomkostninger.

Fysiologiske effekter og toksikologi

Jodbrinte er et ætsende, giftigt stof. Virker kvælende.
Hydrojodsyre kan forårsage forbrændinger, hvis det kommer i kontakt med huden.
Den maksimalt tilladte koncentration af hydrogeniodid i luften i arbejdsområdet er 2 mg/m³.
Ifølge GOST 12.1.007-76 tilhører jodbrinte til fareklasse III (moderat farligt kemikalie).

Litteratur

Akhmetov N. S. Generel og uorganisk kemi. - M . : Højere skole, 2001.

Noter

↑ Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Kort kemisk opslagsbog: Håndbog. - 3. udg. - L. : Chemistry, 1991. - 432 s.
↑ Ksenzenko V.I., Stasinevich D.S. Kemi og teknologi af brom, jod og deres forbindelser. - M .: Kemi, 1995. - 432 s.
↑ 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 og V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)

Hydrogenhalogenider
Hydrogenfluorid Hydrogenchlorid Hydrogenbromid Brint jod Hydrogen astatin

Jodforbindelser _
oxider	Dioxid (IO 2 ) Dijodtrioxid (I 2 O 3 ) Dijodtetroxid (I 2 O 4 ) Diiodpentoxid (I 2 O 5 ) Jod(III)iodat (I(IO 3 ) 3 )
Halogenider og oxyhalogenider	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) Trichlorid ( ICl3 / I2Cl6 ) _ _ Monobromid (IBr) Tribromid ( IBr3 )
syrer	Hydrogeniodid (HI) Jodsyre (HIO) Jodsyre (HIO 2 ) Jodonsyre (HIO 3 ) Jodsyre (HIO 4 )
Andet	Mononitrat (INO 3 ) Jod(III)nitrat (I(NO 3 ) 3 ) Triiodinitrid (I 3 N) Jod(III)perchlorat (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) Iodater iodider Organiske jodforbindelser

Ordbøger og encyklopædier	Fantastisk catalansk Fantastisk norsk Stor russer
I bibliografiske kataloger	GND : 4291926-5