Главная > Розетки и выключатели > Hi химия. Йодоводородная кислота. Взаимодействие кислот с металлами


Hi химия. Йодоводородная кислота. Взаимодействие кислот с металлами




Йодистый водород

Иодоводород
Общие
Систематическое наименование Иодоводород
Химическая формула HI
Отн. молек. масса 127.904 а. е. м.
Молярная масса 127.904 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества 2.85 г/мл (-47 °C) г/см³
Состояние (ст. усл.) бесцветный газ
Термические свойства
Температура плавления –50.80 °C
Температура кипения –35.36 °C
Температура разложения 300 °C
Критическая точка 150,7 °C
Энтальпия (ст. усл.) 26,6 кДж/моль
Химические свойства
pK a - 10
Растворимость в воде 72,47 (20°C) г/100 мл
Классификация
номер CAS

Иодоводород HI - бесцветный удушливый газ, сильно дымит на воздухе. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Иодоводород хорошо растворяется в воде. Он образует азеотропную смесь, кипящую при 127 °C, с концентрацией HI 57%.

Получение

В промышленности HI получают по реакции I 2 с гидразином , в результате которой также получается N 2 :

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

В лабоатории HI можно получать также с помощью следующих окислительно-восстановительных реакций:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Либо гидролизом иодида фосфора:

РI 3 + 3H 2 O → H 3 РO 3 + 3НI

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ H 2 и I 2 . Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие :

H 2 + I 2 → 2 HI

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является самой сильной кислотой . Соли иодоводородной кислоты называются иодидами .

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

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI способен восстановить концентрированную серную кислоту до сероворода:

8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

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

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Применение

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

Литература

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

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Йодистый водород" в других словарях:

    См. Йод …

    C2H5I йодистый Э., жидкость, температура кипения 72,34°; D14,5 = 1,9444. Свежеприготовленный йодистый Э. бесцветен, при стоянии буреет и разлагается с выделением свободного йода. Обладает сильным эфирным запахом. Загорается трудно. Зажженный,… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    - (хим.) один из элементов группы галоидов, химический знак J, атомный вес 127, по Стасу 126,85 (О = 16), открыт Куртуа в 1811 г. в маточном рассоле золы морских водорослей. Природа его, как элемента, установлена Гей Люссаком и им же ближе… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    - (также водородистый метил, формен) предельный углеводород состава СН4, первый член ряда СnН2n+n, одно из простейших соединений углерода, вокруг которого группируются все остальные и от которого могут быть произведены через замещение атомов… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    Алхимики принимали, что металлы суть тела сложные, состоящие из духа, души и тела, или ртути, серы и соли; под духом, или ртутью, они понимали не обыкновенную ртуть, а летучесть и металлические свойства, напр., блеск, ковкость; под серою (душою)… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    Явления химического равновесия охватывают область неполных превращений, т. е. таких случаев, когда химическое превращение материальной системы совершается не до конца, но прекращается после того, как изменению подвергнется часть вещества. В… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    - (хим.; Phosphore франц., Phosphor нем., Phosphorus англ. и лат., откуда обозначение P, иногда Ph; атомный вес 31 [В новейшее время атомный вес Ф. найден (van der Plaats) такой: 30,93 путем восстановления определенным весом Ф. металлического… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    - (хим.). Так называются четыре элементарных тела, находящихся в седьмой группе периодической системы элементов: фтор F = 19, хлор Сl = 3,5, бром Br = 80 и йод J = 127. Последние три очень похожи друг на друга, а фтор стоит несколько особняком.… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    Или галогены (хим.) Так, называются четыре элементарных тела, находящихся в седьмой группе периодической системы элементов: фтор F = 19, хлор Cl = 3,5, бром Br = 80 и йод J = 127. Последние три очень похожи друг на друга, а фтор стоит несколько… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    Углеводород предельного ряда С2H4; встречается в природе, в выделениях из почвы нефтеносных местностей. Искусственно получен в первый раз Кольбе и Франкландом в 1848 г. при действии металлического калия на пропионнитрил, ими же в следующем 1849… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

скачать

Реферат на тему:

Иодоводород



План:

    Введение
  • 1 Получение
  • 2 Свойства
  • 3 Применение
    • Литература

Введение

Иодоводород HI - бесцветный удушливый газ, 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.


1. Получение

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

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

  • H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI
  • РI 3 + 3H 2 O → H 3 РO 3 + 3НI

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

H 2 + I 2 → 2 HI

2. Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20ºC растворяется 132 г HI, а при 100ºC - 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см 3 .

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

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

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

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

При гидролизе иодидов некоторых металлов низших степеней окисления выделяется водород: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Щелочные иодиды имеют следующее свойства: Показатель NaI KI NH 4 I Плотность г/см3 3,67 3,12 2,47 Т плавления ºC 651 723 557 (сублимация) Растворимость 20ºC 178,7 144 172,3 Растворимость 100ºC 302 200 250,2 Плотность 37,5 % р-ра 1,8038 1,731 Растворимость: г на 100 г воды

Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I 2 , придающий им желтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO 3 (1 часть на 5 частей иодида).

Ионы Cu 2+ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI: 2NaI + CuSO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → 2CuI + 2Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 [Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. «Химия и технология брома, иода и их соедине-ний» М., Химия, 1995, −432с.]


3. 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 [Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 68]. BuCl+ 2HI → BuH + HCl + I 2 При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH2CH2CH2CHICH3, а гексозы - во вторичный иодистый н-гексил. [Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 440]. 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. ["Препаративная органическая химия" М., Гос. н.т. изд-во хим. лит-ры, 1959 стр. 499 и В. В. Марковников Ann. 138, 364 (1866)].

HI быстро разлагается на свету. Реагирует с кислородом воздуха, давая I2 и воду. Концентрированная серная кислота также окисляет HI. Сернистый газ, напротив, восстанавливает I 2: I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

HI при нагреве диссоциирует на водород и I 2 , что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.


Литература

  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001
 скачать
Данный реферат составлен на основе статьи из русской Википедии . Синхронизация выполнена 13.07.11 23:37:03
Похожие рефераты:

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.