Иодоводород

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Иодоводород
Hydrogen-iodide-2D-dimensions.png
Иодоводород
Общие
Систематическое
наименование
Иодоводород
Хим. формула HI
Физические свойства
Состояние бесцветный газ
Молярная масса 127.904 г/моль
Плотность 2.85 г/мл (-47 °C)
Термические свойства
Т. плав. –50.80 °C
Т. кип. –35.36 °C
Т. разл. 300 °C
Кр. точка 150,7 °C
Энтальпия образования 26,6 кДж/моль
Химические свойства
pKa - 11
Растворимость в воде 72,47 (20°C)
Классификация
Рег. номер CAS [10034-85-2]
PubChem 24841
Рег. номер EINECS 233-109-9
SMILES
RTECS MW3760000
ChemSpider 23224
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

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

Получение[править | править вики-текст]

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

\mathsf{2I_2 + N_2H_4 \rightarrow 4HI + N_2}

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

\mathsf{H_2S + I_2 \rightarrow S + 2HI}

и реакций обмена:

\mathsf{PI_3 + 3H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3HI}

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

\mathsf{H_2 + I_2 \rightleftarrows 2HI}

Свойства[править | править вики-текст]

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pKа = -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. На воздухе водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

\mathsf{4HI + O_2 \rightarrow 2H_2O + 2I_2}

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

\mathsf{8HI + H_2SO_4 \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O}

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

\mathsf{HI + CH_2=CH_2 \rightarrow CH_3-CH_2I}

При гидролизе иодидов некоторых металлов низших степеней окисления выделяется водород:

\mathsf{3FeI_2 + 4H_2O \rightarrow Fe_3O_4\downarrow + 6HI + H_2\uparrow}

Иодид калия присоединяет элементарный иод с образованием полииодидов:

\mathsf{KI + I_2 \rightarrow KI_3}

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:

\mathsf{2K_2CO_3 + 2I_2 + HCHO \rightarrow 4KI + 3CO_2\uparrow + H_2O}

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:

\mathsf{2NaI + CuSO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2CuI\downarrow + 2Na_2SO_4 + H_2SO_4}[2]

Применение[править | править вики-текст]

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].

\mathsf{C_4H_9Cl + 2HI \rightarrow C_4H_{10} + HCl + I_2}

При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH2CH2CH2CHICH3, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил.[4]. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанавливаются 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[править | править вики-текст]

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

Примечания[править | править вики-текст]

  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)