Fórmula do ácido iodídrico

Propriedades

O ácido iodídrico, ou iodeto de hidrogênio, em condições normais é um gás incolor com um odor pungente e sufocante que fuma bem ao interagir com o ar. É altamente solúvel em água, formando uma mistura azeotrópica. O ácido iodídrico não é estável à temperatura. Portanto, a 300C ele se decompõe. A uma temperatura de 127C, o iodo de hidrogênio começa a ferver.

O ácido iodídrico é um agente redutor muito forte. Ao assentar, uma solução de brometo de hidrogênio fica marrom devido à sua oxidação gradual com o ar, enquanto o iodo molecular é liberado.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

O brometo de hidrogênio pode reduzir o ácido sulfúrico concentrado a sulfeto de hidrogênio:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Como outros haletos de hidrogênio, o iodeto de hidrogênio é adicionado a múltiplas ligações pela reação de um composto eletrofílico:

HI + H2C \u003d CH -\u003e H3CCH2I

Ácido iodídrico - Forte ou fraco

O ácido iodídrico é o mais forte. Seus sais são chamados de iodetos.

Recibo

Na indústria, o iodo de hidrogênio é produzido pela reação de moléculas de iodo com hidrazina, que também produz moléculas de nitrogênio (N).

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Em condições de laboratório, o ácido iodídrico pode ser obtido por reações redox:

H2S + I2 \u003d S (no sedimento) + 2HI

Ou por hidrodisia de iodeto de fósforo:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

O ácido iodídrico também pode ser obtido pela interação de moléculas de hidrogênio e iodo. Essa reação ocorre apenas quando aquecida, mas não vai até o fim, pois é estabelecido um equilíbrio no sistema.

ácidos substâncias complexas são chamadas, cuja composição das moléculas inclui átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e um resíduo ácido.

De acordo com a presença ou ausência de oxigênio na molécula, os ácidos são divididos em(H 2 SO 4 ácido sulfúrico, H 2 SO 3 ácido sulfuroso, HNO 3 ácido nítrico, H 3 PO 4 ácido fosfórico, H 2 CO 3 ácido carbônico, H 2 SiO 3 ácido silícico) e anóxico(ácido fluorídrico HF, ácido clorídrico HCl (ácido clorídrico), ácido bromídrico HBr, ácido iodídrico HI, ácido hidrossulfureto H2S).

Dependendo do número de átomos de hidrogênio em uma molécula de ácido, os ácidos são monobásicos (com 1 átomo de H), dibásicos (com 2 átomos de H) e tribásicos (com 3 átomos de H). Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3 é monobásico, pois há um átomo de hidrogênio em sua molécula, o ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Existem muito poucos compostos inorgânicos contendo quatro átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por um metal.

A parte de uma molécula de ácido sem hidrogênio é chamada de resíduo ácido.

Resíduo de Ácido eles podem consistir em um átomo (-Cl, -Br, -I) - são resíduos de ácidos simples, ou podem - de um grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - são resíduos complexos .

Em soluções aquosas, os resíduos ácidos não são destruídos durante as reações de troca e substituição:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

A palavra anidrido significa anidro, isto é, um ácido sem água. Por exemplo,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Os ácidos anóxicos não possuem anidridos.

Os ácidos recebem o nome do nome do elemento formador de ácido (agente formador de ácido) com a adição das terminações “naya” e menos frequentemente “vaya”: H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 - carvão; H 2 SiO 3 - silício, etc.

O elemento pode formar vários ácidos de oxigênio. Neste caso, as terminações indicadas no nome dos ácidos serão quando o elemento apresentar a maior valência (a molécula de ácido tem um grande teor de átomos de oxigênio). Se o elemento apresentar uma valência mais baixa, a terminação do nome do ácido será “pura”: HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitroso.

Os ácidos podem ser obtidos dissolvendo anidridos em água. Se os anidridos são insolúveis em água, o ácido pode ser obtido pela ação de outro ácido mais forte sobre o sal do ácido necessário. Este método é típico tanto para oxigênio quanto para ácidos anóxicos. Os ácidos anóxicos também são obtidos por síntese direta de hidrogênio e não-metal, seguida pela dissolução do composto resultante em água:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Soluções das substâncias gasosas resultantes HCl e H 2 S e são ácidos.

Em condições normais, os ácidos são líquidos e sólidos.

Propriedades químicas dos ácidos

As soluções ácidas atuam nos indicadores. Todos os ácidos (exceto o ácido silícico) se dissolvem bem em água. Substâncias especiais - os indicadores permitem determinar a presença de ácido.

Os indicadores são substâncias de estrutura complexa. Eles mudam de cor dependendo da interação com diferentes produtos químicos. Em soluções neutras, eles têm uma cor, em soluções de bases, outra. Ao interagir com o ácido, eles mudam de cor: o indicador laranja de metila fica vermelho, o indicador de tornassol também fica vermelho.

Interaja com as bases com a formação de água e sal, que contém um resíduo ácido inalterado (reação de neutralização):

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

Interaja com óxidos à base com a formação de água e sal (reação de neutralização). O sal contém o resíduo ácido do ácido que foi usado na reação de neutralização:

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

interagir com metais. Para a interação de ácidos com metais, certas condições devem ser atendidas:

1. o metal deve ser suficientemente ativo em relação aos ácidos (na série de atividade dos metais, deve estar localizado antes do hidrogênio). Quanto mais à esquerda um metal está na série de atividades, mais intensamente ele interage com os ácidos;

2. O ácido deve ser forte o suficiente (ou seja, capaz de doar íons H + hidrogênio).

Durante o curso das reações químicas de um ácido com metais, um sal é formado e o hidrogênio é liberado (exceto pela interação de metais com ácidos nítrico e sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

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

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Resumo sobre o tema:

Iodo de hidrogênio

Plano:

Introdução

• 1 Obtendo
• 2 Propriedades
• 3 Aplicação
Literatura

Introdução

Iodo de hidrogênio HI é um gás sufocante incolor que produz uma forte fumaça no ar. Vamos bem dissolver em água, forma uma mistura azeotrópica com Тbp 127 °C e concentração HI 57%. Instável, decompõe-se a 300 °C.

1. Recibo

Na indústria, o HI é obtido pela reação do iodo com hidrazina:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

No laboratório, o HI pode ser obtido usando reações redox:

• H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI
• PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

O iodo de hidrogênio também é obtido pela interação de substâncias simples. Essa reação ocorre apenas quando aquecida e não prossegue até o fim, pois o equilíbrio é estabelecido no sistema:

H 2 + I 2 → 2HI

2. Propriedades

Uma solução aquosa de HI é chamada ácido iodídrico(líquido incolor com odor pungente). O ácido iodídrico é um ácido forte. Os sais do ácido iodídrico são chamados iodetos. 132 g de HI dissolvem-se em 100 g de água à pressão normal e 20 ºC, e 177 g a 100 ºC. O ácido iodídrico a 45% tem uma densidade de 1,4765 g/cm 3 .

O iodeto de hidrogênio é um forte agente redutor. Quando em repouso, uma solução aquosa de HI torna-se marrom devido à sua oxidação gradual com o oxigênio atmosférico e a liberação de iodo molecular:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI é capaz de reduzir o ácido sulfúrico concentrado a sulfeto de hidrogênio:

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

Como outros haletos de hidrogênio, HI adiciona ligações múltiplas (reação de adição eletrofílica):

HI + H 2 C \u003d CH 2 → H 3 CCH 2 I

Durante a hidrólise de iodetos de alguns metais de estados de oxidação mais baixos, o hidrogênio é liberado: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2

Os iodetos alcalinos possuem as seguintes propriedades: Índice NaI KI NH 4 I Densidade g/cm3 3,67 3,12 2,47 Ponto de fusão ºC 651 723 557 (sublimação) Solubilidade 20ºC 178,7 144 172,3 Solubilidade 100ºC 302 200 250,2 Densidade 37,5% por solução 1,8038:g 1,731 g de água

Sob a ação da luz, os sais alcalinos se decompõem, liberando I 2, o que lhes confere uma cor amarela. Os iodetos são obtidos pela reação de iodo com álcalis na presença de agentes redutores que não formam subprodutos sólidos: ácido fórmico, formaldeído, hidrazina: 2K 2 CO 3 + 2I 2 + HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Os sulfitos podem também podem ser usados, mas poluem os sulfatos do produto. Sem aditivos de agentes redutores, na preparação de sais alcalinos, juntamente com o iodeto, é formado o iodato MIO 3 (1 parte a 5 partes de iodeto).

Íons Cu 2+, ao interagir com iodetos, facilmente dão sais pouco solúveis de cobre monovalente CuI: 2NaI + CuSO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → 2CuI + 2Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 [Ksenzenko V. I., Stasinevich D S. "Química e tecnologia de bromo, iodo e seus compostos" M., Química, 1995, -432s.]

3. Aplicação

O iodo de hidrogênio é usado em laboratórios como agente redutor em muitas sínteses orgânicas, bem como para a preparação de vários compostos contendo iodo.

Álcoois, halogenetos e ácidos são reduzidos por HI, dando alcanos [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "Principles of organic chemistry vol. 1" M., 1969 p. 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Sob a ação de HI nas pentoses, converte todas elas em iodeto de amila secundário: CH2CH2CH2CHICH3, e as hexoses em iodeto de n-hexil secundário. [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. "Principles of Organic Chemistry Vol. 1" M., 1969 p. 440]. Derivados de iodo são os mais fáceis de restaurar, alguns derivados de cloro não são restaurados. Os álcoois terciários são os mais fáceis de recuperar. Os álcoois poli-hídricos também reagem sob condições brandas, muitas vezes dando iodoalquilas secundárias. ["Química orgânica preparativa" M., State. s.t. Editora de Chem. literatura, 1959 p. 499 e V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].

HI se decompõe rapidamente na presença de luz. Reage com o oxigênio do ar para dar I2 e água. O ácido sulfúrico concentrado também oxida o HI. O dióxido de enxofre, ao contrário, reduz I 2: I 2 + SO 2 + 2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4

O HI, quando aquecido, dissocia-se em hidrogênio e I 2 , o que possibilita a obtenção de hidrogênio com baixo custo energético.

Literatura

• Akhmetov N. S. "Química geral e inorgânica" M.: Escola superior, 2001

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Este resumo é baseado em um artigo da Wikipedia russa. Sincronização concluída em 13/07/11 23:37:03
Resumos semelhantes:

Os ácidos podem ser classificados de acordo com diferentes critérios:

1) A presença de átomos de oxigênio no ácido

2) Basicidade ácida

A basicidade de um ácido é o número de átomos de hidrogênio "móveis" em sua molécula, capazes de se separar da molécula de ácido na forma de cátions de hidrogênio H + durante a dissociação, e também serem substituídos por átomos de metal:

4) Solubilidade

5) Sustentabilidade

7) Propriedades oxidantes

Propriedades químicas dos ácidos

1. Capacidade de dissociar

Os ácidos dissociam-se em soluções aquosas em cátions hidrogênio e resíduos ácidos. Como já mencionado, os ácidos são divididos em bem dissociantes (fortes) e de baixa dissociação (fracos). Ao escrever a equação de dissociação para ácidos monobásicos fortes, é usada uma seta apontando para a direita () ou um sinal de igual (=), o que realmente mostra a irreversibilidade de tal dissociação. Por exemplo, a equação de dissociação para ácido clorídrico forte pode ser escrita de duas maneiras:

ou nesta forma: HCl \u003d H + + Cl -

ou neste: HCl → H + + Cl -

De fato, a direção da seta nos diz que o processo inverso de combinar cátions de hidrogênio com resíduos ácidos (associação) em ácidos fortes praticamente não ocorre.

Caso queiramos escrever a equação para a dissociação de um ácido monobásico fraco, devemos usar duas setas em vez do sinal na equação. Este sinal reflete a reversibilidade da dissociação de ácidos fracos - no caso deles, o processo inverso de combinar cátions de hidrogênio com resíduos ácidos é fortemente pronunciado:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Os ácidos polibásicos dissociam-se em passos, i.e. os cátions de hidrogênio não são separados de suas moléculas simultaneamente, mas por sua vez. Por esta razão, a dissociação de tais ácidos é expressa não por uma, mas por várias equações, cujo número é igual à basicidade do ácido. Por exemplo, a dissociação do ácido fosfórico tribásico ocorre em três etapas com a separação sucessiva de cátions H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Deve-se notar que cada próximo estágio de dissociação ocorre em menor grau do que o anterior. Ou seja, as moléculas de H 3 PO 4 dissociam-se melhor (em maior extensão) do que os íons H 2 PO 4 — que, por sua vez, dissociam-se melhor do que os íons HPO 4 2-. Esse fenômeno está associado a um aumento na carga de resíduos ácidos, como resultado do aumento da força da ligação entre eles e íons H + positivos.

Dos ácidos polibásicos, o ácido sulfúrico é uma exceção. Como esse ácido se dissocia bem em ambas as etapas, é permitido escrever a equação de sua dissociação em uma etapa:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Interação de ácidos com metais

O sétimo ponto na classificação dos ácidos, indicamos suas propriedades oxidantes. Foi apontado que os ácidos são oxidantes fracos e oxidantes fortes. A grande maioria dos ácidos (praticamente todos, exceto H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) são agentes oxidantes fracos, pois podem mostrar sua capacidade oxidante apenas devido aos cátions hidrogênio. Tais ácidos podem oxidar a partir de metais apenas aqueles que estão na série de atividade à esquerda do hidrogênio, enquanto o sal do metal correspondente e o hidrogênio são formados como produtos. Por exemplo:

H 2 SO 4 (dif.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Quanto aos ácidos oxidantes fortes, i.e. H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, então a lista de metais sobre os quais atuam é muito mais ampla, e inclui tanto todos os metais até o hidrogênio na série de atividades, quanto quase tudo depois. Ou seja, ácido sulfúrico concentrado e ácido nítrico de qualquer concentração, por exemplo, oxidarão até mesmo metais inativos como cobre, mercúrio e prata. Mais detalhadamente, a interação do ácido nítrico e ácido sulfúrico concentrado com metais, bem como algumas outras substâncias devido à sua especificidade, serão consideradas separadamente no final deste capítulo.

3. Interação de ácidos com óxidos básicos e anfotéricos

Os ácidos reagem com óxidos básicos e anfotéricos. O ácido silícico, por ser insolúvel, não reage com óxidos básicos de baixa atividade e óxidos anfotéricos:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interação de ácidos com bases e hidróxidos anfotéricos

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interação de ácidos com sais

Esta reação prossegue se for formado um precipitado, um gás ou um ácido substancialmente mais fraco do que aquele que reage. Por exemplo:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Propriedades oxidantes específicas dos ácidos nítrico e sulfúrico concentrado

Como mencionado acima, o ácido nítrico em qualquer concentração, assim como o ácido sulfúrico exclusivamente em estado concentrado, são agentes oxidantes muito fortes. Em particular, ao contrário de outros ácidos, eles oxidam não apenas os metais que estão até o hidrogênio na série de atividade, mas também quase todos os metais depois dele (exceto platina e ouro).

Por exemplo, eles são capazes de oxidar cobre, prata e mercúrio. No entanto, deve-se entender com firmeza o fato de que vários metais (Fe, Cr, Al), apesar de serem bastante ativos (eles são até o hidrogênio), não reagem com HNO 3 concentrado e H concentrado 2 SO 4 sem aquecimento devido ao fenômeno de passivação - uma película protetora de produtos sólidos de oxidação é formada na superfície de tais metais, o que não permite que moléculas de ácidos sulfúrico e nítrico concentrado penetrem profundamente no metal para que a reação prossiga . No entanto, com forte aquecimento, a reação ainda prossegue.

No caso de interação com metais, os produtos necessários são sempre o sal do metal correspondente e o ácido utilizado, além da água. Um terceiro produto também é sempre isolado, cuja fórmula depende de muitos fatores, em particular, como a atividade dos metais, bem como a concentração de ácidos e a temperatura das reações.

O alto poder oxidante dos ácidos sulfúrico e nítrico concentrado permite que eles reajam não apenas com praticamente todos os metais da faixa de atividade, mas também com muitos não-metais sólidos, em particular com fósforo, enxofre e carbono. A tabela abaixo mostra claramente os produtos da interação dos ácidos sulfúrico e nítrico com metais e não metais, dependendo da concentração:

7. Propriedades redutoras de ácidos anóxicos

Todos os ácidos anóxicos (exceto HF) podem apresentar propriedades redutoras devido ao elemento químico que faz parte do ânion, sob a ação de diversos agentes oxidantes. Assim, por exemplo, todos os ácidos hidrohálicos (exceto HF) são oxidados por dióxido de manganês, permanganato de potássio, dicromato de potássio. Neste caso, os íons haletos são oxidados a halogênios livres:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Entre todos os ácidos hidro-hálicos, o ácido iodídrico tem a maior atividade redutora. Ao contrário de outros ácidos hidro-hálicos, mesmo óxido férrico e sais podem oxidá-lo.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

O ácido hidrossulfeto H 2 S também tem uma alta atividade redutora, mesmo um agente oxidante como o dióxido de enxofre pode oxidá-lo.