Vzorec kyseliny jodovodíkovej
Vlastnosti
Kyselina jodovodíková alebo jódovodík je za normálnych podmienok bezfarebný plyn s prenikavým dusivým zápachom, ktorý pri interakcii so vzduchom dobre fajčí. Je vysoko rozpustný vo vode, pričom tvorí azeotropickú zmes. Kyselina jodovodíková nie je teplotne stabilná. Preto sa pri 300C rozkladá. Pri teplote 127 °C začne jód vrieť.
Kyselina jodovodíková je veľmi silné redukčné činidlo. Pri usadzovaní roztok bromovodíka postupnou oxidáciou vzduchom hnedne, pričom sa uvoľňuje molekulárny jód.
4 НI + О2 –> 2H2О + 2I2
Bromovodík môže redukovať koncentrovanú kyselinu sírovú na sírovodík:
8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О
Ako iné halogenovodíky, jodovodík sa pridáva k viacnásobným väzbám reakciou elektrofilnej zlúčeniny:
HI + H2C \u003d CH -\u003e H3CCH2I
Kyselina jodovodíková - Silná alebo slabá
Kyselina jodovodíková je najsilnejšia. Jeho soli sa nazývajú jodidy.
Potvrdenie
V priemysle sa jód vyrába reakciou molekúl jódu s hydrazínom, čím vznikajú aj molekuly dusíka (N).
2I2 + N2H4 = 4HI + N2
V laboratórnych podmienkach možno kyselinu jodovodíkovú získať redoxnými reakciami:
H2S + I2 \u003d S (v sedimente) + 2HI
Alebo hydrodisyzou jodidu fosforečného:
PI3 + 3H20 = H3P03 + 3YI
Kyselina jodovodíková sa dá získať aj interakciou molekúl vodíka a jódu. Táto reakcia sa vyskytuje iba pri zahrievaní, ale nekončí, pretože v systéme je vytvorená rovnováha.
kyseliny nazývajú sa komplexné látky, ktorých zloženie molekúl zahŕňa atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo zameniť za atómy kovu a zvyšok kyseliny.
Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a anoxické(HF kyselina fluorovodíková, HCl kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, HI kyselina jodovodíková, H2S kyselina hydrosulfidová).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože v jej molekule je jeden atóm vodíka, kyselina sírová H 2 SO 4 – dibázické atď.
Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Kyslý zvyšok môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché zvyšky kyselín, alebo môžu - zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky .
Vo vodných roztokoch sa zvyšky kyselín počas výmenných a substitučných reakcií nezničia:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,
H2SO4 - H20 → SO3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.
Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H2SO3 - uhlie; H 2 SiO 3 - kremík atď.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názve kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje najvyššiu mocnosť (molekula kyseliny má veľký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „čistá“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusitá.
Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslík aj anoxické kyseliny. Anoxické kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovov, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 -> 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S a sú kyseliny.
Za normálnych podmienok sú kyseliny kvapalné aj pevné.
Chemické vlastnosti kyselín
Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sa dobre rozpúšťajú vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia svoju farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych riešeniach majú jednu farbu, v roztokoch báz inú. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú, indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.
Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):
H2S04 + Ca (OH)2 → CaS04 + 2 H20.
Interakcia s oxidmi na báze s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá pri neutralizačnej reakcii:
H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.
interagovať s kovmi.
Pre interakciu kyselín s kovmi musia byť splnené určité podmienky:
1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
2. Kyselina musí byť dostatočne silná (to znamená schopná darovať vodíkové ióny H +).
V priebehu chemických reakcií kyseliny s kovmi vzniká soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.
Máte nejaké otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.
Stiahnuť ▼Abstrakt na tému:
Jódový vodík
Plán:
- Úvod
- 1 Získavanie
- 2 Vlastnosti
- 3 Aplikácia Literatúra
Úvod
Jódový vodík HI je bezfarebný dusivý plyn, ktorý vo vzduchu silno dymí. Necháme dobre rozpustiť vo vode, vytvorí sa azeotropná zmes s Тbp 127 °C a HI koncentráciou 57 %. Nestabilný, rozkladá sa pri 300 °C.
1. Potvrdenka
V priemysle sa HI získava reakciou jódu s hydrazínom:
2I2 + N2H4 -> 4HI + N2
V laboratóriu možno HI získať pomocou redoxných reakcií:
- H2S + I2 → S↓ + 2HI
- PI3 + 3H20 -> H3P03 + 3HI
Jódový vodík sa získava aj interakciou jednoduchých látok. Táto reakcia nastáva iba pri zahrievaní a nepokračuje až do konca, pretože v systéme je vytvorená rovnováha:
H2 + I2 → 2HI
2. Vlastnosti
Vodný roztok HI sa nazýva kyselina jodovodíková(bezfarebná kvapalina so štipľavým zápachom). Kyselina jodovodíková je silná kyselina. Soli kyseliny jodovodíkovej sa nazývajú jodidy. 132 g HI sa rozpustí v 100 g vody pri normálnom tlaku a 20 ° C a 177 g pri 100 ° C. 45 % kyselina jodovodíková má hustotu 1,4765 g/cm3.
Jodovodík je silné redukčné činidlo. Vodný roztok HI pri státí zhnedne v dôsledku postupnej oxidácie vzdušným kyslíkom a uvoľňovania molekulárneho jódu:
4HI + 02 -> 2H20 + 2I 2
HI je schopný redukovať koncentrovanú kyselinu sírovú na sírovodík:
8HI + H2S04 → 4I2 + H2S + 4H20
Podobne ako iné halogenovodíky, HI sa pridáva k viacnásobným väzbám (elektrofilná adičná reakcia):
HI + H2C \u003d CH2 → H3CCH2I
Pri hydrolýze jodidov niektorých kovov nižších oxidačných stavov sa uvoľňuje vodík: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2
Alkalické jodidy majú nasledujúce vlastnosti: index Nai Ki NH 4 I Hustota G / CM3 3.67 3.12 2.47 Bod topenia ºC 651 723 557 (Sublimácia) Rozpustnosť 20ºC 178,7 144 172.3 Rozpustnosť 100ºC 302 200 250,2 Hustota 37,5% roztok 1,8038 1,731 Rozpustnosť: G na 100 g vody
Pôsobením svetla sa alkalické soli rozkladajú, pričom sa uvoľňuje I 2, čo im dáva žltú farbu. Jodidy sa získavajú reakciou jódu s alkáliami za prítomnosti redukčných činidiel, ktoré netvoria tuhé vedľajšie produkty: kyselina mravčia, formaldehyd, hydrazín: 2K 2 CO 3 + 2I 2 + HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Sulfity môžu môžu byť tiež použité, ale znečisťujú produkt sírany. Bez prísad redukčných činidiel vzniká pri príprave alkalických solí spolu s jodidom jodičnan MIO 3 (1 diel až 5 dielov jodidu).
Ióny Cu 2+ pri interakcii s jodidmi ľahko poskytujú zle rozpustné soli jednomocnej medi 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. "Chémia a technológia brómu, jódu a ich zlúčenín" M., Chemistry, 1995, -432s.]
3. Aplikácia
Jódový vodík sa používa v laboratóriách ako redukčné činidlo v mnohých organických syntézach, ako aj na prípravu rôznych zlúčenín obsahujúcich jód.
Alkoholy, halogenidy a kyseliny sa redukujú pomocou HI, čím sa získajú alkány [Nesmeyanov A. N., Nesmeyanov N. A. "Principles of organic chemistry vol. 1" M., 1969, str. 68]. BuCl + 2HI → BuH + HCl + I 2 Pôsobením HI na pentózy ich všetky premieňa na sekundárny amyljodid: CH2CH2CH2CHICH3 a hexózy na sekundárny n-hexyljodid. [Nesmeyanov A.N., Nesmeyanov N.A. "Principles of Organic Chemistry Vol. 1" M., 1969 str. 440]. Najľahšie sa obnovujú deriváty jódu, niektoré deriváty chlóru sa neobnovujú vôbec. Najľahšie sa získavajú terciárne alkoholy. Viacsýtne alkoholy tiež reagujú za miernych podmienok, pričom často poskytujú sekundárne jódalkyly. ["Preparatívna organická chémia" M., State. n.t. Vydavateľstvo Chem. literatúra, 1959 s. 499 a V. V. Markovnikov Ann. 138, 364 (1866)].
HI sa v prítomnosti svetla rýchlo rozkladá. Reaguje s kyslíkom vo vzduchu za vzniku I2 a vody. Koncentrovaná kyselina sírová tiež oxiduje HI. Oxid siričitý naopak znižuje I 2: I 2 + SO 2 + 2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4
HI sa pri zahrievaní disociuje na vodík a I2, čo umožňuje získať vodík s nízkymi nákladmi na energiu.
Literatúra
- Achmetov N. S. "Všeobecná a anorganická chémia" M.: Vyššia škola, 2001
Tento abstrakt je založený na článku z ruskej Wikipédie. Synchronizácia bola dokončená 13.07.2011 23:37:03
Podobné abstrakty:
Kyseliny možno klasifikovať podľa rôznych kritérií:
1) Prítomnosť atómov kyslíka v kyseline
2) Kyslá zásaditosť
Zásaditosť kyseliny je počet „pohyblivých“ atómov vodíka v jej molekule, ktoré sa pri disociácii môžu odštiepiť od molekuly kyseliny vo forme katiónov vodíka H+ a môžu byť nahradené atómami kovu:
4) Rozpustnosť
5) Udržateľnosť
7) Oxidačné vlastnosti
Chemické vlastnosti kyselín
1. Schopnosť disociovať
Kyseliny disociujú vo vodných roztokoch na vodíkové katióny a zvyšky kyselín. Ako už bolo spomenuté, kyseliny sa delia na dobre disociujúce (silné) a nízkodisociujúce (slabé). Pri písaní disociačnej rovnice pre silné jednosýtne kyseliny sa používa buď jedna šípka smerujúca doprava () alebo znamienko rovnosti (=), čo vlastne ukazuje nezvratnosť takejto disociácie. Napríklad disociačná rovnica pre silnú kyselinu chlorovodíkovú môže byť napísaná dvoma spôsobmi:
alebo v tejto forme: HCl \u003d H + + Cl -
alebo v tomto: HCl → H + + Cl -
Smer šípky nám v skutočnosti hovorí, že opačný proces spájania vodíkových katiónov s kyslými zvyškami (asociácia) v silných kyselinách prakticky nenastáva.
V prípade, že chceme napísať rovnicu pre disociáciu slabej jednosýtnej kyseliny, musíme v rovnici použiť namiesto znamienka dve šípky. Tento znak odráža reverzibilitu disociácie slabých kyselín - v ich prípade je reverzný proces spájania katiónov vodíka s kyslými zvyškami výrazne výrazný:
CH3COOH CH3COO - + H +
Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch, t.j. vodíkové katióny sa z ich molekúl neoddeľujú súčasne, ale postupne. Z tohto dôvodu je disociácia takýchto kyselín vyjadrená nie jednou, ale niekoľkými rovnicami, ktorých počet sa rovná zásaditosti kyseliny. Napríklad disociácia trojsýtnej kyseliny fosforečnej prebieha v troch krokoch s postupným oddeľovaním katiónov H+:
H3PO4H+ + H2PO4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H++ PO 4 3-
Treba poznamenať, že každá ďalšia etapa disociácie prebieha v menšom rozsahu ako predchádzajúca. To znamená, že molekuly H 3 PO 4 disociujú lepšie (vo väčšej miere) ako ióny H 2 PO 4 —, ktoré zasa disociujú lepšie ako ióny HPO 4 2-. Tento jav je spojený so zvýšením náboja kyslých zvyškov, v dôsledku čoho sa zvyšuje pevnosť väzby medzi nimi a kladnými iónmi H +.
Z viacsýtnych kyselín je výnimkou kyselina sírová. Pretože táto kyselina dobre disociuje v oboch krokoch, je dovolené napísať rovnicu jej disociácie v jednej fáze:
H2SO4 2H + + SO 4 2-
2. Interakcia kyselín s kovmi
Siedmym bodom v klasifikácii kyselín sme uviedli ich oxidačné vlastnosti. Poukázalo sa na to, že kyseliny sú slabé oxidanty a silné oxidanty. Prevažná väčšina kyselín (prakticky všetky okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3) sú slabé oxidačné činidlá, pretože svoju oxidačnú schopnosť môžu prejaviť len vďaka vodíkovým katiónom. Takéto kyseliny môžu oxidovať z kovov iba tie, ktoré sú v sérii aktivít naľavo od vodíka, zatiaľ čo soľ príslušného kovu a vodík vznikajú ako produkty. Napríklad:
H2S04 (dif.) + Zn ZnSO4 + H2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Čo sa týka silných oxidačných kyselín, t.j. H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3, potom je zoznam kovov, na ktoré pôsobia, oveľa širší a zahŕňa tak všetky kovy až po vodík v rade aktivít, ako aj takmer všetko po ňom. To znamená, že napríklad koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie zoxidujú aj také neaktívne kovy, ako je meď, ortuť a striebro. Podrobnejšie sa interakcii kyseliny dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ako aj niektorými ďalšími látkami vzhľadom na ich špecifickosť, budeme venovať samostatne na konci tejto kapitoly.
3. Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi
Kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi. Kyselina kremičitá, keďže je nerozpustná, nereaguje s nízkoaktívnymi zásaditými oxidmi a amfotérnymi oxidmi:
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H20
6HNO3 + Fe203 2Fe (N03)3 + 3H20
H2Si03 + FeO ≠
4. Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H2S04 + 2Al (OH)3Al2(S04)3 + 6H20
5. Interakcia kyselín so soľami
Táto reakcia prebieha, ak sa vytvorí zrazenina, plyn alebo podstatne slabšia kyselina ako tá, ktorá reaguje. Napríklad:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H20
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Špecifické oxidačné vlastnosti dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej
Ako bolo uvedené vyššie, kyselina dusičná v akejkoľvek koncentrácii, ako aj kyselina sírová výlučne v koncentrovanom stave, sú veľmi silné oxidačné činidlá. Najmä na rozdiel od iných kyselín oxidujú nielen kovy, ktoré sú v rade aktivít až vodík, ale po ňom takmer všetky kovy (okrem platiny a zlata).
Napríklad sú schopné oxidovať meď, striebro a ortuť. Treba však pevne pochopiť, že množstvo kovov (Fe, Cr, Al) napriek tomu, že sú dosť aktívne (sú až po vodík), nereagujú s koncentrovanou HNO 3 a koncentrovaným H. 2 SO 4 bez zahrievania v dôsledku pasivačného javu - na povrchu takýchto kovov sa vytvára ochranný film z pevných oxidačných produktov, ktorý neumožňuje molekulám koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej preniknúť hlboko do kovu, aby reakcia mohla pokračovať . Pri silnom zahrievaní však reakcia stále prebieha.
V prípade interakcie s kovmi sú požadovanými produktmi vždy soľ príslušného kovu a použitá kyselina, ako aj voda. Vždy sa izoluje aj tretí produkt, ktorého vzorec závisí od mnohých faktorov, najmä od aktivity kovov, ako aj od koncentrácie kyselín a od teploty reakcií.
Vysoká oxidačná sila koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej im umožňuje reagovať nielen prakticky so všetkými kovmi rozsahu aktivity, ale aj s mnohými pevnými nekovmi, najmä s fosforom, sírou a uhlíkom. Nižšie uvedená tabuľka jasne ukazuje produkty interakcie kyseliny sírovej a dusičnej s kovmi a nekovmi v závislosti od koncentrácie:
7. Redukčné vlastnosti anoxických kyselín
Všetky anoxické kyseliny (okrem HF) môžu vykazovať redukčné vlastnosti v dôsledku chemického prvku, ktorý je súčasťou aniónu, pôsobením rôznych oxidačných činidiel. Takže napríklad všetky halogenovodíkové kyseliny (okrem HF) sú oxidované oxidom manganičitým, manganistanom draselným, dvojchrómanom draselným. V tomto prípade sa halogenidové ióny oxidujú na voľné halogény:
4HCl + Mn02 MnCl2 + Cl2 + 2H20
16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H20 + 5Br2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Zo všetkých halogenovodíkových kyselín má kyselina jodovodíková najväčšiu redukčnú aktivitu. Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín ho môže oxidovať aj oxid železitý a soli.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 ↓ + 2HCl
Vysokú redukčnú aktivitu má aj kyselina sírovodíková H 2 S. Oxidovať ju môže aj také oxidačné činidlo, akým je oxid siričitý.
