Он бесцветен и легко смешивается с водой. В ста миллилитрах жидкости помещается 132 грамма йодоводорода. Это при нормальном давлении и комнатной температуре. При нагреве до 100 градусов в воде растворяются уже 177 граммов . Узнаем, на что способен полученный раствор.
Свойства йодоводородной кислоты
Будучи сильным, соединение проявляет себя как типичная . Это выражено, к примеру, в реакциях с . Взаимодействие проходит с теми из них, что стоят левее . Именно на место этого элемента встает атом .
Получается йодит. Водород улетучивается. С солями йодоводородная кислота реагирует тоже в случае выделения газа. Реже, взаимодействие приводит к осаждению одного из его продуктов.
С основными оксидами героиня статьи тоже реагирует, как и прочие сильные . Основными оксидами именуют соединения с кислородом металлов с первой или второй степенями окисления. Взаимодействие приводит к выделению воды и получению йодита , то есть, соли йодоводородной кислоты .
Реакция героини с основаниями тоже дает воду и . Типичное для сильных взаимодействие. Однако, большинство веществ трехосновные. Это указывает на содержание в молекуле 3-ех атомов водорода.
В йодоводородном же соединении атом газа всего один, значит, вещество одноосновное. К тому же, оно относится к бескислородным. Как соляная записывается HCl, так формула йодоводородной кислоты – HI. По сути, это газ. Как же быть с водным раствором? Он считается истинной , но редко встречается в лабораториях. Проблема состоит в хранении раствора.
Сильные восстанавливающие свойства йодоводородной кислоты приводят к быстрому окислению . В итоге, остается чистая вода и бурый осадок на дне пробирки. Это диодоиодат йода. То есть, в растворе героиня недолговечна.
Процесс «порчи» неизбежен. Но, есть путь восстановить героиню статьи. Делают это с помощью . перегоняют в его присутствии. Нужна инертная атмосфера, к примеру, из аргона, или углекислого газа.
Альтернативой фосфору является диксодигидрофосфат водорода с формулой H (PH 2 O 2). Присутствие при перегонке сероводорода на йодоводород тоже влияет положительно. Посему, не стоит выкидывать расслоившуюся смесь и смешивать свежие реагенты. можно восстановить.
Пока йод в растворе не окислился, жидкость бесцветна и резко пахнет. Раствор азеототропен. Это значит, что при кипении состав смеси остается прежним. Испарения и жидкая фазы равновесны. Кипит йодоводородная , к слову, не при 100-та, а при 127-ми градусах Цельсия. Если нагреть до 300-от, вещество разложится.
Теперь, выясним, почему в ряду сильных йодоводород считается самой сильной. Достаточно примера взаимодействия с «коллегами». Так, «встречаясь» с концентратом серной йодоводород восстанавливает его до сероводорода. Если же серное соединение встретится с другими, восстановителем выступит уже оно.
Способность отдавать атомы водорода – основное свойство . Эти атомы присоединяются к прочим элементам, образуются новые молекулы. Вот и процесс восстановления. Реакции восстановления лежат и в основе получения героини статьи.
Получение йодоводородной кислоты
Из-за неустойчивости йодоводородное соединение активно дымит. Учитывая едкость паров, работают с героиней статьи лишь в условиях лабораторий. Обычно, берут сероводород и йод. Получается следующая реакция: H 2 S + I 2 à S + 2HI. Элементарная , формируемая в итоге взаимодействия, выпадает в осадок.
Получить реагент можно, так же, совместив суспензию йода, воду и оксид серы. Итогом станут серная кислота и героиня статьи. Уравнение реакции выглядит так: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4 .
Третий способ получения йодоводорода – совмещение йодита калия и . На выходе кроме героини статьи получится гидроортофосфат калия. Йодоводород во всех реакциях выделяется в виде газа. Улавливают его водой, получая раствор . Трубку, по которой идет газ, нельзя опускать в жидкость.
На крупных предприятиях йодоводород получают реакцией йода с гидразином. Последний, как и героиня статьи, бесцветен и резко пахнет. Химическая запись взаимодействия выглядит так: — 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Как видно, реакция дает больший «выхлоп» йодоводорода, чем лабораторные приемы.
Остается очевидный, но маловыгодный вариант – взаимодействие чистых элементов. Сложность реакции в том, что она протекает лишь при нагреве. К тому же, в системе быстро устанавливается равновесие.
Это не дает реакции дойти до конца. Равновесием в химии именуют точку, когда система начинает противостоять воздействиям на нее. Так что, совмещение элементарных йода и водорода – лишь глава в учебниках химии, но не практический метод.
Применение йодоводородной кислоты
Как и прочие , йодоводородная кислота – электролит . Героиня статьи способна распадаться на ионы, по которым и «пробегает» ток. Для этого бега нужно поместить в раствор катод и анод. Один заряжен положительно, другой отрицательно.
Полученные ресурсы служат в конденсаторах. Электролиты применяют как источники тока и как среду для золочения, серебрения металлов и нанесения на них прочих напылений.
Пользуются промышленники и восстановительными свойствами йодоводорода. Сильную закупают для органических синтезов. Так, спирты восстанавливаются йодоводородом до алканов. К ним относятся все . До алканов героиня статьи восстанавливает, так же, галогениды и прочие .
Не поддаются восстановлению йодоводородом лишь некоторые хлоропроизводные. Учитывая , это мало кого печалит. Если в лаборатории йодоводородную кислоту нейтрализовали , значит, предприятие хорошо финансируют. Ознакомимся с ценниками на реагент.
Цена йодоводородной кислоты
Для лабораторий йодоводородную продают литрами. Хранят реагент в темноте. На свету жидкость быстро буреет, распадается на воду и диодоиодат. Тару плотно закрывают. Героиня статьи не разъедает пластик. В нем-то и хранят реагент.
Спросом пользуется 57-процентная . На складах бывает редко, изготавливается, в основном, под . Ценник выставляют, обычно, в евро. В переводе на получается не меньше 60 000. В евро это за 1 000. Поэтому, приобретают реагент по необходимости. Если есть альтернатива, берут ее. Из йодоводородная не только самая сильная, но и самая дорогая.
Формула йодоводородной кислоты
Свойства
Йодоводородная кислота, или йодоводород, в нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с резким удушливым запахом, который хорошо дымится при взаимодействии с воздухом. Отлично растворяется в воде, при этом образуя смесь азеотропного характера. Йодоводородная кислота не устойчива к температурам. Поэтому при 300С разлагается. При температуре 127С йодоводород начинает кипеть.
Йодоводородная кислота является очень сильным восстановителем. При отстаивании раствор бромоводорода окрашивается в бурый цвет, благодаря постепенному окислению его воздухом, при этом выделяется молекулярный йод.
4НI + О2 –> 2H2О + 2I2
Брмоводород может восстановить концентрированную серную кислоту до сероводорода:
8НI + Н2SО4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О
Также как и другие галогенводороды, йодоводород присоединяется к кратынм связям, путем реакции электрофильного соединения:
НI + Н2C=СH –> Н3СCН2I
Йодоводородной кислоты - Сильная или слабая
Йодоводородная кислота является самой сильной. Ее соли называются йодидами.
Получение
В промышленнсти йодоводород получают от реакции молекул йода с гидразином, в результате чего также получаются молекулы азота (N).
2I2 + N2Н4 = 4НI + N2
В лабораторных условиях йодоводородную кислоту можно получить путем окислительно-восстановительных реакций:
Н2S + I2 = S (в осадке) + 2НI
Или гидродизом йодида фосфора:
РI3 + 3H2О = H3РO3 + 3YI
Йодоводородную кислоту также можно получить при взаимодействии молекул водорода и йода. Эта реакция происходит только при нагревании, но идет не до конца, поскольку в системе устанавливается баланс.
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:
4) Растворимость
5) Устойчивость
7) Окисляющие свойства
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:
либо в таком виде: HCl = H + + Cl —
либо в таком: HCl → H + + Cl —
По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов 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-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
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. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаимодействие кислот с солями
Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
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. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.