Hej løsning. Syrer: klassificering og kemiske egenskaber. Specifikke oxiderende egenskaber af salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer

Hydrojodsyre formel

Ejendomme

Hydrojodsyre, eller hydrogeniodid, er under normale forhold en farveløs gas med en stikkende kvælende lugt, der ryger godt, når den udsættes for luft. Det opløses godt i vand, mens det danner en azeotrop blanding. Hydrojodsyre er ikke temperaturstabilt. Derfor nedbrydes det ved 300C. Ved en temperatur på 127C begynder hydrogeniodid at koge.

Hydrojodsyre er et meget stærkt reduktionsmiddel. Når den står, bliver hydrogenbromidopløsningen brun på grund af dens gradvise oxidation med luft, og molekylært jod frigives.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

Hydrogenbromid kan reducere koncentreret svovlsyre til hydrogensulfid:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Ligesom andre hydrogenhalogenider tilsættes hydrogeniodid til flere bindinger ved en elektrofil reaktion:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Hydroiodsyre - Stærk eller svag

Hydrojodsyre er den stærkeste. Dens salte kaldes iodider.

Kvittering

Industrielt fremstilles hydrogeniodid fra reaktionen mellem jodmolekyler og hydrazin, som også producerer nitrogen (N) molekyler.

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Under laboratorieforhold kan hydroiodsyre opnås ved redoxreaktioner:

Н2S + I2 = S (i sediment) + 2НI

Eller hydrolyse af phosphoriodid:

PI3 + 3H2O = H3P03 + 3YI

Hydroiodsyre kan også fremstilles ved vekselvirkning mellem brint- og jodmolekyler. Denne reaktion opstår kun, når den opvarmes, men går ikke til ende, da balancen er etableret i systemet.

Syrer kan klassificeres ud fra forskellige kriterier:

1) Tilstedeværelsen af ​​iltatomer i syren

2) Syrebasicitet

Basiciteten af ​​en syre er antallet af "mobile" hydrogenatomer i dens molekyle, der er i stand til at blive spaltet fra syremolekylet i form af hydrogenkationer H + ved dissociation og også erstattet af metalatomer:

4) Opløselighed

5) Stabilitet

7) Oxiderende egenskaber

Syrer kemiske egenskaber

1. Evne til at dissociere

Syrer dissocierer i vandige opløsninger til hydrogenkationer og syrerester. Som allerede nævnt opdeles syrer i godt dissocierende (stærk) og lav-dissocierende (svag). Når man skriver dissociationsligningen for stærke monobasiske syrer, bruges enten én pil til højre () eller et lighedstegn (=), som viser den virtuelle irreversibilitet af en sådan dissociation. For eksempel kan dissociationsligningen for stærk saltsyre skrives på to måder:

eller i denne form: HCl = H + + Cl -

eller på denne måde: HCl → H + + Cl -

Faktisk fortæller pilens retning os, at den omvendte proces med at kombinere hydrogenkationer med sure rester (association) praktisk talt ikke forekommer i stærke syrer.

Hvis vi vil skrive dissociationsligningen for en svag monoprotisk syre, skal vi bruge to pile i ligningen i stedet for tegnet. Dette tegn afspejler reversibiliteten af ​​dissociationen af ​​svage syrer - i deres tilfælde er den omvendte proces med at kombinere hydrogenkationer med sure rester stærkt udtalt:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Flerbasiske syrer dissocierer trinvist, dvs. Hydrogenkationer adskilles fra deres molekyler ikke samtidigt, men en efter en. Af denne grund udtrykkes dissociationen af ​​sådanne syrer ikke med én, men af ​​flere ligninger, hvis antal er lig med syrens basicitet. For eksempel sker dissociationen af ​​tribasisk phosphorsyre i tre trin med vekslende adskillelse af H + kationer:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Det skal bemærkes, at hvert efterfølgende trin af dissociation forekommer i mindre grad end det foregående. Det vil sige, at H 3 PO 4 molekyler dissocierer bedre (i højere grad) end H 2 PO 4 - ioner, som igen dissocierer bedre end HPO 4 2- ioner. Dette fænomen er forbundet med en stigning i ladningen af ​​sure rester, som et resultat af hvilken styrken af ​​bindingen mellem dem og positive H + -ioner stiger.

Af de polybasiske syrer er undtagelsen svovlsyre. Da denne syre dissocierer godt i begge trin, er det tilladt at skrive ligningen for dens dissociation i et trin:

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

2. Interaktion af syrer med metaller

Det syvende punkt i klassificeringen af ​​syrer er deres oxiderende egenskaber. Det blev anført, at syrer er svage oxidationsmidler og stærke oxidationsmidler. Langt de fleste syrer (næsten alle undtagen H 2 SO 4 (konc.) og HNO 3) er svage oxidationsmidler, da de kun kan udvise deres oxidationsevne på grund af hydrogenkationer. Sådanne syrer kan kun oxidere de metaller, der er i aktivitetsrækken til venstre for brint, og produkterne danner et salt af det tilsvarende metal og brint. For eksempel:

H2SO4 (fortyndet) + Zn ZnSO4 + H2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Hvad angår stærke oxiderende syrer, dvs. H 2 SO 4 (konc.) og HNO 3, så er listen over metaller, som de virker på, meget bredere, og den omfatter alle metaller før brint i aktivitetsrækken, og næsten alt efter. Det vil sige, at koncentreret svovlsyre og salpetersyre i enhver koncentration for eksempel vil oxidere selv lavaktive metaller som kobber, kviksølv og sølv. Samspillet mellem salpetersyre og koncentreret svovlsyre med metaller, såvel som nogle andre stoffer, på grund af deres specificitet, vil blive diskuteret separat i slutningen af ​​dette kapitel.

3. Interaktion af syrer med basiske og amfotere oxider

Syrer reagerer med basiske og amfotere oxider. Kiselsyre, da den er uopløselig, reagerer ikke med lavaktive basiske oxider og amfotere oxider:

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

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

H2SiO3 + FeO ≠

4. Interaktion af syrer med baser og amfotere hydroxider

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Interaktion af syrer med salte

Denne reaktion opstår, hvis der dannes et bundfald, gas eller en væsentligt svagere syre end den, der reagerer. For eksempel:

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. Specifikke oxidative egenskaber af salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer

Som nævnt ovenfor er salpetersyre i enhver koncentration, såvel som svovlsyre udelukkende i koncentreret tilstand, meget stærke oxidationsmidler. Især i modsætning til andre syrer oxiderer de ikke kun metaller, der er placeret før brint i aktivitetsserien, men også næsten alle metaller efter det (undtagen platin og guld).

For eksempel er de i stand til at oxidere kobber, sølv og kviksølv. Man skal dog godt forstå, at en række metaller (Fe, Cr, Al), på trods af at de er ret aktive (tilgængelige før brint), alligevel ikke reagerer med koncentreret HNO 3 og koncentreret H 2 SO 4 uden opvarmning på grund af fænomenet passivering - en beskyttende film af faste oxidationsprodukter dannes på overfladen af ​​sådanne metaller, som ikke tillader molekyler af koncentreret svovlsyre og koncentrerede salpetersyrer at trænge dybt ind i metallet for at reaktionen kan finde sted. Men ved kraftig opvarmning sker reaktionen stadig.

I tilfælde af interaktion med metaller er de obligatoriske produkter altid saltet af det tilsvarende metal og den anvendte syre samt vand. Et tredje produkt er også altid isoleret, hvis formel afhænger af mange faktorer, især såsom aktiviteten af ​​metaller, samt koncentrationen af ​​syrer og reaktionstemperaturen.

Den høje oxidationsevne af koncentrerede svovlsyrer og koncentrerede salpetersyrer gør det muligt for dem at reagere ikke kun med praktisk talt alle metaller i aktivitetsserien, men endda med mange faste ikke-metaller, især med fosfor, svovl og kul. Tabellen nedenfor viser tydeligt produkterne fra vekselvirkningen mellem svovlsyre og salpetersyre med metaller og ikke-metaller afhængigt af koncentrationen:

7. Reducerende egenskaber af iltfrie syrer

Alle oxygenfrie syrer (undtagen HF) kan udvise reducerende egenskaber på grund af det kemiske element, der indgår i anionen under påvirkning af forskellige oxidationsmidler. For eksempel er alle hydrohalogensyrer (undtagen HF) oxideret af mangandioxid, kaliumpermanganat og kaliumdichromat. I dette tilfælde oxideres halogenidioner til frie halogener:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

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

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

Blandt alle hydrogenhalogenidsyrer har jodbrinte den største reducerende aktivitet. I modsætning til andre hydrohalogensyrer kan selv ferrioxid og salte oxidere det.

6HI+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Svovlbrintesyre H 2 S har også høj reducerende aktivitet.Selv et oxidationsmiddel som svovldioxid kan oxidere det.

Hydrogeniodid

Hydrogeniodid
Er almindelige
Systematisk navn	Hydrogeniodid
Kemisk formel	HEJ
Rel. molekylær vægt	127.904 a. spise.
Molar masse	127,904 g/mol
Fysiske egenskaber
Densitet af stof	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm³
Stand (standard stand)	farveløs gas
Termiske egenskaber
Smeltetemperatur	–50,80 °C
Kogetemperatur	–35,36 °C
Nedbrydningstemperatur	300 °C
Kritisk punkt	150,7 °C
Entalpi (st. konv.)	26,6 kJ/mol
Kemiske egenskaber
pK a	- 10
Opløselighed i vand	72,47 (20°C) g/100 ml
Klassifikation
CAS nummer

Hydrogeniodid HI er en farveløs, kvælende gas, der ryger kraftigt i luften. Ustabil, nedbrydes ved 300 °C.

Hydrogeniodid er meget opløseligt i vand. Det danner en azeotrop, der koger ved 127 °C med en HI-koncentration på 57%.

Kvittering

I industrien opnås HI ved omsætning af I 2 med hydrazin, som også producerer N 2:

2I2 + N2H4 → 4HI + N2

I laboratoriet kan HI også opnås ved hjælp af følgende redoxreaktioner:

H2S + I2 → S↓ + 2HI

Eller ved hydrolyse af phosphoriodid:

PI3 + 3H20 → H3PO3 + 3HI

Hydrogeniodid produceres også ved vekselvirkning af simple stoffer H 2 og I 2. Denne reaktion sker kun, når den opvarmes og fortsætter ikke til fuldførelse, da ligevægt er etableret i systemet:

H2 + I2 → 2 HI

Ejendomme

En vandig opløsning af HI kaldes hydroiodsyre(farveløs væske med en skarp lugt). Hydrojodsyre er den stærkeste syre. Salte af jodbrintesyre kaldes iodider.

Hydrogeniodid er et stærkt reduktionsmiddel. Når den står, bliver den vandige opløsning af HI brun på grund af dens gradvise oxidation af atmosfærisk oxygen og frigivelsen af ​​molekylært iod:

4HI + O2 → 2H2O + 2I2

HI er i stand til at reducere koncentreret svovlsyre til hydrogensulfid:

8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O

Som andre hydrogenhalogenider tilføjer HI flere bindinger (elektrofil additionsreaktion):

HI + H2C=CH2 → H3CCH2I

Ansøgning

Hydrogeniodid anvendes i laboratorier som et reduktionsmiddel i mange organiske synteser, samt til fremstilling af forskellige jodholdige forbindelser.

Litteratur

• Akhmetov N.S. "Generel og uorganisk kemi" M.: Higher School, 2001

Wikimedia Foundation. 2010.

Se, hvad "hydrogeniodid" er i andre ordbøger:

Se jod...

C2H5I iodid E., flydende, kogepunkt 72,34°; D14,5 = 1,9444. Frisk fremstillet iodid E. er farveløs, bliver brun, når den står og nedbrydes ved frigivelse af frit jod. Har en stærk æterisk lugt. Svært at lyse. Tændt,... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

- (kemisk) et af grundstofferne i halogengruppen, kemisk symbol J, atomvægt 127, ifølge Stas 126,85 (O = 16), opdaget af Courtois i 1811 i moderlage af tangaske. Dens natur som et element blev etableret af Gay Lussac og er tættere på ham... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

- (også methylhydrogen, formen) mættet carbonhydrid med sammensætning CH4, det første medlem af serien СnН2n+n, en af ​​de simpleste carbonforbindelser, som alle de andre er grupperet omkring, og hvorfra de kan fremstilles ved substitution af atomer. .. ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

Alkymister accepterede, at metaller er komplekse kroppe, bestående af ånd, sjæl og krop, eller kviksølv, svovl og salt; ved ånd eller kviksølv forstod de ikke almindeligt kviksølv, men flygtighed og metalliske egenskaber, for eksempel glans, formbarhed; under den grå (sjæl) … … Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

Fænomenerne med kemisk ligevægt dækker området for ufuldstændige transformationer, det vil sige sådanne tilfælde, hvor den kemiske omdannelse af et materialesystem ikke er afsluttet, men stopper, efter at en del af stoffet har gennemgået en ændring. I … … Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

- (kemisk; Phosphor French, Phosphor German, Phosphorus English og Lat., hvorfra betegnelsen P, undertiden Ph; atomvægt 31 [I moderne tid fandtes Ph.s atomvægt (van der Plaats) til: 30,93 af restaurering med en vis vægt af F. metal... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

- (kemisk). Dette er navnet på fire elementære legemer placeret i den syvende gruppe af grundstoffernes periodiske system: fluor F = 19, klor Cl = 3,5, brom Br = 80 og jod J = 127. De sidste tre minder meget om hinanden , og fluor skiller sig noget ud. … … Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

Eller halogener (kemiske) Så disse er navnene på fire elementære legemer placeret i den syvende gruppe af det periodiske system af grundstoffer: fluor F = 19, klor Cl = 3,5, brom Br = 80 og jod J = 127. De sidste tre minder meget om hinanden, og fluor koster lidt... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

Grænse carbonhydrid C2H4; findes i naturen, i sekret fra jorden i olieførende områder. Kunstigt opnået for første gang af Kolbe og Frankland i 1848 ved indvirkning af kaliummetal på propionitril, og af dem i det følgende 1849... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Ephron

Den er farveløs og blandes let med vand. Et hundrede milliliter væske indeholder 132 gram hydrogeniodid. Dette er ved normalt tryk og stuetemperatur. Ved opvarmning til 100 grader er 177 gram allerede opløst i vand. Lad os finde ud af, hvad den resulterende løsning er i stand til.

Egenskaber af iodbrinte

Ved at være stærk manifesterer forbindelsen sig som typisk. Det kommer fx til udtryk i reaktioner med. Interaktion finder sted med dem, der er til venstre. Det er i stedet for dette grundstof, at atomet finder sted.

Det viser sig at være iodit. Brint fordamper. Med salte hydroiodsyre reagerer også i tilfælde af gasudvikling. Mindre almindeligt resulterer reaktionen i udfældning af et af dets produkter.

Artiklens heltinde reagerer også med basiske oxider, ligesom andre stærke. Basiske oxider er forbindelser med oxygen af ​​metaller med den første eller anden oxidationstilstand. Reaktionen resulterer i frigivelse af vand og produktion af iodit, dvs. iodbrintesyresalte.

Reaktionen af ​​heltinden med baser giver også vand og. Typisk interaktion for stærke mennesker. De fleste stoffer er dog tribasiske. Dette angiver indholdet af 3 brintatomer i molekylet.

I hydrogeniodidforbindelsen er der kun ét gasatom, hvilket betyder, at stoffet er monobasisk. Derudover er den iltfri. Som saltsyre skrives som HCl, så hydroiodsyre formel- HEJ. I bund og grund er det gas. Hvad skal man gøre med en vandig opløsning? Det anses for sandt, men findes sjældent i laboratorier. Problemet er at gemme løsningen.

Stærk genoprettende egenskaber af jodbrinte føre til hurtig oxidation. Som et resultat forbliver rent vand og et brunt sediment i bunden af ​​reagensglasset. Dette er joddiodoiodat. Det vil sige, at heltinden er kortvarig i løsning.

Processen med "skade" er uundgåelig. Men der er en måde at genoprette artiklens heltinde. Det gør de ved hjælp af . destilleret i hans nærvær. En inert atmosfære er nødvendig, for eksempel argon eller kuldioxid.

Et alternativ til phosphor er hydrogendixodihydrogenphosphat med formlen H (PH 2 O 2). Tilstedeværelsen af ​​hydrogensulfid under destillation har også en positiv effekt på hydrogeniodid. Derfor bør du ikke smide den adskilte blanding væk og blande friske reagenser. kan genoprettes.

Indtil jodet i opløsningen er oxideret, er væsken farveløs og har en stærk lugt. Opløsningen er azeototrop. Det betyder, at blandingens sammensætning forbliver den samme ved kogning. Fordampnings- og væskefaserne er i ligevægt. Hydrojod koger i øvrigt ikke ved 100, men ved 127 grader Celsius. Hvis det opvarmes til 300 grader, vil stoffet nedbrydes.

Lad os nu finde ud af, hvorfor hydrogeniodid anses for at være det stærkeste blandt de stærke. Et eksempel på interaktion med "kolleger" er nok. Således, når hydrogeniodid "møder" et svovlsyrekoncentrat, reducerer det det til hydrogensulfid. Hvis en svovlforbindelse mødes med andre, vil den fungere som et reduktionsmiddel.

Evnen til at donere brintatomer er hovedegenskaben. Disse atomer kombineres med andre grundstoffer for at danne nye molekyler. Dette er gendannelsesprocessen. Restaureringsreaktioner er også grundlaget for at modtage artiklens heltinde.

Fremstilling af jodbrintesyre

På grund af ustabilitet ryger hydrogeniodidforbindelsen aktivt. I betragtning af dampenes kaustiske natur arbejder de kun med artiklens heltinde under laboratorieforhold. Normalt tages svovlbrinte og jod. Følgende reaktion opnås: H2S + I2 à S + 2HI. Elementært, dannet som et resultat af interaktion, udfælder.

Reagenset kan også opnås ved at kombinere en suspension af jod, vand og svovloxid. Resultatet bliver svovlsyre og artiklens heltinde. Reaktionsligningen ser sådan ud: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

Den tredje måde at opnå hydrogeniodid på er ved at kombinere kaliumiodit og. Outputtet, ud over artiklens heltinde, vil være kaliumhydrogenorthophosphat. Hydrogeniodid frigives i form af en gas i alle reaktioner. De fanger det med vand og får en opløsning. Røret, som gassen strømmer igennem, må ikke sænkes ned i væsken.

I store virksomheder produceres hydrogeniodid ved omsætning af jod med hydrazin. Sidstnævnte er ligesom artiklens heltinde farveløs og har en stærk lugt. Den kemiske notation for interaktionen ser således ud: - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Som du kan se, producerer reaktionen en større "frigivelse" af hydrogeniodid end laboratoriemetoder.

Der er stadig en åbenlys, men urentabel mulighed - samspillet mellem rene elementer. Kompleksiteten af ​​reaktionen er, at den kun opstår, når den opvarmes. Derudover etableres der hurtigt ligevægt i systemet.

Dette forhindrer reaktionen i at nå fuldendelse. Ligevægt i kemi er det punkt, hvor et system begynder at modstå påvirkninger på det. Så at kombinere elementært jod og brint er kun et kapitel i kemi lærebøger, men ikke en praktisk metode.

Anvendelse af jodbrintesyre

Ligesom andre, hydroiodsyre - elektrolyt. Artiklens heltinde er i stand til at bryde op i ioner, som strøm "løber igennem". Til denne kørsel skal du placere katoden og anoden i opløsningen. Den ene er ladet positivt, den anden negativt.

De resulterende ressourcer bruges i kondensatorer. Elektrolytter bruges som strømkilder og som medium til forgyldning, forsølvning af metaller og påføring af andre belægninger på dem.
Industrifolk drager også fordel af de genoprettende egenskaber ved hydrogeniodid. Strong er købt til organiske synteser. Således reduceres alkoholer af hydrogeniodid til alkaner. Disse omfatter alle . Artiklens heltinde reducerer også halogenider og andre til alkaner.

Kun nogle chlorderivater kan ikke reduceres med hydrogeniodid. I betragtning af dette er de færreste kede af det. Hvis i laboratoriet hydroiodsyre blev neutraliseret, hvilket betyder, at virksomheden er godt finansieret. Lad os tage et kig på prisskiltene for reagenset.

Pris på jodbrintesyre

Til laboratorier sælges brintjodid i liter. Opbevar reagenset i mørke. Når den udsættes for lys, bliver væsken hurtigt brun og desintegrerer i vand og diodoiodat. Beholderen er tæt lukket. Artiklens heltinde korroderer ikke plastik. Det er her reagenset opbevares.

57 procent er efterspurgt. Det findes sjældent på lagre; det fremstilles hovedsageligt til . Prisen er normalt angivet i euro. I oversættelse viser det sig at være ikke mindre end 60.000. I euro er det 1.000. Derfor køber de reagenset efter behov. Hvis der er et alternativ, så tag det. Hydrojod er ikke kun det stærkeste, men også det dyreste.