Sveiki sprendimas. Rūgštys: klasifikacija ir cheminės savybės. Specifinės azoto ir koncentruotos sieros rūgščių oksidacinės savybės

Vandenilio jodo rūgšties formulė

Savybės

Vandenilio jodo rūgštis arba vandenilio jodidas normaliomis sąlygomis yra bespalvės dujos, turinčios aštrų kvapą, kurios gerai rūko, kai veikia orą. Jis gerai tirpsta vandenyje, sudarydamas azeotropinį mišinį. Vandenilio jodo rūgštis nėra stabili temperatūra. Todėl suyra esant 300C. 127 C temperatūroje vandenilio jodidas pradeda virti.

Vandenilio jodo rūgštis yra labai stiprus reduktorius. Stovėdamas vandenilio bromido tirpalas paruduoja dėl laipsniško oksidacijos su oru, išsiskiria molekulinis jodas.

4НI + О2 –> 2H2О + 2I2

Vandenilio bromidas gali redukuoti koncentruotą sieros rūgštį į vandenilio sulfidą:

8НI + Н2SO4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О

Kaip ir kiti vandenilio halogenidai, vandenilio jodidas pridedamas prie kelių jungčių elektrofilinės reakcijos būdu:

НI + Н2C=СH –> Н3СН2I

Vandenilio jodo rūgštis – stipri arba silpna

Vandenilio jodo rūgštis yra stipriausia. Jo druskos vadinamos jodidais.

Kvitas

Pramoniniu požiūriu vandenilio jodidas gaunamas jodo molekulėms reaguojant su hidrazinu, kuris taip pat gamina azoto (N) molekules.

2I2 + N2H4 = 4HI + N2

Laboratorinėmis sąlygomis jodo rūgštis gali būti gaunama redokso reakcijomis:

Н2S + I2 = S (nuosėdose) + 2НI

Arba fosforo jodido hidrolizė:

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3YI

Jodo rūgštis taip pat gali būti gaminama sąveikaujant vandenilio ir jodo molekulėms. Ši reakcija vyksta tik kaitinant, bet nesibaigia, nes sistemoje nusistovi pusiausvyra.

Rūgštys gali būti klasifikuojamos pagal skirtingus kriterijus:

1) Deguonies atomų buvimas rūgštyje

2) Rūgščių šarmingumas

Rūgšties šarmiškumas yra „judrių“ vandenilio atomų skaičius jos molekulėje, kurie disociacijos metu gali atsiskirti nuo rūgšties molekulės vandenilio katijonų H + pavidalu, taip pat pakeisti metalo atomais:

4) Tirpumas

5) Stabilumas

7) Oksidacinės savybės

Cheminės rūgščių savybės

1. Gebėjimas atsiriboti

Rūgštys vandeniniuose tirpaluose disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanas. Kaip jau minėta, rūgštys skirstomos į gerai disocijuojančias (stiprias) ir mažai disociuojančias (silpnas). Rašant stiprių vienbazių rūgščių disociacijos lygtį, naudojama arba viena dešinėn nukreipta rodyklė () arba lygybės ženklas (=), kas parodo virtualų tokios disociacijos negrįžtamumą. Pavyzdžiui, stiprios druskos rūgšties disociacijos lygtis gali būti parašyta dviem būdais:

arba tokia forma: HCl = H + + Cl -

arba tokiu būdu: HCl → H + + Cl -

Tiesą sakant, rodyklės kryptis rodo, kad atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas (asociacija) stipriose rūgštyse praktiškai nevyksta.

Jei norime parašyti silpnos monoprotinės rūgšties disociacijos lygtį, lygtyje vietoj ženklo turime naudoti dvi rodykles. Šis ženklas atspindi silpnų rūgščių disociacijos grįžtamumą - jų atveju atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas yra labai ryškus:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Polibazinės rūgštys disocijuoja laipsniškai, t.y. Vandenilio katijonai nuo jų molekulių atskiriami ne vienu metu, o po vieną. Dėl šios priežasties tokių rūgščių disociacija išreiškiama ne viena, o keliomis lygtimis, kurių skaičius lygus rūgšties šarmingumui. Pavyzdžiui, tribazinės fosforo rūgšties disociacija vyksta trimis etapais, kintant H + katijonų atskyrimui:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Reikėtų pažymėti, kad kiekvienas paskesnis disociacijos etapas vyksta mažesniu mastu nei ankstesnis. Tai yra, H 3 PO 4 molekulės disocijuoja geriau (didesniu mastu) nei H 2 PO 4 - jonai, kurie, savo ruožtu, disocijuoja geriau nei HPO 4 2 - jonai. Šis reiškinys yra susijęs su rūgščių likučių krūvio padidėjimu, dėl kurio padidėja ryšio tarp jų ir teigiamų H + jonų stiprumas.

Iš daugiabazių rūgščių išimtis yra sieros rūgštis. Kadangi ši rūgštis gerai disocijuoja abiejose stadijose, leidžiama jos disociacijos lygtį užrašyti viename etape:

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

2. Rūgščių sąveika su metalais

Septintasis taškas rūgščių klasifikacijoje yra jų oksidacinės savybės. Teigiama, kad rūgštys yra silpni oksidatoriai ir stiprūs oksidatoriai. Didžioji dauguma rūgščių (beveik visos, išskyrus H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3) yra silpnos oksidacinės medžiagos, nes jos gali parodyti savo oksidacinį gebėjimą tik dėl vandenilio katijonų. Tokios rūgštys gali oksiduoti tik tuos metalus, kurie yra aktyvumo eilėje į kairę nuo vandenilio, o produktai sudaro atitinkamo metalo ir vandenilio druską. Pavyzdžiui:

H 2 SO 4 (praskiestas) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Kalbant apie stiprias oksiduojančias rūgštis, t.y. H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3, tada metalų, kuriuos jie veikia, sąrašas yra daug platesnis ir apima visus metalus prieš vandenilį aktyvumo serijoje ir beveik viską po to. Tai yra, pavyzdžiui, bet kokios koncentracijos koncentruota sieros rūgštis ir azoto rūgštis oksiduos net ir mažai aktyvius metalus, tokius kaip varis, gyvsidabris ir sidabras. Azoto rūgšties ir koncentruotos sieros rūgšties sąveika su metalais, taip pat kai kuriomis kitomis medžiagomis dėl jų specifiškumo bus aptarta atskirai šio skyriaus pabaigoje.

3. Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais

Rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais. Silicio rūgštis, nes ji netirpi, nereaguoja su mažai aktyviais baziniais oksidais ir amfoteriniais oksidais:

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

6HNO3 + Fe2O32Fe(NO3)3 + 3H2O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Rūgščių sąveika su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Rūgščių sąveika su druskomis

Ši reakcija įvyksta, jei susidaro nuosėdos, dujos arba žymiai silpnesnė rūgštis nei ta, kuri reaguoja. Pavyzdžiui:

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. Azoto ir koncentruotų sieros rūgščių specifinės oksidacinės savybės

Kaip minėta aukščiau, bet kokios koncentracijos azoto rūgštis, taip pat tik koncentruota sieros rūgštis yra labai stiprūs oksidatoriai. Visų pirma, skirtingai nuo kitų rūgščių, jos oksiduoja ne tik metalus, esančius prieš vandenilį aktyvumo serijoje, bet ir beveik visus metalus po jo (išskyrus platiną ir auksą).

Pavyzdžiui, jie gali oksiduoti varį, sidabrą ir gyvsidabrį. Tačiau reikia tvirtai suvokti, kad daugelis metalų (Fe, Cr, Al), nepaisant to, kad jie yra gana aktyvūs (prieš vandenilį), vis dėlto nereaguoja su koncentruotu HNO 3 ir koncentruotu H 2 SO 4 be kaitinimas dėl pasyvavimo reiškinio - tokių metalų paviršiuje susidaro apsauginė kietų oksidacijos produktų plėvelė, kuri neleidžia koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių molekulėms giliai prasiskverbti į metalą, kad įvyktų reakcija. Tačiau stipriai kaitinant reakcija vis tiek vyksta.

Sąveikos su metalais atveju privalomi produktai visada yra atitinkamo metalo druska ir naudojama rūgštis, taip pat vanduo. Taip pat visada išskiriamas trečiasis produktas, kurio formulė priklauso nuo daugelio veiksnių, ypač tokių kaip metalų aktyvumas, taip pat rūgščių koncentracija ir reakcijos temperatūra.

Didelė koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių oksidacinė savybė leidžia joms reaguoti ne tik su praktiškai visais aktyvumo serijos metalais, bet net ir su daugeliu kietų nemetalų, ypač su fosforu, siera ir anglimi. Žemiau esančioje lentelėje aiškiai parodyti sieros ir azoto rūgščių sąveikos su metalais ir nemetalais produktai, priklausomai nuo koncentracijos:

7. Bedeguonių rūgščių redukcinės savybės

Visos rūgštys be deguonies (išskyrus HF) gali turėti redukuojančių savybių dėl cheminio elemento, įtraukto į anijoną, veikiant įvairiems oksiduojantiems agentams. Pavyzdžiui, visas vandenilio halogenines rūgštis (išskyrus HF) oksiduoja mangano dioksidas, kalio permanganatas ir kalio dichromatas. Šiuo atveju halogenidų jonai oksiduojami iki laisvųjų halogenų:

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 ↓ + 2 Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Iš visų vandenilio halogeninių rūgščių didžiausią redukcinį aktyvumą turi jodo rūgštis. Skirtingai nuo kitų vandenilio halogeninių rūgščių, net geležies oksidas ir druskos gali jį oksiduoti.

6HI+Fe2O32FeI2+I2↓ + 3H2O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vandenilio sulfido rūgštis H 2 S taip pat turi didelį redukcinį aktyvumą Net oksiduojantis agentas, pavyzdžiui, sieros dioksidas, gali ją oksiduoti.

Vandenilio jodidas

Vandenilio jodidas
Yra dažni
Sisteminis pavadinimas	Vandenilio jodidas
Cheminė formulė	Sveiki
Rel. molekulinės svorio	127.904 a. valgyti.
Molinė masė	127,904 g/mol
Fizinės savybės
Materijos tankis	2,85 g/ml (-47 °C) g/cm³
Būklė (standartinė)	bespalvės dujos
Šiluminės savybės
Lydymosi temperatūra	–50,80 °C
Virimo temperatūra	–35,36 °C
Skilimo temperatūra	300 °C
Kritinis taškas	150,7 °C
Entalpija (st. konv.)	26,6 kJ/mol
Cheminės savybės
pKa	- 10
Tirpumas vandenyje	72,47 (20°C) g/100 ml
klasifikacija
CAS numeris

Vandenilio jodidas HI yra bespalvės, dusinančios dujos, kurios stipriai rūko ore. Nestabilus, suyra 300 °C temperatūroje.

Vandenilio jodidas gerai tirpsta vandenyje. Jis sudaro azeotropą, verdantį 127 °C temperatūroje, kurio HI koncentracija yra 57%.

Kvitas

Pramonėje HI gaunamas reaguojant I 2 su hidrazinu, kuris taip pat gamina N 2:

2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

Laboratorijoje HI taip pat galima gauti naudojant šias redokso reakcijas:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Arba hidrolizuojant fosforo jodidą:

PI 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HI

Vandenilio jodidas taip pat susidaro sąveikaujant paprastoms medžiagoms H 2 ir I 2. Ši reakcija vyksta tik kaitinant ir nesibaigia, nes sistemoje nusistovi pusiausvyra:

H 2 + I 2 → 2 HI

Savybės

Vandeninis HI tirpalas vadinamas vandenilio jodo rūgštis(bespalvis aštraus kvapo skystis). Vandenilio jodo rūgštis yra stipriausia rūgštis. Vandenilio jodo rūgšties druskos vadinamos jodidais.

Vandenilio jodidas yra stiprus reduktorius. Stovėdamas vandeninis HI tirpalas paruduoja dėl laipsniško atmosferos deguonies oksidacijos ir molekulinio jodo išsiskyrimo:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI gali redukuoti koncentruotą sieros rūgštį į vandenilio sulfidą:

8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O

Kaip ir kiti vandenilio halogenidai, HI prideda prie kelių ryšių (elektrofilinės sudėjimo reakcija):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Taikymas

Vandenilio jodidas naudojamas laboratorijose kaip reduktorius daugelyje organinių sintezių, taip pat gaminant įvairius jodo turinčius junginius.

Literatūra

• Akhmetovas N.S. „Bendroji ir neorganinė chemija“ M.: Aukštoji mokykla, 2001 m

Wikimedia fondas. 2010 m.

Pažiūrėkite, kas yra „vandenilio jodidas“ kituose žodynuose:

Žiūrėti jodą...

C2H5I jodidas E., skystas, virimo temperatūra 72,34°; D14,5 = 1,9444. Šviežiai paruoštas jodidas E. yra bespalvis, stovėdamas paruduoja ir suyra išskirdamas laisvąjį jodą. Turi stiprų eterinį kvapą. Sunku apšviesti. Apšviesta,...... Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

- (cheminis) vienas iš halogenų grupės elementų, cheminis simbolis J, atominė masė 127, pagal Stas 126,85 (O = 16), kurį Courtois atrado 1811 m. motininiame jūros dumblių pelenų sūryme. Jos, kaip elemento, prigimtį nustatė Gay Lussac ir ji yra jam artimesnė... ... Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

- (taip pat metilo vandenilis, formenas) sočiųjų angliavandenilių sudėties CH4, pirmasis serijos СnН2n+n narys, vienas iš paprasčiausių anglies junginių, aplink kurį sugrupuoti visi kiti ir iš kurio jie gali būti gaminami pakeičiant atomus. .. ... Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

Alchemikai pripažino, kad metalai yra sudėtingi kūnai, susidedantys iš dvasios, sielos ir kūno arba gyvsidabrio, sieros ir druskos; spiritu arba gyvsidabriu jie suprato ne paprastą gyvsidabrį, o lakumą ir metalines savybes, pavyzdžiui, blizgesį, lankstumą; po pilka (siela)…… Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

Cheminės pusiausvyros reiškiniai apima nepilnų virsmų sritį, t.y. tokius atvejus, kai medžiagos sistemos cheminė transformacija nėra baigta, o sustoja pasikeitus daliai medžiagos. Į…… Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

- (cheminė; Phosphore French, Phosphor German ir Lat., iš kur žymimas P, kartais Ph; atominė masė 31 [Naujasiais laikais Ph. atominė masė buvo nustatyta (van der Plaats) yra: 30,93 restauravimas naudojant tam tikrą F. metalo svorį... ... Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

- (cheminė). Taip vadinami keturi elementarieji kūnai, esantys septintoje periodinės elementų lentelės grupėje: fluoras F = 19, chloras Cl = 3,5, bromas Br = 80 ir jodas J = 127. Paskutiniai trys yra labai panašūs vienas į kitą. , o fluoras šiek tiek skiriasi … … Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

Arba halogenai (cheminiai) Taigi, tai yra keturių elementarių kūnų, esančių septintoje periodinės elementų lentelės grupėje, pavadinimai: fluoras F = 19, chloras Cl = 3,5, bromas Br = 80 ir jodas J = 127. Paskutiniai trys yra labai panašūs vienas į kitą, o fluoras kainuoja nedaug... Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

Riboti angliavandenilį C2H4; randama gamtoje, naftingų vietovių dirvožemio išskyrose. Pirmą kartą dirbtinai gautas Kolbė ir Franklandas 1848 m. kalio metalo veikimu propionitrilui, o 1849 m. Enciklopedinis žodynas F.A. Brockhausas ir I.A. Efronas

Jis yra bespalvis ir lengvai maišomas su vandeniu. Šimte mililitrų skysčio yra 132 gramai vandenilio jodido. Tai yra normalus slėgis ir kambario temperatūra. Kaitinant iki 100 laipsnių, vandenyje jau ištirpsta 177 gramai. Išsiaiškinkime, ką gali gautas sprendimas.

Vandenilio jodo rūgšties savybės

Būdamas stiprus, ryšys pasireiškia kaip tipiškas. Tai išreiškiama, pavyzdžiui, reakcijose su. Sąveika vyksta su tais iš jų, kurie yra kairėje. Būtent šio elemento vietoje atsiranda atomas.

Pasirodo, jodas. Vandenilis išgaruoja. Su druskomis vandenilio jodo rūgštis taip pat reaguoja esant dujų išsiskyrimui. Rečiau sąveika lemia vieno iš jo produktų nusodinimą.

Straipsnio herojė taip pat reaguoja su baziniais oksidais, kaip ir kitais stipriais. Baziniai oksidai yra metalų junginiai su deguonimi, turintys pirmą arba antrą oksidacijos būseną. Dėl reakcijos išsiskiria vanduo ir susidaro joditas, t. vandenilio jodo rūgšties druskos.

Herojės reakcija su bazėmis taip pat suteikia vandens ir. Tipiška stipriųjų sąveika. Tačiau dauguma medžiagų yra tribazės. Tai rodo 3 vandenilio atomų kiekį molekulėje.

Vandenilio jodido junginyje yra tik vienas dujų atomas, o tai reiškia, kad medžiaga yra vienabazė. Be to, jame nėra deguonies. Kaip druskos rūgštis parašyta kaip HCl, taip vandenilio jodo rūgšties formulė– Labas. Iš esmės tai yra dujos. Ką daryti su vandeniniu tirpalu? Manoma, kad tai tiesa, bet retai randama laboratorijose. Problema yra sprendimo saugojimas.

Stiprus atstatomasis vandenilio jodo rūgšties savybės sukelti greitą oksidaciją. Dėl to mėgintuvėlio dugne lieka grynas vanduo ir rudos nuosėdos. Tai jodo diodojodatas. Tai reiškia, kad herojė tirpsta trumpai.

„Žalos“ procesas yra neišvengiamas. Tačiau yra būdas atkurti straipsnio heroję. Jie tai daro naudodami. distiliuotas jo akivaizdoje. Reikia inertinės atmosferos, pavyzdžiui, argono arba anglies dioksido.

Fosforo alternatyva yra vandenilio-divandenilio fosfatas, kurio formulė H (PH 2 O 2). Vandenilio sulfido buvimas distiliavimo metu taip pat turi teigiamą poveikį vandenilio jodidui. Todėl neturėtumėte išmesti atskirto mišinio ir maišyti šviežių reagentų. galima atkurti.

Kol jodas tirpale nesioksidavo, skystis yra bespalvis ir stipraus kvapo. Tirpalas yra azeototropinis. Tai reiškia, kad verdant mišinio sudėtis išlieka ta pati. Garavimo ir skysčio fazės yra pusiausvyroje. Hidrojodas verda, beje, ne 100, o 127 laipsnių Celsijaus temperatūroje. Kai kaitinama iki 300 laipsnių, medžiaga suyra.

Dabar išsiaiškinkime, kodėl vandenilio jodidas laikomas stipriausiu tarp stipriųjų. Užtenka bendravimo su „kolegomis“ pavyzdžio. Taigi, kai vandenilio jodidas „susitinka“ su sieros koncentratu, jis redukuoja jį iki vandenilio sulfido. Jei sieros junginys susitinka su kitais, jis veiks kaip reduktorius.

Gebėjimas dovanoti vandenilio atomus yra pagrindinė savybė. Šie atomai jungiasi su kitais elementais ir sudaro naujas molekules. Tai yra atkūrimo procesas. Atkūrimo reakcijos taip pat yra pagrindas gauti straipsnio heroję.

Vandenilio jodo rūgšties paruošimas

Dėl nestabilumo vandenilio jodido junginys aktyviai rūko. Atsižvelgiant į kaustinį garų pobūdį, jie dirba su straipsnio heroje tik laboratorinėmis sąlygomis. Paprastai imamas vandenilio sulfidas ir jodas. Gaunama tokia reakcija: H 2 S + I 2 à S + 2HI. Elementarus, susidaręs dėl sąveikos, nusėda.

Reagentą taip pat galima gauti sumaišius jodo, vandens ir sieros oksido suspensiją. Rezultatas bus sieros rūgštis ir straipsnio herojė. Reakcijos lygtis atrodo taip: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

Trečias būdas gauti vandenilio jodidą yra kalio jodito ir kalio jodito derinimas. Išvestis, be straipsnio herojės, bus kalio vandenilio ortofosfatas. Vandenilio jodidas visose reakcijose išsiskiria dujų pavidalu. Jie sugauna jį vandeniu, gaudami tirpalą. Vamzdis, kuriuo teka dujos, neturi būti nuleistas į skystį.

Didelėse įmonėse vandenilio jodidas gaminamas jodui reaguojant su hidrazinu. Pastaroji, kaip ir straipsnio herojė, yra bespalvė ir stipraus kvapo. Cheminis sąveikos žymėjimas atrodo taip: - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Kaip matote, reakcija sukelia didesnį vandenilio jodido „išleidimą“ nei laboratoriniai metodai.

Lieka akivaizdus, ​​bet nepelningas variantas – grynų elementų sąveika. Reakcijos sudėtingumas yra tas, kad ji vyksta tik kaitinant. Be to, sistemoje greitai nusistovi pusiausvyra.

Tai neleidžia reakcijai baigtis. Chemijos pusiausvyra yra taškas, kai sistema pradeda priešintis jai daromam poveikiui. Taigi elementinio jodo ir vandenilio derinimas yra tik skyrius chemijos vadovėliuose, bet ne praktinis metodas.

Vandenilio jodo rūgšties taikymas

Kaip ir kiti, jodo rūgštis – elektrolitas. Straipsnio herojė sugeba suskaidyti į jonus, per kuriuos „bėga“ srovė. Šiam paleidimui turite įdėti katodą ir anodą į tirpalą. Vienas įkraunamas teigiamai, kitas neigiamai.

Gauti ištekliai naudojami kondensatoriuose. Elektrolitai naudojami kaip srovės šaltiniai ir kaip metalų auksavimo, sidabravimo ir kitų dangų dengimo terpė.
Pramonininkai taip pat naudojasi atkuriamosiomis vandenilio jodido savybėmis. Stiprus perkamas organinei sintezei. Taigi vandenilio jodidas alkoholius redukuoja į alkanus. Tai apima visus . Straipsnio herojė taip pat redukuoja halogenidus ir kitus į alkanus.

Tik kai kurių chloro darinių negalima redukuoti vandenilio jodidu. Atsižvelgiant į tai, mažai žmonių yra liūdni. Jei laboratorijoje jodo rūgštis buvo neutralizuota o tai reiškia, kad įmonė yra gerai finansuojama. Pažvelkime į reagento kainų etiketes.

Vandenilio jodo rūgšties kaina

Laboratorijoms vandenilio jodidas parduodamas litrais. Reagentą laikykite tamsoje. Veikiamas šviesos skystis greitai paruduoja ir suyra į vandenį bei diodojodatą. Talpykla sandariai uždaryta. Straipsnio herojė plastiko nerūdija. Čia saugomas reagentas.

57 proc. Sandėliuose jis randamas retai, jis daugiausia gaminamas . Kainos etiketė dažniausiai nustatoma eurais. Vertinant, tai yra ne mažiau kaip 60 000 eurų, todėl jie perka reagentą pagal poreikį. Jei yra alternatyva, imk ją. Hidrojodas yra ne tik stipriausias, bet ir brangiausias.