Иодоводородная кислота — это… Что такое Иодоводородная кислота?



Иодоводородная кислота

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ, сильно дымит на воздухе. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Иодоводород хорошо растворяется в воде. Он образует азеотропную смесь, кипящую при 127 °C, с концентрацией HI 57%.

Получение

В промышленности HI получают по реакции I₂ с гидразином, в результате которой также получается N₂:

2 I₂ + N₂H₄ → 4 HI + N₂

В лабоатории HI можно получать также с помощью следующих окислительно-восстановительных реакций:

H₂S + I₂ → S↓ + 2HI

Либо гидролизом иодида фосфора:

РI₃ + 3H₂O → H₃РO₃ + 3НI

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ H₂

и I₂. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

H₂ + I₂ → 2 HI

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является самой сильной кислотой. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами.

Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет, вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

4HI + O₂ → 2H₂O + 2I₂

HI способен восстановить концентрированную серную кислоту до сероворода:

8HI + H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S + 4H₂O

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

HI + H₂C=CH₂ → H₃CCH₂I

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Литература

• Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001

Wikimedia Foundation. 2010.

• Иодистый водород
• Иодсодержащие контрастные препараты

Смотреть что такое «Иодоводородная кислота» в других словарях:

• иодоводородная кислота — (иодистоводородная кислота), раствор иодоводорода в воде, очень сильная кислота (сильнее, чем HCl и HBr). Чистая  бесцветная, на свету желтеет или буреет (окисляется с выделением иода). Соли иодоводородной кислоты  иодиды …   Энциклопедический словарь

• ИОДОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — (иодистово дородная кислота), р р иодоводорода в воде, очень сильная кислота (сильнее, чем НС1 и НВr). Чистая бёсцв., на свету желтеет или буреет (окисляется с выделением иода). Соли И. к. иодиды …   Естествознание. Энциклопедический словарь

• Кислота — У этого термина существуют и другие значения, см. Кислота (значения) …   Википедия

• иодистоводородная кислота — то же, что иодоводородная кислота. * * * ИОДИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА ИОДИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА, раствор иодистого водорода в воде, очень сильная кислота (сильнее, чем HCl и HBr). Чистая бесцветная, на свету желтеет или буреет (окисляется с… …   Энциклопедический словарь

• ИОДИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — то же, что иодоводородная кислота …   Естествознание. Энциклопедический словарь

• Йодоводородная кислота — Иодоводород Общие Систематическое наименование Иодоводород Химическая формула …   Википедия

• Список кислот и ангидридов

  — …   Википедия

• Кислоты и ангидриды —       Служебный список статей, созданный для координации работ по развитию темы.   Данное предупреждение не устанавл …   Википедия

• Галогеноводороды — Галогеноводороды  общее название соединений, образованных из водорода и галогенов: Плавиковая кислота  водный раствор фтороводорода Соляная кислота  водный раствор хлороводорода Бромоводородная кислота  водный раствор… …   Википедия

• Иодоводород — Иодоводород …   Википедия

dic.academic.ru

Йодоводородная кислота — это… Что такое Йодоводородная кислота?



Йодоводородная кислота

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ, сильно дымит на воздухе. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Иодоводород хорошо растворяется в воде. Он образует азеотропную смесь, кипящую при 127 °C, с концентрацией HI 57%.

Получение

В промышленности HI получают по реакции I₂ с гидразином, в результате которой также получается N₂:

2 I₂ + N₂H₄ → 4 HI + N₂

В лабоатории HI можно получать также с помощью следующих окислительно-восстановительных реакций:

H₂S + I₂ → S↓ + 2HI

Либо гидролизом иодида фосфора:

РI₃ + 3H₂O → H₃РO₃ + 3НI

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ H₂ и I₂. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

H₂ + I₂ → 2 HI

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является самой сильной кислотой. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами.

Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет, вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

4HI + O₂ → 2H₂O + 2I₂

HI способен восстановить концентрированную серную кислоту до сероворода:

8HI + H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S + 4H₂O

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

HI + H₂C=CH₂ → H₃CCH₂I

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Литература

• Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001

Wikimedia Foundation. 2010.

• Йодок, Йобст
• Йодок Йобст

Смотреть что такое «Йодоводородная кислота» в других словарях:

• Йод — (хим.) один из элементов группы галоидов, химический знак J, атомный вес 127, по Стасу 126,85 (О = 16), открыт Куртуа в 1811 г. в маточном рассоле золы морских водорослей. Природа его, как элемента, установлена Гей Люссаком и им же ближе… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Кислоты — У этого термина существуют и другие значения: Кислота (наркотик) Кислоты  один из основных классов химических соединений. Они получили своё название из за кислого вкуса большинства кислот, таких, как азотная или серная. По определению кислота … …   Википедия

• Кисль — У этого термина существуют и другие значения: Кислота (наркотик) Кислоты  один из основных классов химических соединений. Они получили своё название из за кислого вкуса большинства кислот, таких, как азотная или серная. По определению кислота … …   Википедия

• Иодоводород — Иодоводород …   Википедия

dic.academic.ru

Йодистый водород — это… Что такое Йодистый водород?



Йодистый водород

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ, сильно дымит на воздухе. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Иодоводород хорошо растворяется в воде. Он образует азеотропную смесь, кипящую при 127 °C, с концентрацией HI 57%.

Получение

В промышленности HI получают по реакции I₂ с гидразином, в результате которой также получается N₂:

2 I₂ + N ₂H₄ → 4 HI + N₂

В лабоатории HI можно получать также с помощью следующих окислительно-восстановительных реакций:

H₂S + I₂ → S↓ + 2HI

Либо гидролизом иодида фосфора:

РI₃ + 3H₂O → H₃РO₃ + 3НI

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ H₂ и I₂. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

H₂ + I₂ → 2 HI

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является самой сильной кислотой. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами.

Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет, вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

4HI + O₂ → 2H₂O + 2I₂

HI способен восстановить концентрированную серную кислоту до сероворода:

8HI + H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S + 4H₂O

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

HI + H₂C=CH₂ → H₃CCH₂I

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Литература

• Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001

Wikimedia Foundation. 2010.

• Йодид калия
• Йодистый метил

Смотреть что такое «Йодистый водород» в других словарях:

• Йодистый водород — см. Йод …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Этил йодистый — C2H5I йодистый Э., жидкость, температура кипения 72,34°; D14,5 = 1,9444. Свежеприготовленный йодистый Э. бесцветен, при стоянии буреет и разлагается с выделением свободного йода. Обладает сильным эфирным запахом. Загорается трудно. Зажженный,… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Йод — (хим.) один из элементов группы галоидов, химический знак J, атомный вес 127, по Стасу 126,85 (О = 16), открыт Куртуа в 1811 г. в маточном рассоле золы морских водорослей. Природа его, как элемента, установлена Гей Люссаком и им же ближе… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Болотный газ или метан — (также водородистый метил, формен) предельный углеводород состава СН4, первый член ряда СnН2n+n, одно из простейших соединений углерода, вокруг которого группируются все остальные и от которого могут быть произведены через замещение атомов… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Восстановление — Алхимики принимали, что металлы суть тела сложные, состоящие из духа, души и тела, или ртути, серы и соли; под духом, или ртутью, они понимали не обыкновенную ртуть, а летучесть и металлические свойства, напр., блеск, ковкость; под серою (душою)… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Химические равновесия — Явления химического равновесия охватывают область неполных превращений, т. е. таких случаев, когда химическое превращение материальной системы совершается не до конца, но прекращается после того, как изменению подвергнется часть вещества. В… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Фосфор, химический элемент — (хим.; Phosphore франц., Phosphor нем., Phosphorus англ. и лат., откуда обозначение P, иногда Ph; атомный вес 31 [В новейшее время атомный вес Ф. найден (van der Plaats) такой: 30,93 путем восстановления определенным весом Ф. металлического… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Галоиды или галогены — (хим.). Так называются четыре элементарных тела, находящихся в седьмой группе периодической системы элементов: фтор F = 19, хлор Сl = 3,5, бром Br = 80 и йод J = 127. Последние три очень похожи друг на друга, а фтор стоит несколько особняком.… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Галоиды — или галогены (хим.) Так, называются четыре элементарных тела, находящихся в седьмой группе периодической системы элементов: фтор F = 19, хлор Cl = 3,5, бром Br = 80 и йод J = 127. Последние три очень похожи друг на друга, а фтор стоит несколько… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• Этан — углеводород предельного ряда С2h5; встречается в природе, в выделениях из почвы нефтеносных местностей. Искусственно получен в первый раз Кольбе и Франкландом в 1848 г. при действии металлического калия на пропионнитрил, ими же в следующем 1849… …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

dic.academic.ru

Иодоводород — Циклопедия

Синтез иодоводородной кислоты // Himikus500 [6:11]

Иодоводород — неорганическое соединение ряда галогеноводородов состава HI. При обычных условиях является бесцветным ядовитым газом, раздражает слизистую оболочку. При растворении в воде образует сильную иодидную кислоту (иодоводородную).

Используется в органическом и неорганическом синтезе для получения иодидной кислоты, иодорганических соединений, а также в качестве восстановителя.

[править] Физические свойства

Иодоводород — бесцветный газ, который дымит на воздухе с образованием сильной иодидной кислоты. Хорошо растворим в воде (425 объемов газа в 1 объеме воды). Кислота сохраняется в темных, плотно закрытых сосудах поскольку вступает в реакцию с кислородом.

[править] Иодоводородная кислота

Иодоводородная кислота — раствор чистого HI в воде. Коммерческая иодоводородная кислота обычно содержит 57 % HI по массе. Иодоводородная кислота является одной из самых сильных кислот.

HI_(г) + H₂O_(р) → H₃O^_(р)+ + I–(р) K_a ≈ 10¹⁰

Иодоводородная кислота используется только в лабораторной практике.

Индустриальное производство иодоводорода происходит каталитической реакцией иода и водорода на платиновой губке при 500 °C:

[math]\mathrm{H_2 + I_2 \longrightarrow 2HI}[/math]

Иногда в качестве восстановителя применяют гидразин или сероводород:

[math]\mathrm{N_2H_4 + 2I_2 \longrightarrow 4HI + N_2}[/math]

[math]\mathrm{ H_2S + I_2\longrightarrow 2HI + S}[/math]

Также иодоводород можно получить реакцией воды с трииодидом фосфора:

[math]\mathrm{PI_3 + 3 \ H_2O \longrightarrow H_3PO_3 + 3 \ HI}[/math]

Однако эта реакция не подходит для получения газообразного иодоводорода. В лаборатории используют реакцию взаимодействия йода с декалином:

[math]\mathrm{C_{10}H_{18} + 3I_2 \longrightarrow 6HI \uparrow + C_{10}H_{12}}[/math]

Кроме этого иодоводород выделяют из его концентрированных растворов путем их осушения оксидом фосфора.

[править] Химические свойства

При нагревании иодоводород распадается на простые вещества:

[math]\mathrm{ 2HI \xrightarrow{200^oC} \ H_2 + I_2 }[/math]

При стоянии на свету водные растворы HI окрашиваются в бурый цвет вследствие постепенного окисления воздухом и выделения молекулярного иод:

[math]\mathrm{4HI + O_2 \longrightarrow 2I_2 + 2H_2O }[/math]

Иодоводород является сильным восстановителем:

[math]\mathrm{ 2HI + NO_2 \longrightarrow I_2 + NO + H_2O}[/math]

[math]\mathrm{ 2HI + S \xrightarrow{500^oC} \ I_2 + H_2 S }[/math]

HI способен восстановить концентрированную серную кислоту до серы или даже до сероводорода:

[math]\mathrm{6HI + H_2SO_4 \longrightarrow 4I_2 + S + 4H_2O}[/math]

[math]\mathrm{8HI + H_2SO_4 \longrightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O}[/math]

Подобно другим галогеноводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

[math]\mathrm{ HI + H_2C{=}CH_2 \longrightarrow H_3CCH_2I}[/math]

• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М.: «Химия», 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

cyclowiki.org

Словарь химических формул — это… Что такое Словарь химических формул?

Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
D2O	оксид дейтерия	7732-20-0
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
LaCl3	Хлорид лантана (III)	10099-58-8
LaPO4	Фосфат лантана (III)	14913-14-5
Li(AlSi2O6)	Кеатит
LiBr	Бромид лития	7550-35-8
LiBrO3	Бромат лития
LiCN	Цианид лития
LiC2H5O	Этилат лития
LiF	фторид лития	7789-24-4
LiHSO4	Гидросульфат лития
LiIO3	Иодат лития
LiNO3	Нитрат лития
LiTaO3	Танталат лития
Li2CrO4	Хромат лития
Li2Cr2O7	Дихромат лития
Li2MoO4	Ортомолибдат лития	13568-40-6
Li2NbO3	Метаниобат лития
Li2SO4	Сульфат лития	10377-48-7
Li2SeO3	Селенит лития
Li2SeO4	Селенат лития
Li2SiO3	Метасиликат лития	10102-24-6
Li2SiO4	Ортосиликат лития
Li2TeO3	Теллурит лития
Li2TeO4	Теллурат лития
Li2TiO3	Метатитанат лития	12031-82-2
Li2WO4	Ортовольфрамат лития	13568-45-1
Li2ZrO3	Метацирконат лития
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
PH3	phosphine	7803-51-2
POCl3	phosphoryl chloride	10025-87-3
PO43−	phosphate ion
P2I4	phosphorus(II) iodide
P2O74−	pyrophosphate ion
P2S3	phosphorus(III) sulfide
P2Se3	phosphorus(III) selenide
P2Se5	phosphorus(V) selenide
P2Te3	phosphorus(III) telluride
P3N5	phosphorus(V) nitride	12136-91-3
P4O10	tetraphosphorus decaoxide	16752-60-6
Pb(CH3COO)2·3H2O	ацетат свинца — тригидрат
PbCO3	lead carbonate cerussite
Pb(C2H5)4	tetraethyllead
PbC2O4	lead oxalate
PbCrO4	lead chromate
PbF2	lead fluoride	7783-46-2
Pb(IO3)2	lead iodate
PbI2	lead(II) iodide	10101-63-0
Pb(NO3)2	lead(II) nitrate lead dinitrate plumbous nitrate
Pb(N3)2	lead azide
PbO	lead(II) oxide litharge	1317-36-8
Pb(OH)2	plumbous hydroxide
Pb(OH)4	plumbic hydroxide plumbic acid
Pb(OH)62−	plumbate ion
PbO2	lead(IV) oxide lead dioxide	1309-60-0
PbS	сульфид свинца галенит	1314-87-0
PbSO4	сульфат свинца(II)	7446-14-2
Pb3(SbO4)2	lead antimonate
PtBr2	platinum(II) bromide
PtBr4	platinum(IV) bromide
PtCl2	platinum(II) chloride
PtCl4	platinum(IV) chloride
PtI2	platinum(II) iodide
PtI4	platinum(IV) iodide
[Pt(NH2CH2CH2NH2)3]Br4	tris(ethylenediamine)platinum(IV) bromide
[Pt(NH3)2(H2O)2Cl2]Br2	diamminediaquadichloroplatinum(VI) bromide
PtO2	platinum(IV) oxide	50417-46-4
PtS2	platinum(IV) sulfide
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
RbAl(SO4)2·12H2O	rubidium aluminum sulfate — dodecahydrate
RbBr	rubidium bromide	7789-39-1
RbC2H3O2	rubidium acetate
RbCl	rubidium chloride	7791-11-9
RbClO4	rubidium perchlorate
RbF	rubidium fluoride	13446-74-7
RbNO3	rubidium nitrate	13126-12-0
RbO2	rubidium superoxide
Rb2C2O4	rubidium oxalate
Rb2CrO4	rubidium chromate
Rb2PO4	rubidium orthophosphate
Rb2SeO3	rubidium selenite
Rb2SeO4	rubidium selenate
Rb3C6H5O7·H2O	rubidium citrate — monohydrate
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
SCN−	thiocyanate
SF4	sulfur tetrafluoride
SF6	sulfur hexafluoride	2551-62-4
SOF2	thionyl difluoride	7783-42-8
SO2	sulfur dioxide	7446-09-5
SO2Cl2	sulfuryl chloride	7791-25-5
SO2F2	sulfuryl difluoride	2699-79-8
SO2OOH−	peroxymonosulfurous acid (aqueous)
SO3	sulfur trioxide	7446-11-9
SO32−	sulfite ion
SO42−	sulfate ion
S2Br2	sulfur(II) bromide	71677-14-0
S2O32−	thiosulfate ion
S2O72−	disulfate ion
SbBr3	antimony(III) bromide	7789-61-9
SbCl3	antimony(III) chloride	10025-91-9
SbCl5	antimony(V) chloride	7647-18-9
SbI3	antimony(III) iodide	7790-44-5
SbPO4	antimony(III) phosphate
Sb2OS2	antimony oxysulfide kermesite
Sb2O3	antimony(III) oxide	1309-64-4
Sb2O5	antimony(V) oxide
Sb2S3	antimony(III) sulfide	1345-04-6
Sb2Se3	antimony(III) selenide	1315-05-5
Sb2Se5	antimony(V) selenide
Sb2Te3	antimony(III) telluride
Sc2O3	scandium oxide scandia
SeBr4	selenium(IV) bromide
SeCl	selenium(I) chloride
SeCl4	selenium(IV) chloride	10026-03-6
SeOCl2	selenium(IV) oxychloride	7791-23-3
SeOF2	selenyl difluoride
SeO2	selenium(IV) oxide	7446-08-4
SeO42−	selenate ion
SeTe	selenium(IV) telluride	12067-42-4
SiBr4	silicon(IV) bromide	7789-66-4
SiC	карбид кремния	409-21-2
SiCl4	silicon(IV) chloride	10026-04-7
SiH4	силан	7803-62-5
SiI4	silicon(IV) iodide	13465-84-4
SiO2	диоксид кремния silica кварц	7631-86-9
SiO44−	silicate ion
Si2O76−	disilicate ion
Si3N4	silicon nitride	12033-89-5
Si6O1812−	cyclosilicate ion
SnBrCl3	tin(IV) bromotrichloride
SnBr2	tin(II) bromide	10031-24-0
SnBr2Cl2	tin(IV) dibromodichloride
SnBr3Cl	tin(IV) tribromochloride	14779-73-8
SnBr4	tin(IV) bromide	7789-67-5
SnCl2	tin(II) chloride	7772-99-8
SnCl2I2	tin(IV) dichlorodiiodide
SnCl4	tin(IV) chloride	7646-78-8
Sn(CrO4)2	tin(IV) chromate
SnI4	tin(IV) iodide	7790-47-8
SnO2	tin(IV) oxide	18282-10-5
SnO32−	stannate ion
SnS	tin(II) sulfide	1314-95-0
SnS2	tin(IV) sulfide
Sn(SO4)2·2H2O	tin(IV) sulfate — dihydrate
SnSe	tin(II) selenide	1315-06-6
SnSe2	tin(IV) selenide
SnTe	tin(II) telluride	12040-02-7
SnTe4	tin(IV) telluride
Sn(VO3)2	tin(II) metavanadate
Sn3Sb4	tin(IV) antimonide
SrBr2	strontium bromide	10476-81-0
SrBr2·6H2O	strontium bromide — hexahydrate
SrCO3	strontium carbonate
SrC2O4	strontium oxalate
SrF2	strontium fluoride	7783-48-4
SrI2	strontium iodide	10476-86-5
SrI2·6H2O	strontium iodide — hexahydrate
Sr(MnO4)2	strontium permanganate
SrMoO4	strontium orthomolybdate	13470-04-7
Sr(NbO3)2	strontium metaniobate
SrO	strontium oxide	1314-11-0
SrSeO3	strontium selenite
SrSeO4	strontium selenate
SrTeO3	strontium tellurite
SrTeO4	strontium tellurate
SrTiO3	титанат стронция
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
T2O	оксид трития tritiated water	14940-65-9
TaBr3	бромид тантала (III)
TaBr5	бромид тантала (V)
TaCl5	Хлорид тантала(V)	7721-01-9
TaI5	Иодид тантана(V)
TaO3−	tantalate ion
TcO4−	pertechnetate ion
TeBr2	tellurium(II) bromide
TeBr4	tellurium(IV) bromide
TeCl2	tellurium(II) chloride
TeCl4	tellurium(IV) chloride	10026-07-0
TeI2	tellurium(II) iodide
TeI4	tellurium(IV) iodide
TeO2	tellurium(IV) oxide	7446-07-3
TeO4−	tellurate ion
TeY	yttrium telluride	12187-04-1
Th(CO3)2	thorium carbonate	19024-62-5
Th(NO3)4	thorium nitrate	13823-29-5
TiBr4	titanium(IV) bromide	7789-68-6
TiCl2I2	titanium(IV) dichlorodiiodide
TiCl3I	titanium(IV) trichloroiodide
TiCl4	titanium tetrachloride	7550-45-0
TiO2	оксид титана (IV) рутил	1317-70-0
TiO32−	titanate ion
TlBr	thallium(I) bromide	7789-40-4
TlBr3	thallium(III) bromide
Tl(CHO2)	thallium(I) formate
TlC2H3O2	thallium(I) acetate	563-68-8
Tl(C3H3O4)	thallium(I) malonate
TlCl	thallium(I) chloride	7791-12-0
TlCl3	thallium(III) chloride
TlF	thallium(I) fluoride	7789-27-7
TlI	thallium(I) iodide	7790-30-9
TlIO3	thallium(I) iodate
TlI3	thallium(III) iodide
TiI4	titanium(IV) iodide	7720-83-4
TiO(NO3)2 · xH2O	titanium(IV) oxynitrate — hydrate
TlNO3	thallium(I) nitrate	10102-45-1
TlOH	thallium(I) hydroxide
TlPF6	thallium(I) hexafluorophosphate	60969-19-9
TlSCN	thallium thiocyanate
Tl2MoO4	thallium(I) orthomolybdate
Tl2SeO3	thallium(I) selenite
Tl2TeO3	thallium(I) tellurite
Tl2WO4	thallium(I) orthotungstate
Tl3As	thallium(I) arsenide
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
Zn(AlO2)2	алюминат цинка
Zn(AsO2)2	арсенит цинка	10326-24-6
ZnBr2	бромид цинка	7699-45-8
Zn(CN)2	цианид цинка	557-21-1
ZnCO3	карбонат цинка	3486-35-9
Zn(C8H15O2)2	каприлат цинка	557-09-5
Zn(ClO3)2	хлорат цинка	10361-95-2
ZnCl2	хлорид цинка	7646-85-7
ZnCr2O4	хромит цинка	12018-19-8
ZnF2	фторид цинка	7783-49-5
Zn(IO3)2	иодат цинка	7790-37-6
ZnI2	иодид цинка	10139-47-6
ZnMoO4	ортомолибдат цинка
Zn(NO2)2	нитрит цинка	10102-02-0
Zn(NO3)2	нитрат цинка	7779-88-6
Zn(NbO3)2	метаниобат цинка
ZnO	оксид цинка	1314-13-2
ZnO2	пероксид цинка	1314-22-3
Zn(OH)2	гидроксид цинка	20427-58-1
Zn(OH)42−	zincate ion
ZnS	сульфид цинка сфалерит	1314-98-3
Zn(SCN)2	тиоцианат цинка	557-42-6
ZnSO4	сульфат цинка	7733-02-0
ZnSb	антимонид цинка	12039-35-9
ZnSe	селенид цинка	1315-09-9
ZnSeO3	селенит цинка
ZnSnO3	станнат цинка
Zn(TaO3)2	метатанталат цинка
ZnTe	теллурид цинка	1315-11-3
ZnTeO3	теллурит цинка
ZnTeO4	теллурат цинка
ZnTiO3	метатитанат цинка
Zn(VO3)2	метаванадат цинка
ZnWO4	zinc orthotungstate
ZnZrO3	метацирконат цинка
Zn2P2O7	пирофосфат цинка	7446-26-6
Zn2SiO4	ортосиликат цинка	13597-65-4
Zn3(AsO4)2	арсенат цинка	13464-44-3
Zn3As2	арсенид цинка
Zn3N2	нитрид цинка	1313-49-1
Zn3P2	фосфид цинка	1314-84-7
Zn3(PO4)2	фосфат цинка	7779-90-0
Zn3Sb2	антимонид цинка
ZrB2	борид циркония	12045-64-6
ZrBr4	бромид циркония	13777-25-8
ZrC	карбид циркония	12020-14-3
ZrCl4	тетрахлорид циркония	10026-11-6
ZrF4	фторид циркония	7783-64-4
ZrI4	иодид циркония	13986-26-0
ZrN	нитрид циркония	25658-42-8
Zr(OH)4	гидроксид циркония	14475-63-9
ZrO2	диоксид циркония бадделеит	1314-23-4
ZrO32−	цирконат-ион
ZrP2	фосфид циркония	12037-80-8
ZrS2	сульфид циркония	12039-15-5
ZrSi2	силицид циркония (ди)силицид циркония[1]	12039-90-6
ZrSiO4	ортосиликат циркония циркон	10101-52-7
Zr3(PO4)4	фосфат циркония

dic.academic.ru

Йодоводородная кислота. Свойства, получение, применение и цена йодоводородной кислоты

Самая сильная из кислот. Звание принадлежит не соляной и даже не серной, хоть они и на слуху. Самой сильной наука признает йодоводородную кислоту. Она является раствором йодоводорода.

Последний, является удушливым газом. 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 газа. Узнаем, на что способен полученный раствор.

Свойства йодоводородной кислоты

Будучи сильным, соединение проявляет себя как типичная кислота. Это выражено, к примеру, в реакциях с металлами. Взаимодействие проходит с теми из них, что стоят левее водорода. Именно на место этого элемента встает атом металла.

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 кислоты. Основными оксидами именуют соединения с кислородом металлов с первой или второй степенями окисления. Взаимодействие приводит к выделению воды и получению йодита металла, то есть, соли йодоводородной кислоты.

Реакция героини статьи с основаниями тоже дает воду и соль металла. Типичное для сильных кислот взаимодействие. Однако, большинство веществ класса 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 кислота записывается HCl, так формула йодоводородной кислоты – HI. По сути, это газ. Как же быть с водным раствором? Он считается  истинной кислотой, но редко встречается в лабораториях. Проблема состоит в хранении раствора.

Сильные восстанавливающие свойства йодоводородной кислоты приводят к быстрому окислению йода. В итоге, остается чистая вода и бурый осадок на дне пробирки. Это диодоиодат йода. То есть, в растворе героиня недолговечна.

Процесс «порчи» кислоты неизбежен. Но, есть путь восстановить героиню статьи. Делают это с помощью красного фосфора. Кислоту перегоняют в его присутствии. Нужна инертная атмосфера, к примеру, из аргона, азота или углекислого газа.

Альтернативой фосфору является диксодигидрофосфат водорода с формулой H (PH₂O₂). Присутствие при перегонке сероводорода на йодоводород тоже влияет положительно. Посему, не стоит выкидывать расслоившуюся смесь и смешивать свежие реагенты. Кислоту можно восстановить.

Пока йод в растворе кислоты 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 кислота, 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 кислот йодоводород считается самой сильной. Достаточно примера взаимодействия с «коллегами». Так, «встречаясь» с концентратом серной кислоты йодоводород восстанавливает его до сероводорода. Если же серное соединение встретится с другими, восстановителем выступит уже оно.

Способность отдавать атомы водорода – основное свойство кислот. 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: H₂S + I₂à S + 2HI. Элементарная сера, 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: I₂ + SO₂ + 2H₂O à 2HI + H₂SO₄.

Третий способ получения йодоводорода – совмещение йодита калия и ортофосфорной кислоты. На выходе кроме героини статьи получится гидроортофосфат калия. Йодоводород во всех реакциях выделяется в виде газа. Улавливают его водой, получая раствор кислоты. 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: — 2I₂  + N₂H₄ à4HI + N₂. 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 кислоты, 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 кислоту закупают для органических синтезов. Так, спирты восстанавливаются йодоводородом до алканов. К ним относятся все парафины. До алканов героиня статьи восстанавливает, так же, галогениды и прочие кислоты.

Не поддаются восстановлению йодоводородом лишь некоторые хлоропроизводные. Учитывая стоимость кислоты, 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 кислоту 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 кислота. На складах бывает редко, изготавливается, в основном, под заказ. Ценник выставляют, обычно, в евро. В переводе на рубли получается не меньше 60 000. В евро это за 1 000. Поэтому, приобретают реагент по необходимости. Если есть альтернатива, берут ее. Из кислот йодоводородная не только самая сильная, но и самая дорогая.

tvoi-uvelirr.ru

Кислоты: классификация и химические свойства

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H₂SO₄ серная кислота, H₂SO₃ сернистая кислота, HNO₃ азотная кислота, H₃PO₄ фосфорная кислота, H₂CO₃ угольная кислота, H₂SiO₃ кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H₂S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO₃ одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H₂SO₄ – двухосновная и т.д.

	К И С Л О Т Ы
Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HNO3 азотная  HF фтороводородная  HCl хлороводородная  HBr бромоводородная  HI иодоводородная	H2SO4 серная  H2SO3 сернистая  H2S сероводородная  H2CO3 угольная  H2SiO3 кремниевая	H3PO4 фосфорная

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома  (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO_3, -PO_4, -SiO₃) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H₂SO₄ + CuCl₂  → CuSO₄ + 2 HCl↑

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H₂SO₄ – H₂O → SO₃. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H₂SO₄ – серная; H₂SO₃ – угольная; H₂SiO₃ – кремниевая  и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO₃ –  азотная, HNO₂ – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H₂ + Cl₂ → 2 HCl;

H₂ + S → H₂S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl  и H₂S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются  в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах — они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + Ca(OH)₂  → CaSO₄ + 2 H₂O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

H₃PO₄ + Fe₂O₃ → 2 FePO₄ + 3 H₂O.

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H⁺).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑;

Cu + 4HNO₃ → CuNO₃ + 2 NO₂  + 2 H₂O.

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru