Јодоводоник
Јодоводоник (HI) је диатомски молекул. Водени раствор HI је познат као јодоводонична киселина. Она је јака киселина. HI се користи у органској и неорганској синтези као један од примарних извора јода и као редукујући агенс.
| |||
| Називи | |||
|---|---|---|---|
| Системски IUPAC назив | |||
| Други називи
Јодан[1]
| |||
| Идентификација | |||
3Д модел (Jmol)
|
|||
| ChEBI | |||
| ChemSpider | |||
| ECHA InfoCard | 100.030.087 | ||
| EC број | 233-109-9 | ||
| Гмелин Референца | 814 | ||
| КЕГГ[2] | |||
| МеСХ | хyдроиодиц+ацид | ||
| RTECS | МW3760000 | ||
| УНИИ | |||
| |||
| Својства | |||
| HI | |||
| Моларна маса | 127,91 g·mol−1 | ||
| Агрегатно стање | безбојни гас | ||
| Густина | 2,85 g cm-3 (na −47°C) | ||
| Тачка топљења | −51 °C; −60 °F; 222 K | ||
| Тачка кључања | −34 °C (−29 °F; 239 K) | ||
| Киселост (пКа) | ≈ –9 (приближно, у води,[5] 2.8 (у ацетонитрилу)[6] | ||
| Базност (пКб) | 23.5 | ||
| Индекс рефракције (nD) | 1.466 | ||
| Диполни момент | 0.38 D | ||
| Термохемија | |||
| Специфични топлотни капацитет, C | 228.3 mJ K-1 g-1 | ||
| Стандардна моларна ентропија S |
206.59 J K-1 mol-1 | ||
Стд енталпија
формирања (ΔfH⦵298) |
26.40-26.60 kJ mol-1 | ||
| Opasnosti | |||
| Opasnost u toku rada | Toksičan, korozivan, štetan i iritant | ||
| Bezbednost prilikom rukovanja | hydrogen iodide hydroiodic acid | ||
| R-oznake | R20, R21, R22, R35 | ||
| S-oznake | S7, S9, S26, S45 | ||
| NFPA 704 | |||
| Tačka paljenja | Nezapaljiv | ||
| Srodna jedinjenja | |||
Srodna jedinjenja
|
Astatovodonik Bromovodonik | ||
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa). | |||
 верификуј (шта је   ?)
| |||
| Референце инфокутије | |||
Особине
уредиHI је безбојан гас који реагује са кисеоником и производи воду и јод. Са влажним ваздухом, HI даје маглу (или пару) јодоводоничне киселине. Он је изузетно растворна у води.
Јодоводонична киселина
уредиЈодоводонична киселина је раствор чистог HI у води. Комерцијална јодоводонична киселина обично садржи 57% HI по маси. Раствор формира азеотропну смешу који кључа на 127°Ц са 57% HI, 43% вода. Јодоводонична киселина је једна од најјачих киселина услед високе стабилности њене коњуговане базе. Јодидни јон је највећи од свих уобичајених халида, те је негативни набој распоређен преко великог простора. У контрасту с тим, хлоридни јон је знатно мањи, и стога је његово наелектрисање концентрованије, што доводи до јачих интеракција између протона и хлоридног јона. Слабија H+---I– интеракција HI молекула поспешује дисоцијацију протона од ањона, и она је разлог да је HI најјача киселина међу хидрохалидима (теоретски изузев астатоводоничне киселине).[7]
Припрема
уредиИндустријска припрема HI се врши реакцијом I2 са хидразином,, при чему се ослобађа и гасовити азот.[8]
- 2 I2 + N2H4 → 4 HI + N2
Кад ис изводи у води, неопходно је да се дестилише HI.
HI се исто тако може дестилисати из раствора NaI или других алкалних јодида у концентрованој хипофосфорастој киселини[9]. Сумпорна киселина се не може користити јер она оксидује јодид до елементарног јода.
HI се може припремити провођењем водоник сулфида кроз водени раствор јода. Тиме се формира јодоводонична киселина која се затим дестилише, и елементарни сумпор кој се може изфилтрирати.
- H2S +I2 → 2 HI + S
HI се може припремити комбиновањем H2 и I2. Овај метод се обично примењује за добијање материјала високе чистоће.
- H2 + I2 → 2 HI
Референце
уреди- ^ а б в „хyдроген иодиде (ЦХЕБИ:43451)”. Цхемицал Ентитиес оф Биологицал Интерест (ЦхЕБИ). УК: Еуропеан Биоинформатицс Институте. ИУПАЦ Намес.
- ^ Јоанне Wиxон; Доуглас Келл (2000). „Wебсите Ревиеw: Тхе Кyото Енцyцлопедиа оф Генес анд Геномес — КЕГГ”. Yеаст. 17 (1): 48—55. дои:10.1002/(СИЦИ)1097-0061(200004)17:1<48::АИД-YЕА2>3.0.ЦО;2-Х.
- ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.
- ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
- ^ Perrin, D.D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Pres: Oxford, 1982.
- ^ Kütt, A.; Rodima, T.; Saame, J.; Raamat, E.; Mäemets, V.; Kaljurand, I.; Koppel, I. A.; Garlyauskayte, R. Yu.; Yagupolskii, Y. L.; Yagupolskii, L. M.; Bernhardt, E.; Willner, H.; Leito, I. Equilibrium Acidities of Superacids. J. Org. Chem. 2011, 76, 391–395. . doi:10.1021/jo101409p. Недостаје или је празан параметар
|title=(помоћ) - ^ Wиберг, Егон; Wиберг, Нилс; Холлеман, Арнолд Фредерицк (2001). Инорганиц цхемистрy. Ацадемиц Пресс. стр. 371, 432—433. ИСБН 978-0-12-352651-9.
- ^ Греенwоод, Норман Н.; Еарнсхаw, Алан (1997). Цхемистрy оф тхе Елементс (II изд.). Оxфорд: Буттерwортх-Хеинеманн. стр. 809—815. ИСБН 0080379419..
- ^ Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, 2nd ed., 1963, p. 286.
Литература
уреди- Wиберг, Егон; Wиберг, Нилс; Холлеман, Арнолд Фредерицк (2001). Инорганиц цхемистрy. Ацадемиц Пресс. стр. 371, 432—433. ИСБН 978-0-12-352651-9.
