Jodovodonik

Из Википедије, слободне енциклопедије
Jodovodonik
Skeletal formula of hydrogen iodide with a dimension
Spacefill model of hydrogen iodide
Nazivi
Sistemski IUPAC naziv
Vodonik jodid[1]
Jodovodonik[1]
Drugi nazivi
Jodan[1]
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
EC broj 233-109-9
Gmelin Referenca 814
KEGG[2]
MeSH hydroiodic+acid
RTECS MW3760000
UNII
Svojstva
HI
Molarna masa 127,91 g·mol−1
Agregatno stanje bezbojni gas
Gustina 2.85 g cm-3 (na −47 °C)
Tačka topljenja −51 °C; −60 °F; 222 K
Tačka ključanja −34 °C (−29 °F; 239 K)
Kiselost (pKa) ≈ –9 (aproksimativno, u vodi,[5]

2.8 (u acetonitrilu)[6]

Baznost (pKb) 23.5
Indeks refrakcije (nD) 1.466
Dipolni moment 0.38 D
Termohemija
Specifični toplotni kapacitet, C 228.3 mJ K-1 g-1
Standardna molarna entropija So298 206.59 J K-1 mol-1
Standardna entalpija stvaranja jedinjenja ΔfHo298 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
Tačka paljenja Nezapaljiv
Srodna jedinjenja
Srodna jedinjenja
Astatovodonik

Bromovodonik
Hlorovodonik
Fluorovodonik
Indijum hidrid
Rubidijum hidrid
Stibin

Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ДаY verifikuj (šta je ДаYНеН ?)
Reference infokutije

Jodovodonik (HI) je diatomski molekul. Vodeni rastvor HI je poznat kao jodovodonična kiselina. Ona je jaka kiselina. HI se koristi u organskoj i neorganskoj sintezi kao jedan od primarnih izvora joda i kao redukujući agens.

Osobine[уреди]

HI je bezbojan gas koji reaguje sa kiseonikom i proizvodi vodu i jod. Sa vlažnim vazduhom, HI daje maglu (ili paru) jodovodonične kiseline. On je izuzetno rastvorna u vodi.

Jodovodonična kiselina[уреди]

Jodovodonična kiselina je rastvor čistog HI u vodi. Komercijalna jodovodonična kiselina obično sadrži 57% HI po masi. Rastvor formira azeotropnu smešu koji ključa na 127 °C sa 57% HI, 43% voda. Jodovodonična kiselina je jedna od najjačih kiselina usled visoke stabilnosti njene konjugovane baze. Jodidni jon je najveći od svih uobičajenih halida, te je negativni naboj raspoređen preko velikog prostora. U kontrastu s tim, hloridni jon je znatno manji, i stoga je njegovo naelektrisanje koncentrovanije, što dovodi do jačih interakcija između protona i hloridnog jona. Slabija H+---I interakcija HI molekula pospešuje disocijaciju protona od anjona, i ona je razlog da je HI najjača kiselina među hidrohalidima (teoretski izuzev astatovodonične kiseline).[7]

HI(g) + H2O(l) → H3O(aq)+ + I(aq) Ka ≈ 1010
HBr(g) + H2O(l) → H3O(aq)+ + Br(aq) Ka ≈ 109
HCl(g) + H2O(l) → H3O(aq)+ + Cl(aq) Ka ≈ 108

Priprema[уреди]

Industrijska priprema HI se vrši reakcijom I2 sa hidrazinom,, pri čemu se oslobađa i gasoviti azot.[8]

2 I2 + N2H4 → 4 HI + N2

Kad is izvodi u vodi, neophodno je da se destiliše HI.

HI se isto tako može destilisati iz rastvora NaI ili drugih alkalnih jodida u koncentrovanoj hipofosforastoj kiselini[9]. Sumporna kiselina se ne može koristiti jer ona oksiduje jodid do elementarnog joda.

HI se može pripremiti provođenjem vodonik sulfida kroz vodeni rastvor joda. Time se formira jodovodonična kiselina koja se zatim destiliše, i elementarni sumpor koj se može izfiltrirati.

H2S +I2 → 2 HI + S

HI se može pripremiti kombinovanjem H2 i I2. Ovaj metod se obično primenjuje za dobijanje materijala visoke čistoće.

H2 + I2 → 2 HI

Reference[уреди]

  1. 1,0 1,1 1,2 „hydrogen iodide (CHEBI:43451)”. Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute. IUPAC Names. 
  2. Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  3. 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.  edit
  4. 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. 
  5. Perrin, D.D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution; 2nd Ed., Pergamon Pres: Oxford, 1982.
  6. 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
  7. Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. стр. 371, 432—433. ISBN 978-0-12-352651-9. 
  8. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. стр. 809—815. ISBN 0080379419. .
  9. Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, 2nd ed., 1963, p286.

Literatura[уреди]

Spoljašnje veze[уреди]