Hidrogén-jodid

Hidrogén-jodid
IUPAC név	Hidrogén-jodid
Más nevek	Jódhidrogén, jódhidrogénsav
Azonosítók
CAS-szám	[10034-85-2]
RTECS szám	MW3760000
Tulajdonságok
Kémiai képlet	HI
Moláris tömeg	127,904 g/mol
Megjelenés	Színtelen gáz.
Sűrűség	2,85 g/mL (-47 °C)
Olvadáspont	–50,80 °C (184,55 K)
Forráspont	–35,36 °C (237,79 K)
Oldhatóság (vízben)	körülbelül 232 g/ml
Savasság (pKa)	–10
Szerkezet
Molekulaforma	Lineáris
Dipólusmomentum	0,38 D
Veszélyek
Főbb veszélyek	Maró (C)
NFPA 704	0 3 1 COR
R mondatok	R35
S mondatok	S9, S26, S36/37/39 S45
Lobbanáspont	Nem gyúlékony.
Rokon vegyületek
Azonos kation	Hidrogén-fluorid Hidrogén-klorid Hidrogén-bromid
Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standard állapotára vonatkoznak. (25 °C, 100 kPa)

A hidrogén-jodid a jód hidrogénnel alkotott vegyülete, összegképlete HI. Poláris molekulákat alkot. Színtelen, szúrós szagú, nagy sűrűségű gáz. Vízben nagyon jól oldódik, egy liter víz 400 liter hidrogén-jodidot old. A levegőn füstölög: oldatot alkot a levegő páratartalmával, ami cseppenként kiválik. Erős sav.

Kémiai tulajdonságai

Vízben való jó oldhatósága azzal magyarázható, hogy erős sav, nagy mértékben disszociál.

$\mathrm{HI + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + I^-}$

A hidrogén-jodid hidrogénatomja fémmel helyettesíthető, velük sókat, jodidokat képez. A vízmentes hidrogén-jodid általában nem támadja meg a fémeket. Nedvesség jelenlétében vagy vizes oldatban azonban hidrogénfejlődés közben reagál a hidrogénnél negatívabb elektródpotenciálú fémekkel.

Magasabb hőmérsékleten vagy ultraibolya sugárzás hatására elemeire bomlik. A vizes hidrogén-jodid oldat levegőn megbarnul, mert a hidrogén-jodid a levegő oxigénje hatására jóddá oxidálódik. A barna színt a kiváló jód okozza.

$\mathrm{4 \ HI + O_2 \rightarrow 2 \ I_2 + 2 \ H_2O}$

Redukáló tulajdonságú, emiatt redukálószerként alkalmazzák, főként a szerves kémiában. A fluor, a klór és a bróm jódot szabadít fel belőle. A hidrogén-peroxid először jóddá oxidálja, de a jód tovább reagál a hidrogén-peroxiddal, visszaalakul hidrogén-jodiddá és oxigén szabadul fel.

$\mathrm{2 \ HI + H_2O_2 \rightarrow I_2 + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{I_2 + H_2O_2 \rightarrow 2 \ HI + O_2}$

Egyéb oxidálószerek, például barnakő (mangán-dioxid) hatására szintén jód válik szabaddá belőle. Jódsavval a következő egyenlet szerint reagál:

$\mathrm{HIO_3 + 5 \ HI \rightarrow 3 \ I_2 + 2 \ H_2O}$

Salétromsav hatására nitrogén-monoxid fejlődése közben jód szabadul fel belőle:

$\mathrm{2 \ HI + 2 \ HNO_3 \rightarrow I_2 + 2 \ NO + 2 \ H_2O}$

Ha kén-dioxiddal reagál, jód és kén válik ki.

$\mathrm{SO_2 +4 \ HI \rightarrow S + 2 \ I_2 + 2 \ H_2O}$

Előfordulása

A hidrogén-jodid megtalálható kisebb mennyiségben a vulkáni gőzökben és egyes hőforrások vizében. A sói (a jodidok) kisebb mennyiségben források vizében fordulnak elő, illetve megtalálhatók a tengervízben is.

Előállítása, felhasználása

A hidrogén-jodidot foszfor-trijodidból állítják elő vízzel:

$\mathrm{PI_3 + 3 \ H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3 \ HI}$

Felhasználják jódsók, gyógyszerek és fertőtlenítőszerek előállítására. A szerves kémiában redukálószerként, az analitikai kémiában reagensként használják.

Források

• Nyilasi János: Szervetlen kémia
• Bodor Endre: Szervetlen kémia I.
• Erdey-Grúz Tibor: Vegyszerismeret