Hidrogén-jodid

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Hidrogén-jodid
Hydrogen-iodide-2D-dimensions.png
Hidrogén-jodid
Hydrogen-iodide-3D-vdW.svg
Hidrogén-jodid
IUPAC-név Hidrogén-jodid
Más nevek Jódhidrogén, jódhidrogénsav
Kémiai azonosítók
CAS-szám 10034-85-2
RTECS szám MW3760000
Kémiai és fizikai 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
Kristályszerkezet
Molekulaforma Lineáris
Dipólusmomentum 0,38 D
Veszélyek
Főbb veszélyek Maró (C)[1]
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
1
COR
R mondatok R35[1]
S mondatok S9, S26, S36/37/39 S45[1]
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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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

Hivatkozások[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]