Jodida acido

El Vikipedio, la libera enciklopedio
Jump to navigation Jump to search
Jodida acido
Flata modelo
Pilka modelo
Alternativa(j) Nomo(j)
Jodido de hidrogeno
Kemia formulo HI
PubChem-kodo 24841
ChemSpider kodo 23224
CAS-numero-kodo 10034-85-2
Karakterizaĵoj
Acideco (pKa) 0.75
Molmaso 127.904 g·mol-1
Aspekto senkolora venena gaso
Denseco 5.66 g/L at 0 °C
5.23 g/L at 25 °C
Refrakta indico 1,466
Fandopunkto −50.80 °C
(−59.44 °F; 222.35 K)
Bolpunkto −35.36 °C
(−31.65 °F; 237.79 K)
Akva solvebleco proksimume 234 g/100 ml
10 °C aŭ 900 g/100 ml 0 °C
Vaporpremo 0,73 MPa (20 °C)
pKa -10 (en akvo, 25 °C)
2.8 (en acetonitrilo)
Ekflama temperaturo ne bruligebla
Sekurecaj Indikoj
Riskoj R20 R21 R22 R35
Sekureco (S1/2) S7 S9 S26
S36/37/39 S45
Pridanĝeraj indikoj
Danĝero

Jodido de hidrogeno (HI) estas diatoma molekulo. Akvaj solvaĵoj de HI estas konataj kiel Jodida acido, kiu estas forta acido. Jodido de hidrogeno estas gaso sub normaj kondiĉoj, dum la jodida acido estas la akva solvaĵo de la menciita gaso. Ili estas interkonvertiĝeblaj. HI estas uzata en organika kaj neorganika sintezoj kiel unu el la primaraj fontoj por fabrikado de Jodo kaj kiel redukta agento.

Hi estas senkolora gaso, fumiĝanta en aero kaj tre solvebla en akvo. Ĝi reakcias kun oksigeno por estigi akvon kaj jodon.

2HI + O2 → 2 I2 + 2 H2O

Unuaj konsideroj[redakti | redakti fonton]

Pere de humida aero, ĝi produktas nebulon (aŭ fumojn) da jodida acido. Unu litro da akvo dissolvas 425 litrojn da HI, kaj la plej koncentrita solvaĵo enhavas kvar akvajn mokekulojn por ĉiu molekulo de HI.

Kvankam kemie interrilataj, la jodida acido ne estas HI simple, sed ia miksaĵo da ĝi. Komerca koncentrita jodida acido kutime enhavas inter 48% kaj 57% laŭ maso. La solvaĵo formas ian azeotropan miksaĵon bolante je 127°C kun 57% da Hi, 43% da akvo. La alta acideco kaŭzatas de la disĵetado de la jona ŝarĝo rilate al la anjono. La jonoj jodidaj estas multe pli granda ol la ordinaraj halogenidoj kaj tio rezultas en pli granda spaco por disperso. Kontraste, la kloridaj jonoj esta multe pli malgrandaj, rezultante en negativa ŝarĝo pli koncentrita, ebligante pli fortan interagon inter la protonoj kaj la kloridaj jonoj. La malforta interago H+ ... I plifaciligas la dissociiĝon de la protono for de la anjonon, kaj tiu estas la kialo HI estas la plej forta acido inter la halogenidoj.

HI(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + I (aq) Acideco (pKa)≈ 1010

HBr(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Br (aq) Acideco (pKa)≈ 109

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl (aq) Acideco (pKa)≈ 106

Preparo[redakti | redakti fonton]

La industria preparo de HI envolvas la reakcio de I2 kun hidrazino, kiu ankaŭ produktas nitrogenan gason.

2 I2 + N2H4 → 4 HI + N2

Kiam la reakcio okazas en akva medio, la HI devas esti distilita.

HI ankaŭ estas distilebla el solvaĵo kun Natria Jodido (NaI) aŭ alia alkala jodido en koncentrita fosfata acido. Rimarku ke koncentrita sulfata acido ne funkcias por acidigo de jodidoj ĉar ĝi oksidos la jodidon al elementa jodo.

HI estas preparebla alimaniere per bobeligo de vaporoj da sulfida acido tra iu akva solvaĵo da jodo, formante jodidan acidon (kiu tiam distiliĝas) kaj elementan sulfuron (ĉi tiu estas filtrita).

H2S +I2 → 2 HI + S

Krom tio, HI estas preparebla per simpla kombinado da H2 kaj I2. Ĉi-metodo estas ordinare uzata por generi specimenoj kun alta pureco.

H2 + I2 → 2 HI

Dum multaj jaroj, ĉi-reakcio estis konsiderata kiel simpla dumolekula reakcio inter la molekuloj de H2 kaj I2. Tamen, kiam la miksaĵo da gasoj estas radiata per luma ondolongo egalvalora al la dissociiga energio de I2[1], ĉirkaŭ 578 nm, la rapido forte pligrandiĝas. Ĉi-tiu klarigas la mekanismon kial I2 unue dissociiĝas en du atomoj de jodo, kaj ĉiu el ili ligiĝas al unu molekulo de hidrogeno, rompante la ligojn inter la atomoj de hidrogeno.

H2 + I2 + 578 nm radiation → H2 + 2 I → I - - - H - - - H - - - I → 2 HI

En laboratorio, alia metodo konsistas en hidrolizo de Fosfora trioksido, la egalvalora jodo de la Fosfora tribromido. Laŭ ĉi-metodo, I2 reakcias kun fosforo por estigi fosforan trijodidon, kiu sekve reakcias kun akvo por estigi HI-on kaj fosfitan acidon[2].

3 I2 + 2 P + 6 H2O → 2 PI3 + 6 H2O → 6 HI + 2 H3PO3

Ĉefaj uzoj[redakti | redakti fonton]

  • Jodida acido suferas oksidigo kiam lasata kontakte kun la aero laŭ la jena ekvacio:

4 HI + O2 → 2H2O + 2 I2

HI + I2 → HI3

HI3 estas kolore malhelbruna, kiu igas malnovajn solvaĵojn de HI fariĝi malhelbruna.

  • Samkiel HBr kaj HCl, HI adiciatas al alkenoj:

HI + H2C=CH2 → H3CCH2I

HI ankaŭ uzatas en organika kemio por konvertiĝo de primaraj alkoholoj[3] en alkilajn halogenidojn[4]. Ĉi tiu estas substitua reakcio, kie la jodo anstataŭas la aktivigitan hidroksilan grupon de la akvo. HI estas preferebla ol la aliaj hidrogenaj halogenidoj ĉar la jodo estas multe pli bona nukleofila ol la bromidoj aŭ kloridoj, tiam la reakcio povas okazi laŭ modera rapido sen generado de multe da varmo. Ĉi-reakcio ankaŭ okazas por alkoholoj sekundaraj kaj terciaraj.

HIsubstitution.gif

Hi kaj HBr estas ankaŭ uzataj por rompiĝo de la eteraj molekukoj al alkilaj jodidoj kaj alkoholoj, pere de reakcio simila al substituado de alkoholoj. Ĉi tipo de rompo estas signifoplena ĉar ĝi estas uzebla por konverti iun kemie stabilan inertan eteron en pli reakciajn speciojn. En ĉi ekzemplo, dietila etero rompiĝas en etanolon kaj jodoetanon[5].

DEEcleavage.gif

HI obeas la samajn regulojn de Markovnikof[6] tiel kiel HCl kaj HBr.

  • HI reduktas kelkajn α-substituitajn ketonojn kaj alkoholojn per anstataŭado de la α-substituanto kun hidrogena atomo.

Dank'al ties uzo kiel reduktanto, HI kaj ruĝa fosforo fariĝis lastatempe la plej populara metodo por produktado de metamfetamino[7] en Usono. Malleĝaj kemiistoj reakcias pseŭdoefedrino (akirita el piloloj por naza malkongesto) kun jodida acido kaj ruĝa fosforo per varmo. HI reakcias kun la pseŭdoefedrino por estigi la jodoefedrinon[8], iu peranto kiu estas primare reduktita al metamfetamino. Ĉi reakcio estas stereospecifa[9], produktante nur (dekstrorotacia)-metamfetamino.

Mineralaj acidoj[redakti | redakti fonton]

Halogenidaj acidoj
HF Fluorida acido HCl Klorida acido HBr Bromida acido HI Jodida acido
HFO Hipofluorita acido HClO Hipoklorita acido HBrO Hipobromita acido HIO Hipojodita acido
HFO2 Fluorita acido HClO2 Klorita acido HBrO2 Bromita acido HIO2 Jodita acido
HFO3 Fluorata acido HClO3 Klorata acido HBrO3 Bromata acido HIO3 Jodata acido
HFO4 Perfluorata acido HClO4 Perklorata acido HbrO4 Perbromata acido HIO4 Perjodata acido

Aliaj komponaĵoj[redakti | redakti fonton]

Vidu ankaŭ[redakti | redakti fonton]

Referencoj[redakti | redakti fonton]

  1. Krishan's Objective Pre Engineering Chemistry, B Sharma
  2. ChemSpider
  3. Oxidation of Primary Alcohols to Carboxylic Acids: A Guide to Current Common ..., Gabriel Tojo, Marcos I. Fernandez
  4. Organic Chemistry, Marye Anne Fox, James K. Whitesell
  5. Living Science Chemistry 10, Arun Syamal
  6. Organic Chemistry, Jonathan Clayden, Nick Greeves, Stuart Warren
  7. The Methamphetamine Crisis: Strategies to Save Addicts, Families, and ..., Herbert C. Covey
  8. Methamphetamine Use: Clinical and Forensic Aspects, Second Edition, Sandra B. McPherson, Harold V. Hall, Errol Yudko
  9. Stereospecificity in organic chemistry and enzymology, Janos Rétey, John A. Robinson.