Иодоводород

Йóдоводорóд (гидроиодид, иóдистый водорóд, HI) — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Т_кип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Иодоводород
Общие
Систематическое наименование	Йодоводород
Традиционные названия	Гидроиодид, йодистый водород
Хим. формула	HI
Рац. формула	HI
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	127.904 г/моль
Плотность	2.85 г/мл (-47 °C)
Энергия ионизации	10,39 эВ
Термические свойства
Температура
• плавления	–50.80 °C
• кипения	–35.36 °C
• разложения	300 °C
Критическая точка	150,7 °C
Энтальпия
• образования	26,6 кДж/моль
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты $pK_{a}$	- 11
Растворимость
• в воде	72,47 (20°C)
Структура
Дипольный момент	1,5E−30 Кл·м
Классификация
Рег. номер CAS	[10034-85-2]
PubChem	24841
Рег. номер EINECS	233-109-9
SMILES	I
InChI	InChI=1S/HI/h1H XMBWDFGMSWQBCA-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MW3760000
ChEBI	43451
ChemSpider	23224
Безопасность
NFPA 704	0 3 1 COR
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Получение

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

${\mathsf {2I_{2}+N_{2}H_{4}\rightarrow 4HI\uparrow +N_{2}}}$

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:

${\mathsf {H_{2}S+I_{2}\rightarrow S+2HI}}\uparrow$

Восстанавливая иод другими восстановителями:

${\ce {2PH_3 + 3I_2 -> 2P + 6HI ^}}$

${\ce {SO_2 + I_2 + 2H_2O -> H_2SO_4 + 2HI ^}}$

Воздействием стабильной и достаточно сильной кислоты на иодиды (обычно берут горячую концентрированную ортофосфорную кислоту, серная не подходит):

${\ce {KI + H_3PO_4 -> KH_2PO_4 + HI ^}}$

Очень часто ортофосфорную кислоту производят контактным методом, и поэтому она загрязнена и серной кислотой, что при получении иодоводорода является крайне опасным (выделяется чрезвычайно токсичный сероводород). Именно по этой причине, в лабораториях чаще прибегают к восстановлению иода.

Другой путь получения HI в лабораторных условиях — это реакции обмена:

${\mathsf {PI_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{3}+3HI}}\uparrow$

Реакцию следует проводить в водном растворе в отсутствие спиртов.

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

${\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI}}\uparrow$

На одной из стадии получения иодоводорода (получение иодидов из иода) следует убедиться в отсутствии спиртов в растворе, так как будет образовываться иодоформ, который при получении иодоводорода окисляет его до иода (восстанавливаясь до дииодметана).

Свойства

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pK_а = −11). Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см³.

Иодоводород является сильным восстановителем. На воздухе водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

${\mathsf {4HI+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2I_{2}}}$

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

${\mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}\rightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O}}$

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

${\mathsf {HI+CH_{2}{\text{=}}CH_{2}\rightarrow CH_{3}-CH_{2}I}}$

Иодиды присоединяют элементарный иод с образованием полииодидов:

${\mathsf {RI+I_{2}\rightarrow R(I_{3})_{x}}}$

Что обуславливает тёмно-бурый цвет долго стоящей на воздухе иодоводородной кислоты.

Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I₂, придающий им жёлтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин:

${\mathsf {2K_{2}CO_{3}+2I_{2}+HCHO\rightarrow 4KI+3CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}$

Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO₃ (1 часть на 5 частей иодида).

Ионы Cu²⁺ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимый иодид одновалентной меди CuI:

${\mathsf {2NaI+2CuSO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2CuI\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}}}$

Замещает элементы в кислородных кислотах по реакциям

${\mathsf {12HNO_{3}+2I_{2}\rightarrow 4HIO_{3}+N_{2}\uparrow +10NO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}$

${\mathsf {H_{2}SO_{4}+I_{2}\rightarrow HIO_{4}+HI+S\downarrow }}$

${\mathsf {2H_{3}PO_{4}+8I_{2}\rightarrow 2HIO_{4}+4HI+2PI_{5}}}$

Образующийся пентайодид фосфора гидролизуется водой.

Применение

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Спирты, галогениды и кислоты восстанавливаются HI, давая алканы.

${\mathsf {C_{4}H_{9}Cl+2HI\rightarrow C_{4}H_{10}+HCl+I_{2}}}$

При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH₃CH₂CH₂CHICH₃, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанавливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы.

HI при нагреве диссоциирует на водород и I₂, что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.

Физиологическое воздействие и токсикология

• Иодоводород — едкое, токсичное вещество. Обладает удушающим действием.
• При попадании на кожу иодоводородная кислота может вызвать ожоги.
• Предельно допустимая концентрация иодоводорода в воздухе рабочей зоны составляет 2 мг/м³.
• Согласно ГОСТ 12.1.007-76 йодистоводородная кислота относится к III классу опасности (умеренно-опасное химическое вещество).

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.