Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:
4) Растворимость
5) Устойчивость
7) Окисляющие свойства
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:
либо в таком виде: HCl = H + + Cl —
либо в таком: HCl → H + + Cl —
По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаимодействие кислот с солями
Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.
Формула йодоводородной кислоты
Свойства
Йодоводородная кислота, или йодоводород, в нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с резким удушливым запахом, который хорошо дымится при взаимодействии с воздухом. Отлично растворяется в воде, при этом образуя смесь азеотропного характера. Йодоводородная кислота не устойчива к температурам. Поэтому при 300С разлагается. При температуре 127С йодоводород начинает кипеть.
Йодоводородная кислота является очень сильным восстановителем. При отстаивании раствор бромоводорода окрашивается в бурый цвет, благодаря постепенному окислению его воздухом, при этом выделяется молекулярный йод.
4НI + О2 –> 2H2О + 2I2
Брмоводород может восстановить концентрированную серную кислоту до сероводорода:
8НI + Н2SО4 –> 4I2 + Н2S + 4H2О
Также как и другие галогенводороды, йодоводород присоединяется к кратынм связям, путем реакции электрофильного соединения:
НI + Н2C=СH –> Н3СCН2I
Йодоводородной кислоты - Сильная или слабая
Йодоводородная кислота является самой сильной. Ее соли называются йодидами.
Получение
В промышленнсти йодоводород получают от реакции молекул йода с гидразином, в результате чего также получаются молекулы азота (N).
2I2 + N2Н4 = 4НI + N2
В лабораторных условиях йодоводородную кислоту можно получить путем окислительно-восстановительных реакций:
Н2S + I2 = S (в осадке) + 2НI
Или гидродизом йодида фосфора:
РI3 + 3H2О = H3РO3 + 3YI
Йодоводородную кислоту также можно получить при взаимодействии молекул водорода и йода. Эта реакция происходит только при нагревании, но идет не до конца, поскольку в системе устанавливается баланс.
Он бесцветен и легко смешивается с водой. В ста миллилитрах жидкости помещается 132 грамма йодоводорода. Это при нормальном давлении и комнатной температуре. При нагреве до 100 градусов в воде растворяются уже 177 граммов . Узнаем, на что способен полученный раствор.
Свойства йодоводородной кислоты
Будучи сильным, соединение проявляет себя как типичная . Это выражено, к примеру, в реакциях с . Взаимодействие проходит с теми из них, что стоят левее . Именно на место этого элемента встает атом .
Получается йодит. Водород улетучивается. С солями йодоводородная кислота реагирует тоже в случае выделения газа. Реже, взаимодействие приводит к осаждению одного из его продуктов.
С основными оксидами героиня статьи тоже реагирует, как и прочие сильные . Основными оксидами именуют соединения с кислородом металлов с первой или второй степенями окисления. Взаимодействие приводит к выделению воды и получению йодита , то есть, соли йодоводородной кислоты .
Реакция героини с основаниями тоже дает воду и . Типичное для сильных взаимодействие. Однако, большинство веществ трехосновные. Это указывает на содержание в молекуле 3-ех атомов водорода.
В йодоводородном же соединении атом газа всего один, значит, вещество одноосновное. К тому же, оно относится к бескислородным. Как соляная записывается HCl, так формула йодоводородной кислоты – HI. По сути, это газ. Как же быть с водным раствором? Он считается истинной , но редко встречается в лабораториях. Проблема состоит в хранении раствора.
Сильные восстанавливающие свойства йодоводородной кислоты приводят к быстрому окислению . В итоге, остается чистая вода и бурый осадок на дне пробирки. Это диодоиодат йода. То есть, в растворе героиня недолговечна.
Процесс «порчи» неизбежен. Но, есть путь восстановить героиню статьи. Делают это с помощью . перегоняют в его присутствии. Нужна инертная атмосфера, к примеру, из аргона, или углекислого газа.
Альтернативой фосфору является диксодигидрофосфат водорода с формулой H (PH 2 O 2). Присутствие при перегонке сероводорода на йодоводород тоже влияет положительно. Посему, не стоит выкидывать расслоившуюся смесь и смешивать свежие реагенты. можно восстановить.
Пока йод в растворе не окислился, жидкость бесцветна и резко пахнет. Раствор азеототропен. Это значит, что при кипении состав смеси остается прежним. Испарения и жидкая фазы равновесны. Кипит йодоводородная , к слову, не при 100-та, а при 127-ми градусах Цельсия. Если нагреть до 300-от, вещество разложится.
Теперь, выясним, почему в ряду сильных йодоводород считается самой сильной. Достаточно примера взаимодействия с «коллегами». Так, «встречаясь» с концентратом серной йодоводород восстанавливает его до сероводорода. Если же серное соединение встретится с другими, восстановителем выступит уже оно.
Способность отдавать атомы водорода – основное свойство . Эти атомы присоединяются к прочим элементам, образуются новые молекулы. Вот и процесс восстановления. Реакции восстановления лежат и в основе получения героини статьи.
Получение йодоводородной кислоты
Из-за неустойчивости йодоводородное соединение активно дымит. Учитывая едкость паров, работают с героиней статьи лишь в условиях лабораторий. Обычно, берут сероводород и йод. Получается следующая реакция: H 2 S + I 2 à S + 2HI. Элементарная , формируемая в итоге взаимодействия, выпадает в осадок.
Получить реагент можно, так же, совместив суспензию йода, воду и оксид серы. Итогом станут серная кислота и героиня статьи. Уравнение реакции выглядит так: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4 .
Третий способ получения йодоводорода – совмещение йодита калия и . На выходе кроме героини статьи получится гидроортофосфат калия. Йодоводород во всех реакциях выделяется в виде газа. Улавливают его водой, получая раствор . Трубку, по которой идет газ, нельзя опускать в жидкость.
На крупных предприятиях йодоводород получают реакцией йода с гидразином. Последний, как и героиня статьи, бесцветен и резко пахнет. Химическая запись взаимодействия выглядит так: — 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Как видно, реакция дает больший «выхлоп» йодоводорода, чем лабораторные приемы.
Остается очевидный, но маловыгодный вариант – взаимодействие чистых элементов. Сложность реакции в том, что она протекает лишь при нагреве. К тому же, в системе быстро устанавливается равновесие.
Это не дает реакции дойти до конца. Равновесием в химии именуют точку, когда система начинает противостоять воздействиям на нее. Так что, совмещение элементарных йода и водорода – лишь глава в учебниках химии, но не практический метод.
Применение йодоводородной кислоты
Как и прочие , йодоводородная кислота – электролит . Героиня статьи способна распадаться на ионы, по которым и «пробегает» ток. Для этого бега нужно поместить в раствор катод и анод. Один заряжен положительно, другой отрицательно.
Полученные ресурсы служат в конденсаторах. Электролиты применяют как источники тока и как среду для золочения, серебрения металлов и нанесения на них прочих напылений.
Пользуются промышленники и восстановительными свойствами йодоводорода. Сильную закупают для органических синтезов. Так, спирты восстанавливаются йодоводородом до алканов. К ним относятся все . До алканов героиня статьи восстанавливает, так же, галогениды и прочие .
Не поддаются восстановлению йодоводородом лишь некоторые хлоропроизводные. Учитывая , это мало кого печалит. Если в лаборатории йодоводородную кислоту нейтрализовали , значит, предприятие хорошо финансируют. Ознакомимся с ценниками на реагент.
Цена йодоводородной кислоты
Для лабораторий йодоводородную продают литрами. Хранят реагент в темноте. На свету жидкость быстро буреет, распадается на воду и диодоиодат. Тару плотно закрывают. Героиня статьи не разъедает пластик. В нем-то и хранят реагент.
Спросом пользуется 57-процентная . На складах бывает редко, изготавливается, в основном, под . Ценник выставляют, обычно, в евро. В переводе на получается не меньше 60 000. В евро это за 1 000. Поэтому, приобретают реагент по необходимости. Если есть альтернатива, берут ее. Из йодоводородная не только самая сильная, но и самая дорогая.
скачатьРеферат на тему:
Иодоводород
План:
-
Введение
- 1 Получение
- 2 Свойства
- 3 Применение Литература
Введение
Иодоводород HI - бесцветный удушливый газ, 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.
1. Получение
В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:
2 I 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2
В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:
- H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI
- РI 3 + 3H 2 O → H 3 РO 3 + 3НI
Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:
H 2 + I 2 → 2 HI
2. Свойства
Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20ºC растворяется 132 г HI, а при 100ºC - 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см 3 .
Иодоводород является сильным восстановителем. При стоянии водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:
4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2
HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:
8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O
Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):
HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I
При гидролизе иодидов некоторых металлов низших степеней окисления выделяется водород: 3FeI 2 + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 6HI + H 2
Щелочные иодиды имеют следующее свойства: Показатель NaI KI NH 4 I Плотность г/см3 3,67 3,12 2,47 Т плавления ºC 651 723 557 (сублимация) Растворимость 20ºC 178,7 144 172,3 Растворимость 100ºC 302 200 250,2 Плотность 37,5 % р-ра 1,8038 1,731 Растворимость: г на 100 г воды
Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I 2 , придающий им желтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин: 2K 2 CO 3 + 2I 2 +HCOH → 4KI + 3CO 2 + H 2 O Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO 3 (1 часть на 5 частей иодида).
Ионы Cu 2+ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI: 2NaI + CuSO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → 2CuI + 2Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 [Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. «Химия и технология брома, иода и их соедине-ний» М., Химия, 1995, −432с.]
3. 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 [Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 68]. BuCl+ 2HI → BuH + HCl + I 2 При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH2CH2CH2CHICH3, а гексозы - во вторичный иодистый н-гексил. [Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 440]. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанав-ливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы. ["Препаративная органическая химия" М., Гос. н.т. изд-во хим. лит-ры, 1959 стр. 499 и В. В. Марковников Ann. 138, 364 (1866)].
HI быстро разлагается на свету. Реагирует с кислородом воздуха, давая I2 и воду. Концентрированная серная кислота также окисляет HI. Сернистый газ, напротив, восстанавливает I 2: I 2 + SO 2 +2H 2 O → 2 HI + H 2 SO 4
HI при нагреве диссоциирует на водород и I 2 , что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.
Литература
- Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001
Данный реферат составлен на основе статьи из русской Википедии . Синхронизация выполнена 13.07.11 23:37:03
Похожие рефераты: