Cоединения йода
Йодоводород, йодоводородная кислота (HI)
Способы получения йодоводорода
В промышленности
- Взаимодействие йода с гидразином:
- Взаимодействие простых веществ происходит только при нагревании и протекает не до конца:
В лаборатории
- Вытеснение HI из йодидов ортофосфорной кислотой:
- гидролиз галогенидов неметаллов
- восстановление свободного йода:
Физические свойства йодоводорода
Водный раствор HI — иодоводородная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом. Иодоводородная кислота является сильной кислотой.
В 100 г воды при обычном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г.
Химические свойства йодоводорода
Йодоводород – сильный восстановитель.
- Окисляется кислородом воздуха, приобретая бурый цвет:
- Взаимодействует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода и свободного йода:
- Окисляется другими неметаллами:
- Окисляется даже слабыми окислителями:
- Присоединяется к кратным связям органических соединений (реакция электрофильного присоединения):
HI + CH3 – CH = CH2 → CH3 – CHI – CH3
- Образуют полииоды, присоединяя элементарный иод:
Кислородные кислоты и окислы иода
Иодноватистая кислота (HIO)
Иодноватистая кислота HIO — существует только в очень разбавленных растворах, окрашена в зеленоватый цвет. Очень неустойчива.
Получение йодноватистой кислоты
Образуется при взаимодействии иода с водой. Реакция обратима, а равновесие сильно сдвинуто в сторону исходных веществ:
Химические свойства йодноватистой кислоты
- Проявляет амфотерные свойства – слабая кислота и слабое основание. Диссоциирует и как кислота, и как основание:
- Разлагается при комнатной температуре с течением времени:
- Разлагается щелочами:
3HIO + 3NaOH = 2NaI + NaIO3 + 3H2O
Соли иодноватистой кислоты называют гипоиодитами.
Иодноватая кислота (HIO3)
Йодноватая кислота HIO3— белое кристаллическое вещество со стеклянным блеском и горьковато-кислым вкусом. При обычной температуре устойчива. Сильная одноосновная кислота, имеющая склонность к полимеризации в концентрированных растворах
Получение иодноватой кислоты
Получают в водных растворах при окислении иода хлором, пероксидом водорода либо дымящей азотной кислотой:
Химические свойства йодноватой кислоты
- хорошо растворима в воде:
- При медленном нагревании до 110ºС она частично плавится, частично образует ангидроиодноватую кислоту HI3O8.
При нагревании HIO3 выше 230°C образует порошок иодноватого ангидрида I2O5, при растворении в воде, которого вновь образуется иодноватая кислота:
- Нейтрализуется щелочами:
- Проявляет окислительные свойства:
- При электролизе йодноватой кислоты образуется йодная кислота:
Соли иодноватой кислоты — иодаты
- Они довольно устойчивы и разлагаются при температуре выше 400 °C.
- Обладают сильными окислительными свойствами в кислой среде:
- При электролизе раствора иодаты распадаются на водород и периодаты:
Иодная кислота (HIO4)
Иодная кислота HIO4 — белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В водном растворе Н5IO6 является слабой кислотой. В растворах образует гидраты состава mHIO4•nН2О, например, H3IO5, H4I2O9, H5IO6 и т. д Их устойчивость зависит от концентрации раствора. Проявляет сильные окислительные свойства
Получение йодной кислоты
- При воздействии хлорной кислоты на иод в присутствии катализатора:
- Электролизом раствора иодноватой кислоты:
Химические свойства йодной кислоты
- При растворении в воде образует гидраты:
- НIO4 разлагается при нагревании выше 122ºС:
- Щелочами нейтрализуется не полностью:
- Сильные окислительные свойства:
Cоли йодной кислоты — периодаты
Йодная кислота может образовать соли, содержащие ионы, IO6 5− , IO5 3− , IO4 — и I2O9 4− — соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты.
Получение периодатов
Периодаты можно получить при окислении иодатов сильными окислителями в щелочной среде:
Химические свойства периодатов
- Периодаты — сильные окислители, при нагревании выше 300ºС разлагаются с выделением кислорода:
- Разлагаются концентрированными кислотами:
- Разлагаются концентрированными щелочами:
- Проявляют окислительные свойства:
Оксиды йода
Пентаоксид (пятиокись) иода, йодноватый ангидрид (I2O5)
Иодноватый ангидрид I2O5 – белое, гигроскопичное вещество. На свету темнеет из-за частичного разложения.
Получение пентаоксида йода
Получают при медленном нагревании йодноватой или йодной кислоты
Химические свойства пентаоксида йода
- На свету разлагается:
- Как кислотный оксид реагирует с водой, со щелочами:
- Легко фторируется:
- Восстанавливается монооксидом углерода:
Химические свойства йода
Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), иодистую (HIO2), иодноватую (HIO3), иодную (HIO4).
С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:
С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:
Атомарный иод — окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород H2S , Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I−:
I2 + H2S = S + 2HI
При растворении в воде иод частично реагирует с ней:
I2 + H2O ↔ HI + HIO, образуя гидрат йода
Йод окисляется концентрированной кислотой:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO2 + 2H2O.
С некоторыми элементами — углеродом, азотом, кислородом, серой и селеном — йод непосредственно не соединяется. Несовместим он и с эфирными маслами, растворами аммиака, белой осадочной ртутью (образуется взрывчатая смесь).
Конфигурация внешних электронов атома Йода 5s25p5. B соответствии с этим йод проявляет в соединениях переменную валентность (степень окисления): -1; +1; +3; +5;+7.
Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3-.
В горячих водных растворах щелочей образуются Йодид и Йодат.
I2 + 2KOH = KI + KIO + H2O
3KIO = 2KI + KIO3
При нагревании йод взаимодействует с фосфором:
А йодид фосфора в свою очередь взаимодействует с водой:
2PI3 + H2O = 3HI + H2 (PHO3)
При взаимодействии H2SO4 и KI образуется продукт, окрашенный темно-бурый цвет, и сульфатная кислота восстанавливается до H2S
8KI + 9H2SO4 = 4I2 + 8KHSO4 + SO2 + H2O
Йод легко реагирует с алюминием, причем катализатором в этой реакции является вода:
3I2 + 2AL = 2ALI3
Йод может также окислять сернистую кислоту и сероводород:
H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + HI
H2S + I2 = 2HI + S
При окислении йодид-иона йодат-ионом в кислой среде образуется свободный йод:
5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
При нагревании йодатной кислоты она распадается, с образованием наиболее стойкого оксида галогенов:
2HIO3 = I2O5 + H2O
Оксид йода (V) проявляет окислительные свойства. Его используют при анализе CO:
5CO + I2O5 = I2 + 5CO2
Пары Йода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу Йод оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от Йода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.
Применение йода
В металлургии(I2) Для деревообработки(KI, KI3)
В аналитике(иодометрия) В пищевых добавках(NaI) В медецине
Фтор
Фтор— элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером . Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.
Химические свойства йода
Нитрат йода (III) разлагается уже при температуре ниже 0 °C.
Известны несколько более стойких аналогичных соединений йода I2(SO4)3, I(CH3COO)3, I(ClO4)3, IPO4, которые можно считать солями I +3 . При электролизе растворов солей этого катиона в неводных средах йод выделяется на катоде. Получен также ряд солей иодила, содержащих ионы (IO)n n+ .
Химическая активность йода – наименьшая в ряду галогенов. Со многими элементами йод непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах (водород, кремний, многие металлы).
Эта реакция обратима, т.к. образование йодоводорода происходит при такой температуре, что значительная его часть термически разлагается.
Цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят при добавлении катализатора (капля воды).
Благодаря низкой плотности перекрывания электронных облаков галоген-элемент в связи с увеличением размеров атомов галогенов при движении вниз по группе галогенов наблюдается и снижение прочности химической связи. По этой причине для ряда элементов (например, железо, фосфор, сурьма) в высших степенях окисления соединения с йодом неустойчивы. Более того, в водных растворах иодиды уже показывают свойства восстановителей, хотя и не очень сильных. Выделение йода из растворов иодидов, легко обнаруживаемое по изменению окраски крахмала (он становится синим), является удобным тестом на присутствие окислителей, например, хлора, озона, перекиси водорода и др. Для этого обычно используется т.н. “йодокрахмальная бумажка” – полоска фильтровальной бумаги, пропитанная смесью растворов иодида калия и крахмала. Предвнешние 4d-электроны атома йода не относятся к кайносимметричным и не удивительно, что соединения йода со степенью окисления +7 стабильны и давно известны. Соединения йода, в которых он находится в положительных степенях окисления, – оксиды, оксокислоты и их соли, пожалуй, столь же характерны для него, как и иодиды. Поэтому йод способен окисляться достаточно сильными окислителями, например:
Йод также как и бром, непосредственно не взаимодействует с кислородом, т.к. образует неустойчивые оксиды.
В водном растворе йод также как хлор и бром диспропорционирует:
Для получения IO4 – нужны чрезвычайно сильные окислители.
Скорость диспропорционирования IO – велика при любой температуре, поэтому соли этого иона не удается получить ни в растворе, ни в кристаллическом состоянии (хотя Я. А. Угай указывает на существование солей этого аниона, которые довольно устойчивы в отсутствие влаги).
NaOH + I2 ↔ NaI + NaIO + H2O, Kp = 30
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 – эту реакцию используют в аналитической химии для количественного определения йода (иодометрия).
Химические свойства астата
Если какое-то количество атомов астата добавить к йоду, то в дальнейших химических реакциях астат будет сопровождать йод. Это подобие свойств используется в медицине. Астат является очень удобным α-излучателем для радиотерапии раковых опухолей. Химики синтезировали препараты йода, избирательно концентрирующиеся в различных органах, а поскольку астат сопровождает йод, то это его свойство позволяет вместе с препаратами йода вводить радиоактивный астат.
http://lektsii.org/1-104375.html
http://himgdz.ru/galogeni/himicheskie-svojstva-ioda/