Закончи уравнение химической реакции взаимодействия иода с натрием

Йодид натрия: способы получения и химические свойства

Йодид натрия NaI — соль щелочного металла натрия и йодоводородной кислоты. Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).

Относительная молекулярная масса Mr = 149,90; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,667; tпл = 661º C;

Способ получения

1. Йодид натрия можно получить путем взаимодействия горячего гидроксида натрия, пероксида водорода и йода, образуются йодид натрия, газ кислород и вода:

если гидроксид натрия будет холодным и к нему вместе с йодом добавить газ сероводород, то в результате данной реакции произойдет образование йодида натрия, осадка серы и воды:

2NaOH + I2 + H2S = 2NaI + S↓ + 2H2O

2. При температуре 150–200º C, в результате взаимодействия натрия и брома, образуется йодид натрия:

2Na + I2 = 2NaI

3. Разбавленный раствор гидроксида натрия реагирует с йодидом железа в атмосфере азота . При этом образуются йодид натрия и осадок гидроксид железа:

2NaOH + FeI2 = 2NaI + Fe(OH)2

Качественная реакция

Качественная реакция на йодид натрия — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование осадка желтого цвета:

1. При взаимодействии с нитратом серебра , йодид натрия образует нитрат натрия и осадок йодид серебра:

NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI↓

Химические свойства

1. Йодид натрия разлагается при температуре выше 1400º C с образованием натрия и йода:

2NaI = 2Na + I2

2. Йодид натрия вступает в реакцию с простыми веществами :

2.1. Холодный йодид натрия взаимодействует с хлором. В результате реакции происходит образование хлорида натрия и осадка йода:

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2↓

2.2. Холодный йодид натрия взаимодействует с бромом. В результате реакции происходит образование бромида натрия и осадка йода:

2NaI + Br2 = 2NaBr + I2↓

3. Йодид натрия способен вступать в реакцию со сложными веществами :

3.1. Йодид натрия реагирует с кислотами-окислителями :

3.1.1. Твердый йодид натрия реагирует с серной кислотой при 30 — 50º С. Взаимодействие данных веществ приводит к образованию осадка йода, газа сероводорода, воды и гидросульфата натрия:

3.1.2. При кипении, в результате взаимодействия твердого йодида натрия и концентрированной азотной кислоты образуются осадок йод, газ оксид азота (IV), вода и нитрат натрия:

4. Йодид натрия способен вступать в реакцию с соединениями железа (III) :

NaI + FeCl3 = FeCl2 + I2↓ + NaCl

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 mHIO4nН2О, 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.


источники:

http://zadachi-po-khimii.ru/neorganicheskaya-ximiya/coedineniya-joda.html

http://lektsii.org/1-104375.html