Hidrogén-jodid

Hidrogén-jodid
Hidrogén-jodid	Hidrogén-jodid
IUPAC-név	Hidrogén-jodid
Szabályos név	Jodán
Más nevek	Jódhidrogén, jódhidrogénsav
Kémiai azonosítók
CAS-szám	10034-85-2
PubChem	24841
ChemSpider	23224
RTECS szám	MW3760000
SMILES I
InChI 1S/HI/h1H
InChIKey	XMBWDFGMSWQBCA-UHFFFAOYSA-N
Kémiai és fizikai tulajdonságok
Kémiai képlet	HI
Moláris tömeg	127,904 g/mol
Megjelenés	Színtelen gáz.
Sűrűség	2,85 g/mL (-47 °C)
Olvadáspont	–50,80 °C (184,55 K)
Forráspont	–35,36 °C (237,79 K)
Oldhatóság (vízben)	körülbelül 232 g/ml
Savasság (pKa)	–10
Kristályszerkezet
Molekulaforma	Lineáris
Dipólusmomentum	0,38 D
Veszélyek
Főbb veszélyek	Maró (C)[1]
NFPA 704	0 3 1 COR
R mondatok	R35[1]
S mondatok	S9, S26, S36/37/39 S45[1]
Lobbanáspont	Nem gyúlékony.
Rokon vegyületek
Azonos kation	Hidrogén-fluorid Hidrogén-klorid Hidrogén-bromid
Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.

A hidrogén-jodid a jód hidrogénnel alkotott vegyülete, összegképlete HI. Poláris molekulákat alkot. Színtelen, szúrós szagú, nagy sűrűségű gáz. Vízben nagyon jól oldódik, egy liter víz 400 liter hidrogén-jodidot old. A levegőn füstölög: oldatot alkot a levegő páratartalmával, ami cseppenként kiválik. Erős sav.

Vízben való jó oldhatósága azzal magyarázható, hogy erős sav, nagy mértékben disszociál.

${\displaystyle \mathrm {HI+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+I^{-}} }$

A hidrogén-jodid hidrogénatomja fémmel helyettesíthető, velük sókat, jodidokat képez. A vízmentes hidrogén-jodid általában nem támadja meg a fémeket. Nedvesség jelenlétében vagy vizes oldatban azonban hidrogénfejlődés közben reagál a hidrogénnél negatívabb elektródpotenciálú fémekkel.

Magasabb hőmérsékleten vagy ultraibolya sugárzás hatására elemeire bomlik. A vizes hidrogén-jodid oldat levegőn megbarnul, mert a hidrogén-jodid a levegő oxigénje hatására jóddá oxidálódik. A barna színt a kiváló jód okozza.

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

Redukáló tulajdonságú, emiatt redukálószerként alkalmazzák, főként a szerves kémiában. A fluor, a klór és a bróm jódot szabadít fel belőle. A hidrogén-peroxid először jóddá oxidálja, de a jód tovább reagál a hidrogén-peroxiddal, visszaalakul hidrogén-jodiddá és oxigén szabadul fel.

${\displaystyle \mathrm {2\ HI+H_{2}O_{2}\rightarrow I_{2}+2\ H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {I_{2}+H_{2}O_{2}\rightarrow 2\ HI+O_{2}} }$

Egyéb oxidálószerek, például barnakő (mangán-dioxid) hatására szintén jód válik szabaddá belőle. Jódsavval a következő egyenlet szerint reagál:

${\displaystyle \mathrm {HIO_{3}+5\ HI\rightarrow 3\ I_{2}+2\ H_{2}O} }$

Salétromsav hatására nitrogén-monoxid fejlődése közben jód szabadul fel belőle:

${\displaystyle \mathrm {2\ HI+2\ HNO_{3}\rightarrow I_{2}+2\ NO+2\ H_{2}O} }$

Ha kén-dioxiddal reagál, jód és kén válik ki.

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+4\ HI\rightarrow S+2\ I_{2}+2\ H_{2}O} }$

A hidrogén-jodid megtalálható kisebb mennyiségben a vulkáni gőzökben és egyes hőforrások vizében. A sói (a jodidok) kisebb mennyiségben források vizében fordulnak elő, illetve megtalálhatók a tengervízben is.

A hidrogén-jodidot foszfor-trijodidból állítják elő vízzel:

${\displaystyle \mathrm {PI_{3}+3\ H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{3}+3\ HI} }$

Felhasználják jódsók, gyógyszerek és fertőtlenítőszerek előállítására. A szerves kémiában redukálószerként, az analitikai kémiában reagensként használják.

• Nyilasi János: Szervetlen kémia
• Bodor Endre: Szervetlen kémia I.
• Erdey-Grúz Tibor: Vegyszerismeret