Йодоводень

Йодоводень — безбарвний газ, димить на повітрі з утворенням сильної йодидної кислоти. Добре розчинний у воді (425 об'ємів газу у 1 об'ємі води) Кислота зберігається в темних, щільно закритих посудинах оскільки вступає в реакцію з киснем.

Йодводнева кислота розчин чистого HI у воді. Комерційна йодводнева кислота звичайно містить 57% HI за масою. Йодводнева кислота є однією з найсильніших кислот.

HI_(г) + H₂O_(р) → H₃O^_(р)+ + I–(р) K_a ≈ 10¹⁰

Йодводнева кислота застосовується тільки в лабораторній практиці.

Індустрійне виробництво йодоводню відбувається каталітичною реакцією йоду та водню на платиновій губці при 500 °C:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}+I_{2}\longrightarrow 2HI} }$

Іноді як відновник застосовують гідразин або сірководень:

${\displaystyle \mathrm {N_{2}H_{4}+2I_{2}\longrightarrow 4HI+N_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{2}S+I_{2}\longrightarrow 2HI+S} }$

Також йодоводень можна отримати реакцією води з трийодидом фосфору:

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

Однак ця реакція не підходить для добування газоподібного йодоводню. У лабораторії використовують реакцію взаємодії йоду з декаліном:

${\displaystyle \mathrm {C_{10}H_{18}+3I_{2}\longrightarrow 6HI\uparrow +C_{10}H_{12}} }$

Окрім цього йодоводень виділяють з його концентрованих розчинів шляхом їхнього осушування оксидом фосфору.

При нагріванні йодоводень розпадається на прості речовини:

${\displaystyle \mathrm {2HI{\xrightarrow {200^{o}C}}\ H_{2}+I_{2}} }$

При стоянні на світлі водні розчини HI забарвлюються в бурий колір внаслідок поступового окиснення повітрям і виділення молекулярного йоду:

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

Йодоводень є сильним відновником:

${\displaystyle \mathrm {2HI+NO_{2}\longrightarrow I_{2}+NO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2HI+S{\xrightarrow {500^{o}C}}\ I_{2}+H_{2}S} }$

HI здатний відновити концентровану сульфатну кислоту до сірки або навіть до сірководню:

${\displaystyle \mathrm {6HI+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4I_{2}+S+4H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {8HI+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O} }$

Подібно до інших галогеноводнів, HI приєднується до кратних зв'язків (реакція електрофільного приєднання):

${\displaystyle \mathrm {HI+H_{2}C{=}CH_{2}\longrightarrow H_{3}CCH_{2}I} }$

• Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
• Handbook of Preparative Inorganic Chemistry / Brauer, G., editor. — 2nd. — New York : Academic Press, 1963. — Vol. 1. — 1859 p. (англ.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М. : «Химия», 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)