Jodovodík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání


Jodovodík
Hydrogen-iodide-2D-dimensions.png Hydrogen-iodide-3D-vdW.svg
Obecné
Systematický název jodan
Triviální název jodovodík
Latinský název Hydrogenii iodidum
Hydrogenium iodatum
Anglický název Hydrogen iodide
Německý název Iodwasserstoff
Sumární vzorec HI
Vzhled bezbarvý plyn
světle žlutá kapalina (pod teplotou varu)
Identifikace
Číslo RTECS MW3760000
Vlastnosti
Molární hmotnost 127,912 g/mol
Teplota tání -50,8 °C
Teplota varu -35,38 °C
Hustota 2,85 g/cm³ (-4,7 °C, kapalina)
0,005 789 g/cm³ (teplota varu)
0,005 66 g/cm³ (0 °C)
Dynamický viskozitní koeficient 0,017 3 cP (0 °C)
0,023 2 cP (100 °C)
0,029 2 cP (200 °C)
Kritická teplota Tk 150 °C
Kritický tlak pk 8,305 kPa
Rozpustnost ve vodě 240,6 g/100 ml (0 °C)
234 g/100 ml (10 °C)
Rozpustnost v nepolárních
rozpouštědlech
Rozpouští se téměř ve všech nepolárních rozpouštědlech
Relativní permitivita εr 1,002 12 (22 °C)
Měrná magnetická susceptibilita -4,788 10-6 cm3 g-1
Ionizační energie 10,39 eV
Struktura
Krystalová struktura Čtverečná
Hrana krystalové mřížky a:c = 1,08:1
Tvar molekuly Lineární
Dipólový moment 1,27 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° 25,94 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt 22,4 J/g
Entalpie varu ΔHv 154,5 J/g
Entalpie rozpouštění ΔHrozp -639 J/g
Standardní molární entropie S° 206,5 J K-1 mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° 1,78 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 0,227 9 J K-1 g-1
Bezpečnost
Žíravý
Žíravý (C)
Toxický
Toxický (T)
R-věty R20, R21, R22, R35
S-věty S1/2, S7, S9, S26, S36/37/39, S45

GHS04 – plyny pod tlakem
GHS04

GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05

H-věty H314
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Jodovodík (systematicky jodan) – HI je bezbarvý štiplavý plyn, jehož vodný roztok kyselina jodovodíková je silnou kyselinou. Jodovodík je stálý pouze za nepřístupu vzduchu. Vzdušným kyslíkem se oxiduje na jod: 4HI + O2 → 2 I2 + 2 H2O.

Jodovodík vykazuje redukční vlastnosti. Je například za žáru schopen redukovat ethanol na ethan podle rovnice: 3 C2H5OH + HI → HIO3 + 3 C2H6. Jeho příprava vychází z hydrolýzy jodidu fosforečného. Další možností přípravy je zavádění sulfanu do vodné suspenze jodu. Využívá se ve zdravotnictví a chemii.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.