Jodoskābes (HIO2) īpašības un izmantošana



The Jodoskābe ir ķīmisks savienojums ar formulu HIO2. Šī skābe, kā arī tās sāļi (pazīstami kā jodīdi) ir ļoti nestabili savienojumi, kas novēroti, bet nekad nav izolēti.

Tā ir vāja skābe, kas nozīmē, ka tā pilnībā neatdalās. Anjonā jods ir oksidācijas stāvoklī III, un tam ir struktūra, kas ir analoga hlora skābei vai broma skābei, kā parādīts 1. attēlā..

Lai gan savienojums ir nestabils, jodīda skābe un tās joda sāļi ir konstatēti kā starpprodukti, pārveidojot jodīdus (I-) un jodāti (IO)3-).

Tā nestabilitāte ir saistīta ar dismutācijas reakciju (vai disproporciju), veidojot hipoyodoso skābi un jodskābi, kas ir analoga hloroso un bromos skābēm:

2HIO2 ->  HIO + HIO3

Neapolē 1823. gadā zinātnieks Luigi Sementini rakstīja vēstuli Londonas Karaliskās iestādes sekretāram E. Daniellam, kurā viņš paskaidroja metodi skābes jodoso iegūšanai..

Vēstulē viņš teica, ka, ņemot vērā slāpekļskābes veidošanos, slāpekļskābe tika apvienota ar tā saukto slāpekļa gāzi (iespējams, N).2O), jodskābi varētu veidot tādā pašā veidā, reaģējot joda skābi ar joda oksīdu, savienojumu, ko viņš atklāja.

To darot, viņš ieguva dzeltenīgu dzintaru šķidrumu, kas, saskaroties ar atmosfēru, zaudēja krāsu (Sir David Brewster, 1902).

Pēc tam zinātnieks M. Wöhler atklāja, ka Sementini skābe ir joda hlorīda un molekulārā joda maisījums, jo reakcijā izmantotais joda oksīds tika sagatavots ar kālija hlorātu (Brande, 1828)..

Indekss

  • 1 Fizikālās un ķīmiskās īpašības
  • 2 Lietojumi
    • 2.1. Nukleofilā acilēšana
    • 2.2 Demontācijas reakcijas
    • 2.3. Bray-Liebhafsky reakcija
  • 3 Atsauces

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Kā minēts iepriekš, jodskābe ir nestabils savienojums, kas nav izolēts, tāpēc tās fizikālās un ķīmiskās īpašības teorētiski iegūst, izmantojot aprēķinus un skaitļošanas simulācijas (Royal Society of Chemistry, 2015).

Jodskābes molekulmasa ir 175,91 g / mol, cietā stāvoklī ir 4,62 g / ml, kušanas temperatūra ir 110 grādi pēc Celsija (jodskābe, 2013-2016)..

Tā šķīdība ūdenī ir 269 g / 100 ml pie 20 grādiem pēc Celsija (tā ir vāja skābe), tā pKa ir 0,75, un tā magnētiskā jutība ir -48,0 · 10-6 cm3 / mol (National Biotehnoloģijas informācijas centrs, sf).

Tā kā jodskābe ir nestabils savienojums, kas nav izolēts, tās apstrādē nav riska. Ar teorētiskiem aprēķiniem konstatēts, ka jodskābe nav uzliesmojoša.

 Lietojumi

Nukleofilā acilēšana

Jodoskābi izmanto kā nukleofilu nukleofilās acilēšanas reakcijās. Šo piemēru iegūst ar trifluoracetilu, piemēram, 2,2,2-trifluoracetilbromīda, 2,2,2-trifluoracetilhlorīda, 2,2,2-trifluoracetilfluorīda un 2,2,2-trifluoracetiljodīda acilēšanu. veidot yodosila 2,2,2 trifluoracetātu, kā parādīts attiecīgi 2.1., 2.2., 2.3. un 2.4. attēlā.

Jodoskābi izmanto arī kā nukleofilu jodosilacetāta veidošanai, reaģējot ar acetilbromīdu, acetilhlorīdu, acetilfluorīdu un acetiljodīdu, kā parādīts attiecīgi 3.1., 3.2., 3.3. Un 3.4. GNU bezmaksas dokumentācija, sf).

Demontācijas reakcijas

Atdalīšanās vai disproporcijas reakcijas ir reducēšanas oksīda reakcijas veids, ja oksidētā viela ir tāda pati, kas samazinās..

Halogēnu gadījumā, jo tiem ir oksidācijas stāvokļi -1, 1, 3, 5 un 7, atkarībā no izmantotajiem apstākļiem var iegūt dažādus dismutācijas reakciju produktus..

Attiecībā uz jodskābi iepriekš minētais piemērs tam, kā tā reaģē, veidojot hipoiodozskābi un joda skābi..

2HIO2 ->  HIO + HIO3

Jaunākajos pētījumos jodskābes dinātrija reakcija tika analizēta, mērot protonu koncentrāciju (H+), jodāts (IO3)-) un hipoglikīta skābes katjonu (H2IO+) labāk izprast jodoskābes disociācijas mehānismu (Smiljana Marković, 2015).

Tika sagatavots šķīdums, kas satur starpproduktu sugu3+. Joda (I) un joda (III) sugu maisījums tika pagatavots, izšķīdinot jodu (I)2) un kālija jodāts (KIO)3), proporcijā 1: 5 koncentrētā sērskābē (96%). Šajā šķīdumā notiek sarežģīta reakcija, ko var raksturot ar reakciju:

I2 + 3IO3- + 8H+  ->  5IO+ + H2O

Suga I3+ tie ir stabili tikai jodāta klātbūtnē. Jods novērš I veidošanos3+. IO jonu+ iegūts joda sulfāta (IO) veidā 2SO4), ātri sadalās skābā ūdens šķīdumā un formās3+, pārstāv HIO skābi2 vai IO3 jonu sugas-. Pēc tam tika veikta spektroskopiska analīze, lai noteiktu interešu jonu koncentrāciju vērtību.

Tajā tika izklāstīta procedūra pseido-līdzsvara koncentrācijas novērtēšanai ūdeņraža, jodāta un H jonos.2OI+, kinētiskās un katalītiskās sugas, kas ir svarīgas jodoskābes, HIO, disproporcijas procesā2.

Bray-Liebhafsky reakcijas

Ķīmiskā pulksteņa vai svārstību reakcija ir komplekss ķīmisko savienojumu maisījums, kas reaģē, kurā vienas vai vairāku komponentu koncentrācija uzrāda periodiskas izmaiņas vai kad pēkšņas īpašību izmaiņas rodas pēc paredzama indukcijas laika..

Tie ir reakciju klase, kas kalpo kā piemērs nestabilai termodinamikai, kā rezultātā izveidojas nelineārs oscilators. Teorētiski tās ir svarīgas, jo tās parāda, ka ķīmiskās reakcijas nedrīkst dominēt līdzsvara termodinamiskā uzvedība.

Bray-Liebhafsky reakcija ir ķīmiskais pulkstenis, ko vispirms aprakstīja Viljams C. Brays 1921. gadā un kas ir pirmā svārstību reakcija maisītā homogēna šķīdumā..

Jodskābi eksperimentāli izmanto šāda veida reakciju izpētei, kad tā oksidējas ar ūdeņraža peroksīdu, panākot labāku vienošanos starp teorētisko modeli un eksperimentālajiem novērojumiem (Ljiljana Kolar-Anić, 1992).

Atsauces

  1. Brande, W. T. (1828). Ķīmijas rokasgrāmata, pamatojoties uz profesora Brande. Bostona: Hārvardas Universitāte.
  2. GNU bezmaksas dokumentācija. (s.f.). jodskābe. Saturs iegūts no chemsink.com: chemsink.com
  3. jodskābe. (2013-2016). Izgūti no molbase.com: molbase.com
  4. Ljiljana Kolar-Anić, G. S. (1992). Bray-Liebhafsky reakcijas mehānisms: joda skābes oksidēšanās ietekme ar ūdeņraža peroksīdu. Chem. Soc., Faraday Trans 1992, 88, 2343-2349. http://pubs.rsc.org/lv/content/articlelanding/1992/ft/ft9928802343#!divAbstract
  5. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (n.d.). PubChem Compound datu bāze; CID = 166623. Izgūti no pubchem.com:pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
  6. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2015). Jodskābe ChemSpider ID145806. Izgūti no ChemSpider: chemspider.com
  7. Sir David Brewster, R. T. (1902). Londonas un Edinburgas filozofiskais žurnāls un zinātnes žurnāls. Londona: Londonas universitāte.
  8. Smiljana Marković, R. K. (2015). Jodskābes HOIO disproporcijas reakcija. Attiecīgo jonu sugu H +, H2OI + un IO3 koncentrāciju noteikšana -.