Калий йод плюс бромная вода

Йодид калия: способы получения и химические свойства

Йодид калия KI — соль щелочного металла калия и йодоводородной кислоты. Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).

Относительная молекулярная масса M_r = 166; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,115; t_пл = 681º C

Способ получения

1. При температуре 150–200º C, в результате взаимодействия калия и йода , образуется йодид калия:

2K + I₂ = 2KI

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

2KOH + FeI₂ = 2KI + Fe(OH)₂↓

Качественная реакция

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

При взаимодействии с нитратом серебра , йодид калия образует нитрат калия и осадок йодид серебра:

KI + AgNO₃ = KNO₃ + AgI↓

Химические свойства

1. Йодид калия вступает в реакцию с простыми веществами :

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

2KI + Cl₂ = 2KCl + I_2↓

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

2KI + Br₂ = 2KBr + I_2↓

2. Йодид калия способен вступать в реакцию со сложными веществами :

2.1. Йодид калия реагирует с кислотами:

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

2.2. Йодид калия вступает в реакцию с солями :

2.2.1. Йодид калия реагирует с разбавленной серной кислотой и перманганатом калия. В результате данной реакции образуется осадок йод, сульфат марганца, вода и сульфат калия:

3.2.2. В результате взаимодействия йодида калия с разбавленной серной кислотой и дихроматом калия происходит образование сульфата хрома, осадка йода, воды и сульфата калия:

2.2.3. Йодид калия в разбавленной серной кислоте взаимодействует с сульфатом железа (III), образуя осадок йод, сульфат железа (II) и сульфат калия:

Источник

Занятие 12. Бром и йод. Реакции галогенов

( Занятие рассчитано па 2 часа. Проводится в заключение темы «Галогены».)

Оборудование: стойка с пробирками (сухими), йод кристаллический, спирт, бромная вода, бензин (или бензол),раствор крахмала, йодная вода, AgNO₃, HNO₃, NaCl, спиртовка.

Работа 1. Свойства брома и пода.

Опыт 1. Кристаллик йода поместите в сухую пробирку и нагрейте. Заметьте цвет паров йода. Наблюдайте оседание кристалликов йода на холодных стенках пробирки (возгонка йода).

Опыт 2. Когда пробирка с йодом остынет, налейте в неё немного ( 1 /₄ пробирки) воды и встряхните. Отметьте цвет полученного раствора. Он называется «йодной водой».

Слейте йодную воду в другую пробирку, а в первую прибавьте немного спирта. Йод лучше растворяется в спирте, чем в воде.

Опыт 3. Нагрейте в пробирке немного бромной воды (раствор брома в воде). Отметьте цвет выделяющихся паров брома.

Опыт 4. Налейте в одну пробирку йодной воды, а в другого — бромной. Прибавьте в каждую пробирку понемногу бензина (или бензола) так, чтобы он образовал слой толщиной в 1 /₂ см. Закройте каждую пробирку большим пальцем, энергично встряхните и дайте отстояться. Обратите внимание на значительное посветление нижних слоёв и окрашивание верхних (растворы брома и йода в бензине или бензоле).

Опыт 5. Испытайте действие крахмала на сильно разбавленные водные растворы брома и иода. Результаты сравните.

Опыт 6. Получите у преподавателя три пробирки с жидкостями. Определите, какая жидкость содержит свободный бром, какая — йод, а в какой свободный бром и йод отсутствуют.

Работа 2. Действие галогенов па металлы.

Опыт 7. Вместо чистых галогенов будем употреблять их водные растворы.

В пробирку с хлорной водой ( 1 /₄ пробирки) прибавьте немного (на кончике лучинки) порошка цинка или алюминия и встряхните. Если обесцвечивания не произойдёт, то слегка подогрейте. Обесцвечивание хлорного раствора объясняется образованием соли.

Опыт повторите с бромной, а затем с йодной водой.

Работа 3. Порядок вытеснения галогенов из их солей.

Опыт 8. В две пробирки налейте понемногу раствора йодистого калия. Прибавьте в каждую пробирку немного бензина (или бензола), встряхните и дайте отстояться. Убедитесь по отсутствию окрашивания, что химически ввязанный йод бензином не извлекается.

Теперь прибавьте в одну пробирку немного хлорной воды, в другую — бромной. Обратите внимание на изменение окраски. Встряхните каждую пробирку и дайте отстояться. Хлор и бром вытесняют йод из его соли, о чём можно судить по окрашиванию верхнего слоя.

Работа 4. Реакция солей галогеноводородиых кислот с азотнокислым серебром.

Опыт 9. Налейте в одну пробирку немного раствора соли хлористоводородной, в другую — бромистоводородной, в третью — йодистоводородной кислоты. Прибавьте в каждую пробирку раствор азотнокислого серебра. Сравните цвета полученных осадков хлористого серебра, бромистого серебра и йодистого серебра. Напишите уравнение реакций. Убедитесь, что хлористое, бромистое и йодистое серебро не растворяются в азотной кислоте.

Получите у преподавателя 2 пробирки с растворами солей йодистоводородной и бромистоводородной кислот. Определите путём получения йода и брома в свободном состоянии, в какой пробирке находится соль йодистоводородной, а в какой — соль бромистоводородной кислоты.

Источник

Йодид калия

Йодид калия
Хим. формула	KI
Состояние	бесцветные кубические кристаллы
Молярная масса	166,00277 г/моль
Плотность	3,13 г/см³
Температура
• плавления	681 °C
• кипения	1324 °C
Мол. теплоёмк.	52,73 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-327,6 кДж/моль
Растворимость
• в воде	127,8 (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C)
Показатель преломления	1,667
Рег. номер CAS	7681-11-0
PubChem	4875
Рег. номер EINECS	231-659-4
SMILES
RTECS	TT2975000
ChEBI	8346
Номер ООН	2056
ChemSpider	4709
ЛД50	2779 мг/кг
Пиктограммы СГС
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Йодид калия (йодистый калий) — неорганическое соединение, калиевая соль йодоводородной кислоты с химической формулой KI. Бесцветная кристаллическая соль, желтеющая на свету. Широко используется в качестве источника йодид-ионов. Менее гигроскопична чем йодид натрия. Применяется в медицине как лекарственное средство, в сельском хозяйстве как удобрение, а также в фотографии и аналитической химии.

Содержание

Физические свойства

Бесцветные кристаллы, имеющие кубическую сингонию (a = 0,7066 нм, z = 4, пространственная группа Fm3¯m ). Плотность 3,115 г/см 3 . Соединение имеет температуру плавления 681 °C, кипения 1324 °C. Растворимость в 100 г воды: 127,8 г (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C). Также растворим в ацетоне, метаноле, этаноле, жидком аммиаке и глицерине.

Химические свойства

На свету окисляется кислородом воздуха, желтея из-за выделяющегося свободного йода.

Йодид калия является мягким восстановителем и легко может быть окислен в растворе таким окислителем как бром:

Йодид калия реагирует с йодом, образуя раствор Люголя, содержащий трийодид-анион, который обладает лучшей растворимостью в воде, чем элементарный йод:

Разлагается в водных растворах с выделением йода при действии ультразвука.

Получение

Получают взаимодействием йода с гидроксидом калия в присутствии муравьиной кислоты или перекиси водорода:

или восстановлением иодата калия углём:

2KIO₃ + 3C ⟶ 2KI + 3CO₂

Применение

Используется для окислительно-восстановительного титрования в аналитической химии (йодометрия).

В малых количествах наряду с иодатом калия добавляется в поваренную соль (йодированная соль).

Применяют в медицине и ветеринарии, как лекарственное средство.

Применяется как индикатор для обнаружения некоторых окислителей, например, хлора и озона. Для этого используют бумагу, смоченную раствором йодида калия и крахмала.

При этом крахмал образует окрашенный в синий цвет аддукт с йодом.

В фотографии используют для приготовления светочувствительных материалов. Также применяется при обработке фотоматериалов в составе проявителя, как сильное антивуалирующее средство и в составе усиливающих и ослабляющих растворов.

Источник

Cинтез йодоформа

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Самарский государственный технический университет

Кафедра: «Органическая химия»

2.1. Способы получения полигалогенпроизводных

2.2. Химические свойства полигалогенпроизводных

4.1. Реагенты и оборудование

4.2. Методика эксперимента

Список используемой литературы

Полигалогенпроизводные широко распространены и играют важное значение в химии природных соединений и биохимии. Среди них практический интерес представляют галогенпроизводные алканов. Эти соединения применяют в медицинской практике.

Например, активное изучение обнаружило ряд уникальных свойств йодоформа. Под влиянием света и воздуха, тканевых выделений йодоформ медленно разлагается с выделением йода. Йод имеет антимикробное, дезорирующее, противовоспалительное и рассасывающее действие, способствует грануляции и очищению раны. На поверхности ран образуются альбуминаты йода, в результате проявляется вяжущее и анестезирующее действие, предотвращается раздражение рецепторов.

Таким образом, все эти свойства обуславливают широкое применение йодоформа в различных областях терапевтической и операционной медицины, сельского хозяйства и других областей. Йодоформ применяют наружно в форме присыпки.

Также широкое применение в науке и технике нашли фторпроизводные и хлорпроизводные. Первое промышленное производства фторполимера – тефлона (политетрафторэтилена) было пущено в сороковых годах прошлого века в США. Продукция предназначалась для нужд предприятий химической и электротехнической, и для исследований по созданию атомного оружия.

Хлорпроизводные углеводородов являются одними из наиболее важных продуктов нефтехимического синтеза и применяются как самостоятельно в качестве растворителей так и в виде полупродуктов для дальнейших химических превращений — для производства спиртов, органических кислот, аминов и пр.

Целью работы является синтез йодоформа и изучение методов получения и химических свойств полигалогенпроизводных.

Способы получения полигалогенпроизводных

Способы получения полигалогенпроизводных.

Полигалогензамещенные обычно получают из углеводородов или из кислородсодержащих соединений.

Из алканов . Галогенирование алканов протекает по радикальному механизму. Для инициирования реакции необходимо смесь алкана и галогена облучить УФ-светом или нагреть. Стоит отметить, что галогенирование происходит тем легче, чем длиннее углеродная цепь н-алкана. В первую очередь галогенируется наименее гидрированый атом углерода (третичный атом, затем вторичный, первичные атомы галогенируются в последнюю очередь). Галогенирование алканов проходит поэтапно — за один этап замещается не более одного атома водорода:

CH4 + Cl2 ? CH3Cl + HCl (хлорметан)

CH3Cl + Cl2 ? CH2Cl2 + HCl (дихлорметан)

CH2Cl2 + Cl2 ? CHCl3 + HCl (трихлорметан)

CHCl3 + Cl2 ? CCl4 + HCl (тетрахлорметан).

Механизм радикального замещения (SR):

1 стадия – зарождение цепи — появление в зоне реакции свободных радикалов. Под действием световой энергии гомолитически разрушается связь в молекуле Cl:Cl на два атома хлора с неспаренными электронами (свободные радикалы) ·Cl:

2 стадия – рост (развитие) цепи. Свободные радикалы, взаимодействуя с молекулами, порождают новые радикалы и развивают цепь превращений:

(Реакция Cl· + CH4 ® CH3Cl + H· не идет, т.к. энергия атомарного

водорода H· значительно выше, чем метильного радикала ·СН3).

3 стадия – обрыв цепи. Радикалы, соединяясь друг с другом, образуют молекулы и обрывают цепь превращений:

Под действием света молекула хлора распадается на радикалы, затем они атакуют молекулы алкана, забирая у них атом водорода, в результате этого образуются метильные радикалы ·СН3, которые сталкиваются с молекулами хлора, разрушая их и образуя новые радикалы.

С фтором реакция протекает настолько бурно, что даже в темноте и при комнатной температуре ее следует проводить осторожно: реагирующие вещества, разбавленные инертным газом, азотом или растворителем (полностью фторированным углеводородом), смешивают при пониженном давлении. И в этом случае реакция протекает весьма энергично с образованием полифторзамещенных алканов.

СН4 + 4 F2 ? CF4 + 4 HF

Присоединение галогенов по двойной связи С=С происходит легко в обычных условиях (при комнатной температуре, без катализатора). Например, быстрое обесцвечивание красно-бурой окраски раствора брома в воде (бромной воды) служит качественной реакцией на наличие двойной связи:

Еще легче происходит присоединение хлора:

Эти реакции протекают по механизму электрофильного присоединения с гетеролитическим разрывом связей в молекуле галогена.

Источник