Гипохлориты-получают при взаимодействии хлора с гидроксидами щелочных металлов:
2NaОН + Сl2 = NaClО + NaCl +Н2О
Промышленный способ получения гипохлоритов заключается в электролизе хлоридов калия или натрия. Испытания на подлинность, количественное определение и применение гипохлоритов связано с окислительными свойствами этих солей. Гипохлориты легко разрушаются под действием света, температуры, кислот, углекислого газа. Распад может происходить по трем направлениям:
А) Хлоратный распад
3СlО — = СlО3 — + 2Сl —
Б) Кислородный распад
В) Хлорный распад (в присутствии хлоридов)
В растворах гипохлоритов чаще всего содержатся примеси хлоридов, поэтому основной распад протекает по третьей схеме с выделением элементарного хлора, что и используется в медицинской практике для обеззараживания помещений, оборудования и других материалов. Широко применяется известь хлорная или ДТСГК (дву-трети основная соль гипохлорита кальция). Принято описывать ее состав следующими формулами:
Опыты по химии. Электролиз раствора йодида калия
Известь хлорная содержит около 32% активного хлора. Следует обратить внимание на условия ее хранения: в сухом, темном прохладном месте, хорошо закупоренную, т.к. свет, углекислота, вода ее разрушают:
Известь хлорную применяют как дезинфицирующее средство в сухом виде и в виде растворов 0,2-5%. С той же целью используют и иные гипохлориты.
1.2.Препараты йода. Источники получения йода – буровые воды и морские водоросли. До 0,3% йода содержится в Чилийской селитре. В качестве лекарственных форм используются следующие:
— Йод
— Раствор йода спиртовой 5%
— Раствор йода спиртовой 10%
— Растворы йода 1 и 2%
— Йодопирон (комплекс с поливинилпирролидоном)
— Йодинол (комплекс с поливиниловым спиртом)
— Йодонат (водный раствор ПВА с йодом)
— Йодопирон(ПВП с калием йодидом и йодом).
Йод плохо растворим в воде, растворим в органических растворителях. В водных растворах йодидов он образует комплексы различного состава: К[I]3; К[I]5; К[I]9.
Подлинность препарата и лекарственных форм йода устанавливают с помощью очень специфической реакции. Она основана на образовании продукта синего цвета при взаимодействии йода и крахмального клейстера. При кипячении окраска исчезает и появляется снова при охлаждении. Было установлено, что этот продукт является комплексом включения. В качестве примесей регламентируются йодциан – токсичная примесь и хлориды. Для установления примеси йодциана используют характерную реакцию обнаружения цианид-иона по образованию берлинской лазури (гексацианоферрат (П) железа (Ш) натрия):
примесь хлоридов устанавливают после обесцвечивания раствора йода сернистой кислотой. Для раствором ьнитрата серебра в присутствии аммиака осаждают йодид-ион (йодид серебра нерастворим в аммиаке). Примесь хлорида серебра растворяется с образованием аммиаката серебра и остается в фильтрате. Фильтрат подкисляют азотной кислотой и определяют качественно наличие хлорид-ионов по мути (опалесценции) раствора:
Йодид свинца. PbI₂
Количественно йод определяют титрованием тиосульфатом натрия в присутствии индикатора – крахмала. Навеску йода предварительно растворяют в водном растворе йодида калия. Реакцию оксиелния тиосульфата натрия йодом широко используют в фармацевтическом анализе. Общепринято упрощенное написание этой реакции:
В реальности процесс протекает через комплексное соединение йодида калия.
1.3.Препараты галогенидов
К этой группе можно отнести препараты бескислородных соединений галогенов:
Фармакопейными препаратами галогенидов являются:
НСl – Acidum hydrochloricum 24,8 – 25,2%
Ac. Hydrochloricum dilutum 8,2-8,4%
KCl – Kalii chloridum
NaBr – Natrii bromidum
KBr – Kalii bromidum
KI – Kalii iodidum
НВr — бромоводородная кислота,
1.3.1.Кислота хлористоводородная (соляная).
Кислоту получают растворением хлористого водорода в воде. Промышленная кислота содержит до 37% хлористого водорода и имеет плотность 1,19.
В фармакопее включено два препарата соляной кислоты:
Хлорид-ион обнаруживают по выделению элементарного хлора при обработке хлористым марганцем или перманганатом калия.
Количественное определение проводится прямым титрованием раствором гидроксида натрия с индикатором метиловым оранжевым, можно определять и методом аргентоиметрического титрования по хлорид-иону. Достаточно достоверно определять чистую соляную кислоту по плотности. В медицине используют только разбавленную кислоту соляную при недостаточности желудочного сока ( по 10-15 капель на стакан воды).
1.3.2. Препараты галогенидов.
По физическим свойствам соли галогенводородных кислот имеют много общего. Все это, как правило, белые кристаллические вещества, имеющие различную кристаллическую решетку и форму кристаллов. Имеют горько-соленый вкус. Растворимы в воде, причем хлориды менее, чем йодиды.
Методы получения. Хлорид натрия получают из соляных копей (каменная соль- смесь хлорида натрия и калия с примесью хлори-дов щелочноземельных металлов и бромидов) и выпариванием воды из соляных озер. Очистку до фармакопейного хлористого натрия проводят перекристаллизацией и выпариванием из кислого раствора поваренной соли.
Хлорид калия получают одновременно с хлоридом натрия из каменной соли – сильвинит, хлорид калия выделяют методом флотации.
Бромиды и йодиды получают обычно из соответствующих солей железа. Методы очистки одинаковы – перекристаллизация из воды с добавлением соответствующих галогенводородных кислот, что снижает растворимость солей в воде.
Испытания галогенидов на подлинность.
Подлинность. Определение катионов.
К +
1. Фиолетовое окрашивание пламени
2. Катион калия можно также обнаружить реакцией с винной кислотой (в нейтральной или уксуснокислой среде) по образованию белого кристаллического осадка:
3. Соли калия в уксусно-кислой среде образуют с гексанитрокобальтатом (III) натрия желтый кристаллический осадок:
Na +
1. Окрашивание пламени в желтый цвет.
2. Na + +Zn[(UO2)3(CH3COO)8] + CH 3 COOH + H2O → Na Zn[(UO2)3CH3COO)9]· 9H2O↓
3. Na + + K[Sb(OH)6] → Na[Sb(OH)6]↓ + K +
4. Тринитрофенол также образует нерастворимую соль натрия:
Определение анионов
1. Групповая реакция с AgNO3 – все галогениды под действием раствора AgNO3 в присутствии HNO3 дают творожистый осадок. Галогениды серебра отличаются друг от друга по цвету и по растворимости в растворе аммиака.
Галогениды
Цвет осадка
Произведение растворимости
Растворимость в растворе аммиака
Источник: farmf.ru
Йодид серебра это соль или кислота
ИОД (йод), I (iodum), неметаллический химический элемент VIIА подгруппы периодической системы элементов, член семейства галогенов: F, Cl, Br, I, At. В 1811 Б.Куртуа, обрабатывая горячей серной кислотой сильнощелочной раствор, полученный из золы морских водорослей и используемый в производстве селитры, получил фиолетовые пары, которые при конденсации превратились в серые кристаллы.
Также по теме:
ИОД (ЙОД) В ПРИРОДЕ
Независимо от него в 1813 Х.Дэви и Ж.Гей-Люссак получили такие же кристаллы и установили элементную природу их, предложив название иод (от греческого слова, означающего «фиалкоподобный»). Иод наиболее известен в форме спиртовой настойки, используемой как антисептик. В свободном виде иод в природе не встречается, но его соединения широко распространены. Иодиды присутствуют в малых количествах в морской воде и морских водорослях, а иод входит в состав тироксина – гормона щитовидной железы. Главным промышленным источником иода являются природные газы из скважин с рассолами в Японии, отложения натриевой селитры в Чили, в которых иод присутствует в виде примеси иодата кальция, и в США в буровых водах Оклахомы и богатых минеральных источниках Мичигана.
Иодометрия.
Важнейшим применением иода является метод количественного химического анализа, называемый иодометрией. Иодометрия основана на том, что иод окисляет многие вещества. Для определения количества вещества в растворе к нему добавляют заданное количество раствора иода, иод восстанавливается до иодида и окраска раствора исчезает. По количеству иода, необходимого для окисления вещества, определяют количество вещества в растворе. В другом способе к иодиду добавляют окислитель и определяют количество выделившегося иода.
СВОЙСТВА ИОДА
Свойства.
Иод – блестящее серое кристаллическое вещество ромбической структуры. Возгоняется при нагревании, образуя фиолетовые пары, состоящие из двухатомных молекул I2.
Хотя иод плохо растворим в воде, он растворим в растворах иодидов благодаря образованию трииодид-иона I3 – . Иод образует интенсивный коричневый раствор в спирте и фиолетовый в хлороформе и дисульфиде углерода. Крахмал в присутствии иода окрашивается в глубокий синий цвет, что используется как тест на иод.
В ряду активности иод стоит после фтора, хлора и брома, и эти элементы вытесняют его из растворов иодидов. Фтор, хлор и бром соединяются непосредственно с иодом, образуя межгалогенные соединения, например IF7, ICl, IBr. Иод соединяется со всеми металлами, кроме благородных (например, Pt и Au), и образует иодиды типа NaI. Он соединяется с неметаллами, но не реагирует с кислородом, хотя известны оксиды иода, IO2 и I2O4 (диоксид), I2O5 (пентаоксид) и I2O3 (триоксид), который чрезвычайно неустойчив. I2O5 образуется при нагревании иодноватой кислоты.
Соединения.
Иодоводород HI получают гидролизом PI3 (иодид фосфора). Реакцию проводят, добавляя воду к смеси красного фосфора и иода. Иодоводород – бесцветный газ с резким запахом, образует пары во влажной среде и легко растворяется в воде. Водный раствор называется иодоводородной кислотой; это сильная коррозионно-активная кислота, являющаяся мощным восстановителем. Иодиды некоторых металлов имеют характерную окраску, например, иодид свинца PbI2 светложелтый, а иодид ртути HgI2 алый.
Оксокислоты.
Известны некоторые оксокислоты иода; они являются сильными окислителями. Иодноватистая кислота HIO очень неустойчива и разлагается на свободный иод и иодат-ион IO3 – . Иодистая кислота HIO2 существует только в момент образования и разлагается; иодноватая кислота HIO3 – белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде, ее получают при взаимодействии иода с HClO, HClO2 или с пероксидом водорода в кислой среде.
Соли этой кислоты называются иодатами. Иодная кислота HIO4 – наиболее сильный окислитель из всех оксокислот галогенов. Она существует в форме гидрата HIO4 Ч 2H2O, т.е. H5IO6. Соли этой кислоты называются периодатами, они также являются сильными окислителями в кислой среде.
См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ.
Применение.
Применяемая в медицине настойка иода, т.е. раствор 2% элементного иода и 2,5% иодида натрия в спирте, широко используется как антисептик для порезов и царапин. Иод важен для нормального функционирования щитовидной железы, поэтому поваренная соль с добавками иодида натрия или иодида калия является важным диетическим компонентом.
Иногда иодид калия принимают для лечения зоба, который вызывается дефицитом иода в щитовидной железе. Иодоформ CHI3 применяют для дезинфекции одежды, так как он медленно выделяет свободный иод. В промышленности иод применяют для изготовления анилиновых красителей. Иодид серебра иногда используют в фотографии.
Также по теме:
Литература:
Ксензенко В.И., Стасиневич Д.С. Химия и технология брома, иода и их соединений. М., 1979
Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. М., 1979
Источник: www.krugosvet.ru
Получение и свойства йода. Соединения йода
Получение йода осуществляют путем окисления ионов I — сильными окислителями:
Химические свойства. Йод вступает в реакции: о с металлами:
о с неметаллами (кроме азота и кислорода):
о с сильными восстановителями:
О с водой и щелочами:
Применение. Бром и йод используют в органических синтезах.
Йодистый водород — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, /кип = —35 °С; /пл = —51 °С.
Получение йодоводорода осуществляется гидролизом йодида фосфора или с помощью следующих окислительно-восстановительных реакций:
Химические свойства
1) Раствор HI в воде — сильная йодистоводородная кислота:
2) HI — очень сильный восстановитель:
Идентификация анионов I — в растворе производится по образованию темно-желтого осадка йодида серебра, нерастворимого в кислотах:
Соли йодистоводородной кислоты — йодиды.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота Н1 +5 03 — бесцветное кристаллическое вещество, tm = 110 °С, хорошо растворимое в воде. Это сильная кислота (соли — йодаты) и сильный окислитель.
Получение осуществляется по реакции:
Йодная кислота Н51 +7 06 — кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, tnn = 130 °С. Это слабая кислота (соли — перйодаты); сильный окислитель.
Источник: studref.com