Йодиди

Йодид ртуті(II) у двох алотропних модифікаціях

Йоди́ди — солі йодидної кислоти HI.

Під терміном йодиди зазвичай йдеться про неорганічні солі йодидної кислоти — сполуки йоду з металами та неметалами окрім вуглецю.

Поширення у природі

Майєрсит

У природі йодиди є малопоширеними. До природних йодидів належать мінерали йодаргірит AgI, майєрсит (Ag, Cu)I, маршит CuI.

Фізичні властивості

Йодиди є кристалічними речовинами, із забарвленням від білого (йодиди лужних металів) до жовтого і помаранчевого, а також червоного. Йодиди деяких важких металів (бісмуту, кобальту) можуть мати зелене або чорне забарвлення

Більшість йодидів добре розчиняється у воді, малорозчинними є сполуки Agl, CuI та HgI₂.

Розчинність деяких неорганічних йодидів у воді (у відсотках)

	0 °C	10 °C	20 °C	25 °C	30 °C	40 °C	50 °C	60 °C	70 °C	80 °C	90 °C	100 °C
BaI2	62,5	64,7	67,3	68, 8	69, 1	69, 5	70,1	70,7	71,3	72,0	72, 7	73.4
CaI2	64,6	66,0	67,6	68,3	69,0	70,8	72,4	74,0	76,0	78,0	79,6	81,0
CdI2	44,1	44,9	45,8	46,3	46,8	47,9	49,0	50,2	51,5	52,7	54,1	55,4
CoI2	58,0-	61,78	65,35	66, 99	68,51	71,17	73,41	75,29	76,89	78,28	79,52	80,70
HgI2			0,0041	0,0055	0,0072	0,0122	0,0199
KI	56,0	57,6	59,0	59,7	60,4	61,6	62,8	63,8	64,8	65,7	66,6	67,4
LiI	59,4	60,5	61,7	62,3	63,0	64,3	65,8	67,3	68,8	81,3	81,7	82,6
NaI	61,2	62,4	63,9	64,8	65,7	67,7	69,8	72,0	74,7	74,8	74,9	75,1
NH4I	60,7	62,1	63,4	64,0	64,6	65,8	66,8	67,8	68,7	69,6	70,4	71.1
PbI2	0,041	0,052	0,067	0,076	0,086	0,112	0,144	0,187	0,243	0,315
ZnI2	81,1	81,2	81,3	81,4	81,5	81,7	82,0	82,3	82,6	83,0	83,3	83,7

Йодиди також добре розчиняються в полярних розчинниках: спиртах, кетонах, етерах.

Отримання

Утворення в розчині осаду йодиду свинцю(II)

Отримання йодидів можливе прямою взаємодією простих речовин:

$\mathrm{2}\mathrm{P}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{P}{\mathrm{I}}_{\mathrm{3}}$

$\mathrm{2}\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\stackrel{H_{2}O}{\to }\mathrm{A}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{I}}_{\mathrm{6}}$

Найпоширенішим способом є реакція обміну між солями металу та іншими йодидами:

$\mathrm{C}\mathrm{o}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{I}\mathrm{⟶}\mathrm{C}\mathrm{o}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Для отримання йодидів тугоплавких металів застосовується термічне галогенування їхніх оксидів (у присутності агенту галогенування):

$\mathrm{3}\mathrm{M}\mathrm{o}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{I}}_{\mathrm{3}}\stackrel{230^{o}C}{\to }\mathrm{3}\mathrm{M}\mathrm{o}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{A}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

$\mathrm{3}\mathrm{T}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{5}}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{I}}_{\mathrm{3}}\stackrel{400^{o}C}{\to }\mathrm{3}\mathrm{T}\mathrm{a}{\mathrm{I}}_{\mathrm{5}}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{3}}$

Хімічні властивості

Йодиди мають схильність до комплексоутворення, хоча значно слабшу, аніж в інших галогенідів. Так, існують сполуки KHgI₃, що використовується у приготування реактиву Несслера, Cu₂HgI₄, Ag₂HgI₄ тощо.

Йодиди лужних та важких металів є стійкими до нагрівання у кисні й на повітрі, тоді як більшість інших йодидів за нагрівання утворюють оксиди.

Застосування

Йодиди калію, натрію та амонію застосовують у медицині при нестачі в організмі йоду (ендемічному зобі) та при деяких запальних процесах. Також сполуки використовуються у фотографії.

Див. також

• Галогеніди
• Йодиди природні

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Безуглий фармхімія Шаблон:Сторінка
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru