Kaliumiodoaat eigenschappen, structuur, toepassingen en risico's

de kaliumjodaat of kaliumjodaat is een anorganische verbinding van jodium, met name een zout, waarvan de chemische formule KIO is₃. Het jodium, element van de groep van halogenen (F, Cl, Br, I, As), heeft in dit zout een oxidatie-aantal van +5; hierdoor is het een sterk oxidatiemiddel. De KIO₃ dissocieert in waterig medium om de K-ionen te creëren⁺ en IO₃^-.

Het wordt gesynthetiseerd door kaliumhydroxide te laten reageren met joodzuur: HIO₃(aq) + KOH (s) => KIO₃(aq) + H₂O (l) Het kan ook worden gesynthetiseerd door moleculair jodium te laten reageren met kaliumhydroxide: 3I₂(s) + 6KOH (s) => KIO₃(aq) + 5KI (aq) + 3H₂O (l).

index

• 1 Fysische en chemische eigenschappen
  • 1.1 Oxidatiemiddel
• 2 Chemische structuur
• 3 Toepassingen en toepassingen van kaliumjodaat
  • 3.1 Therapeutisch gebruik
  • 3.2 Gebruik in de industrie
  • 3.3 Analytisch gebruik
  • 3.4 Gebruik in lasers-technologie
• 4 Gezondheidsrisico's van kaliumjodaat
• 5 Referenties

Fysische en chemische eigenschappen

Het is een geurloze witte vaste stof, met fijne kristallen en een kristallijne structuur van het monokliene type. Het heeft een dichtheid van 3,98 g / ml, een molecuulgewicht van 214 g / mol en heeft absorptiebanden in het infrarode (IR) spectrum.

Het heeft een smeltpunt: 833 K (560 ºC), in overeenstemming met de sterke ionische interacties tussen de K-ionen⁺ en IO₃^-. Bij hogere temperaturen ondergaat het een thermische ontledingsreactie, waarbij moleculaire zuurstof en kaliumjodide vrijkomen:

2KIO₃(s) => 2KI (s) + 3O₂(G)

Het heeft oplosbaarheid in water variërend van 4,74g / 100 ml tot 0 ° C, 32,3 g / 100 ml tot 100 ° C, genereren kleurloze waterige oplossingen. Bovendien is onoplosbaar in alcohol en salpeterzuur, doch oplosbaar in verdund zwavelzuur.

De affiniteit voor water is niet merkbaar, wat verklaart waarom het niet hygroscopisch is en niet bestaat in de vorm van gehydrateerde zouten (KIO)₃· H₂O).

Oxidatiemiddel

Kaliumjodaat, zoals aangegeven door de chemische formule, heeft drie zuurstofatomen. Dit is een sterk elektronegatief element en, als gevolg van deze eigenschap, "ontdekt" het een elektronische tekortkoming in de wolk rond het jodium..

Dit gebrek of invoer, zoals de geval- kan worden berekend als het aantal oxidatie jodium (± 1, 2, 3, 5, 7), die 5 bij dit zout.

Wat betekent dit? Dat voor een soort die in staat is om zijn elektronen op te leveren, jodium deze zal accepteren in hun ionische vorm (IO₃^-) om moleculair jodium te worden en een oxidatiegetal gelijk aan 0 te hebben.

Na deze uiteenzetting kan worden vastgesteld dat kaliumjodaat een oxidatiemiddel dat sterk reageert met verschillende reductiemiddelen redoxreacties; van al deze, staat één bekend als de jodiumklok.

De jodiumklok bestaat uit een redox-proces van langzame en snelle stappen, waarbij de snelle stappen worden gemarkeerd door een KIO-oplossing₃ in zwavelzuur waaraan zetmeel is toegevoegd. Vervolgens zetmeel - ooit geproduceerd en verankerd tussen zijn structuursoort I₃^-- zal de oplossing van kleurloos naar donkerblauw veranderen.

IO₃^- + 3 HSO₃^- → Ik^- + 3 HSO₄^- 

IO₃^- + 5 I^- + 6 H⁺ → 3 I₂ + 3 H₂O

ik₂ + HSO₃^- + H₂O → 2 I^- + HSO₄^- + 2 H⁺ (donkerblauw door zetmeeleffect)

Chemische structuur

De chemische structuur van kaliumjodaat wordt geïllustreerd in het bovenste beeld. Het IO-anion₃^- wordt weergegeven door het "statief" van rode en paarse bollen, terwijl de K-ionen⁺ ze worden weergegeven door de paarse bollen.

Maar wat betekenen deze statieven? De juiste geometrische vorm van deze anionen zijn eigenlijk trigonaal piramides, waarbij de zuurstofatomen vormen de driehoekige basis en gedeeld elektronenpaar jood wijst naar boven, ruimte inneemt en het dwingen klap de IO-verbinding en de twee links I = O.

Deze moleculaire geometrie komt overeen met een sp-hybridisatie³ van het centrale joodatoom; echter, een ander perspectief suggereert dat een van de zuurstofatomen banden vormt met de "d" orbitalen van het jodium, in feite een sp-hybridisatie³d² (het jodium kan zijn "d" orbitalen hebben die zijn valentieschil uitbreiden).

De kristallen van dit zout kunnen overgangen van de structurele fase ondergaan (andere regelingen dan de monokliene) als een gevolg van de verschillende fysieke omstandigheden die hen onderwerpen.

Gebruik en toepassingen van kaliumjodaat

Therapeutisch gebruik

Kaliumjodaat wordt meestal gebruikt om de accumulatie van radioactiviteit in de schildklier te voorkomen in de vorm van ¹³¹Ik, wanneer deze isotoop wordt gebruikt bij de bepaling van jodiumopname door de schildklier als een onderdeel van de werking van de schildklier.

Evenzo wordt kaliumjodaat gebruikt als een topisch antisepticum (0,5%) bij slijmvliesinfecties.

Gebruik in de industrie

Het wordt toegevoegd aan het voer van de landbouwhuisdieren als een jodiumsupplement. Daarom wordt in de industrie kaliumjodaat gebruikt om de kwaliteit van het meel te verbeteren.

Analytisch gebruik

In analytische chemie wordt het, dankzij zijn stabiliteit, gebruikt als een primaire standaard bij de standaardisatie van natriumthiosulfaat standaardoplossingen (Na₂S₂O₃), om de concentraties van jodium in de monsters te bepalen.

Dit betekent dat de hoeveelheden jodium bekend kunnen zijn door volumetrische technieken (titraties). In deze reactie oxideert kaliumjodaat snel jodide-ionen I^-, door de volgende chemische vergelijking:

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ => 3I₂ + 3H₂O

Jodium, ik₂, is getiteld met de oplossing van Na₂S₂O₃ voor zijn standaardisatie.

Gebruik in lasers-technologie

Studies hebben aangetoond en bevestigd interessante piëzoelektrische eigenschappen, pyro-elektrische, elektro-optische, elektrisch en lineaire optische kristallen KIO₃. Dit resulteert in een groot potentieel in het elektronische veld en in de technologie van lasers voor materialen gemaakt met deze verbinding.

Gezondheidsrisico's van kaliumjodaat

In hoge doses kan irritatie veroorzaken in de orale mucosa, huid, ogen en luchtwegen.

Experimenten van de toxiciteit kaliumjodaat bij dieren hebben laten zien dat de nuchtere honden bij doseringen van 0,2 tot 0,25 g / kg lichaamsgewicht, oraal afgeleverd, veroorzaakt braken verbinding.

Als deze braaksel worden vermeden, veroorzaakt het een verslechtering van de situatie bij de dieren, omdat het vóór de dood anorexia en uitputting induceert. Zijn autopsies laten toe necrotische letsels in de lever, nieren en intestinale mucosa waar te nemen.

Vanwege zijn oxiderende kracht vormt het een brandgevaar bij contact met ontvlambare materialen.

referenties

1. Day, R., & Underwood, A. Kwantitatieve analytische chemie (vijfde ed.). PEARSON Prentice Hall, p-364.
2. Muth, D. (2008). Lasers. [Figuur]. Teruggeplaatst van: flickr.com
3. ChemicalBook. (2017). Kaliumjodaat. Opgeruimd op 25 maart 2018, van ChemicalBook: chemicalbook.com
4. PubChem. (2018). Kaliumjodaat. Opgeroepen op 25 maart 2018, van PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Merck. (2018). Kaliumjodaat. Opgehaald op 25 maart 2018 van Merck:
6. merckmillipore.com
7. Wikipedia. (2017). Kaliumjodaat. Opgehaald op 25 maart 2018, op Wikipedia: en.wikipedia.org
8. M M Abdel Kader et al. (2013). Ladetransportmechanisme en lagetemperatuurfaseovergangen in KIO₃. J. Phys.: Conf., 423 012036