KALIUMIODID: EGENSKABER, STRUKTUR, ANVENDELSER OG RISICI - KEMI - 2025

Den kaliumiodat eller kaliumiodat er en uorganisk iodforbindelse, specifikt et salt, hvis kemiske formel er KIO ₃. Jod, et element fra gruppen af ​​halogener (F, Cl, Br, I, As), har et oxidationsnummer på +5 i dette salt; derfor er det et stærkt oxidationsmiddel. KIO ₃ dissocierer i vandigt medium for at skabe K ⁺ og IO ₃ ^- ioner.

Det syntetiseres ved at omsætte kaliumhydroxid med iodsyre: HIO ₃ (aq) + KOH (s) => KIO ₃ (aq) + H ₂ O (l). Ligeledes kan den syntetiseres ved at omsætte molekylært iod med kaliumhydroxid: 3I ₂ (s) + 6KOH (s) => KIO ₃ (aq) + 5KI (aq) + 3H ₂ O (l).

Fysiske og kemiske egenskaber

Det er et lugtfrit hvidt fast stof med fine krystaller og en monoklinisk krystallinsk struktur. Det har en densitet på 3,98 g / ml, en molekylvægt på 214 g / mol og har absorptionsbånd i det infrarøde (IR) spektrum.

Det har et smeltepunkt: 833 ºK (560 ºC), hvilket er i overensstemmelse med de stærke ioniske vekselvirkninger mellem K ⁺ og IO ₃ ^- ioner. Ved højere temperaturer gennemgår den en termisk nedbrydningsreaktion, hvorved molekylært ilt og kaliumiodid frigives:

2KIO ₃ (s) => 2KI (s) + 3O ₂ (g)

I vand har det opløseligheder, der varierer fra 4,74 g / 100 ml ved 0 ºC, op til 32,3 g / 100 ml ved 100 ºC, hvilket genererer farveløse vandige opløsninger. Det er også uopløseligt i alkohol og salpetersyre, men det er opløseligt i fortyndet svovlsyre.

Dets affinitet for vand ikke er mærkbar, hvilket forklarer, hvorfor det ikke er hygroskopisk og ikke eksisterer i form af hydratiserede salte (KIO ₃ · H ₂ O).

Oxiderende middel

Kaliumjodat har, som indikeret af dets kemiske formel, tre oxygenatomer. Dette er et stærkt elektronegativt element, og på grund af denne egenskab "afslører" det en elektronisk mangel i skyen, der omgiver jod.

Denne mangel - eller bidrag, alt efter hvad der er tilfældet - kan beregnes som oxidationsantallet af jod (± 1, +2, +3, +5, +7), idet det er +5 for dette salt.

Hvad betyder det? At jod vil acceptere dem i sin ioniske form (IO ₃ ^-) før en art, der er i stand til at opgive sine elektroner, til at blive molekylær jod og har et oxidationsnummer lig med 0.

Som et resultat af denne forklaring kan det bestemmes, at kaliumiodid er en oxiderende forbindelse, der reagerer intenst med reduktionsmidler i mange redoxreaktioner; Af alle disse er en kendt som joduret.

Joduret består af en redoxproces med langsomme og hurtige trin, hvor de hurtige trin er markeret med en KIO _3- opløsning i svovlsyre, hvortil der tilsættes stivelse. Dernæst vil stivelsen - når den er produceret og forankret mellem dens struktur arten I ₃ ^- - gøre løsningen fra farveløs til mørkeblå.

IO ₃ ^- + 3 HSO ₃ ^- → I ^- + 3 HSO ₄ ^-

IO ₃ ^- + 5 I ^- + 6 H ⁺ → 3 I ₂ + 3 H ₂ O

I ₂ + HSO ₃ ^- + H ₂ O → 2 I ^- + HSO ₄ ^- + 2 H ⁺ (mørkeblå på grund af stivelseseffekt)

Kemisk struktur

Det øverste billede illustrerer den kemiske struktur af kaliumiodid. IO ₃ ^- anionen er repræsenteret ved "stativ" af røde og lilla kugler, mens K ⁺ -ionerne er repræsenteret af de lilla kugler.

Men hvad betyder disse stativer? De korrekte geometriske former for disse anioner er faktisk trigonale pyramider, hvor oxygener udgør den trekantede base, og det ikke-delte par jodelektroner peger opad, optager plads og tvinger I-O-bindingen til at bøje sig nedad og de to obligationer I = O.

Denne molekylære geometri svarer til en sp ^3- hybridisering af det centrale iodatom; Et andet perspektiv antyder imidlertid, at et af iltatomerne danner bindinger med "d" -kredsløb af jod, i virkeligheden er en hybridisering af sp ³ d ^2-typen (jod kan bortskaffe dets "d" orbitaler ved at udvide sit lag med Valencia).

Krystallerne i dette salt kan gennemgå strukturelle faseovergange (andre arrangementer end monokliniske) som en konsekvens af de forskellige fysiske forhold, der udsætter dem.

Anvendelse og anvendelser af kaliumiodat

Terapeutisk anvendelse

Kaliumjodat bruges normalt til at forhindre ophobning af radioaktivitet i skjoldbruskkirtlen i form af ¹³¹ I, når denne isotop anvendes til bestemmelse af iodoptagelse af skjoldbruskkirtlen som en komponent i skjoldbruskkirtelens funktion.

Ligeledes anvendes kaliumiodat som et topisk antiseptisk middel (0,5%) i slimhindefektioner.

Brug i industrien

Det føjes til fødevarer fra avlsdyr som et jodtilskud. Derfor anvendes kaliumiodid i industrien til at forbedre kvaliteten af ​​mel.

Analytisk brug

I analytisk kemi, takket være dens stabilitet, anvendes som en primær standard i standardiseringen af natriumthiosulfat (Na ₂ S ₂ O ₃) standardopløsninger, for at bestemme de iodkoncentrationer i testprøverne.

Dette betyder, at mængderne af jod kan kendes ved volumetriske teknikker (titreringer). I denne reaktion kaliumiodat oxiderer hurtigt iodidionerne I ^- ved hjælp af følgende reaktionsskema:

IO ₃ ^- + 5I ^- + 6H ⁺ => 3I ₂ + 3H ₂ O

Jod, jeg ₂, titreres med Na ₂ S ₂ O ₃ opløsning til standardisering.

Brug i laserteknologi

Undersøgelser har demonstreret og bekræftet de interessante piezoelektriske, pyroelektriske, elektrooptiske, ferroelektriske og ikke-lineære optiske egenskaber ved KIO _3- krystaller. Dette resulterer i store potentialer inden for det elektroniske felt og i teknologien til lasere til materialer fremstillet med denne forbindelse.

Sundhedsrisici ved kaliumiodid

I høje doser kan det forårsage irritation i mundslimhinden, hud, øjne og luftvej.

Eksperimenter med hensyn til toksicitet af kaliumiodat hos dyr har gjort det muligt at observere, at forbindelsen hos fastende hunde i doser på 0,2-0,25 g / kg kropsvægt, givet oralt, forårsager forbindelsen opkast.

Hvis disse opkast undgås, forårsager det en forværring af deres situation i dyrene, da anorexi og udmattelse induceres før døden. Hans obduktioner afslørede nekrotiske læsioner i leveren, nyrerne og tarmslimhinden.

På grund af dens oxiderende kraft repræsenterer det en brandfare ved kontakt med brandfarlige materialer.

Referencer

1. Day, R., & Underwood, A. Kvantitativ analytisk kemi (5. udg.). PEARSON Prentice Hall, s-364.
2. Muth, D. (2008). Lasere.. Gendannes fra: flickr.com
3. ChemicalBook. (2017). Kaliumiodid. Hentet den 25. marts 2018 fra ChemicalBook: Chemicalbook.com
4. Pubchem. (2018). Kaliumjodat. Hentet den 25. marts 2018 fra PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Merck. (2018). Kaliumiodid. Hentet den 25. marts 2018 fra Merck:
6. merckmillipore.com
7. Wikipedia. (2017). Kaliumiodid. Hentet den 25. marts 2018 fra Wikipedia: en.wikipedia.org
8. MM Abdel Kader et al. (2013). Ladetransportmekanisme og faseovergange til lav temperatur i KIO ₃. J. Phys.: konf. Ser. 423 012036