Kaliumjodaatin ominaisuudet, rakenne, käyttö ja riskit

kaliumjodaatti tai kaliumjodaatti on epäorgaaninen jodin yhdiste, erityisesti suola, jonka kemiallinen kaava on KIO₃. Halogeenien ryhmän (F, Cl, Br, I, As) jodilla on tässä suolassa hapettumisluku +5; Tämän vuoksi se on voimakas hapetin. KIO₃ dissosioituu vesipitoisessa väliaineessa K-ionien muodostamiseksi⁺ ja IO₃^-.

Se syntetisoidaan saattamalla kaliumhydroksidi reagoimaan jodihapon kanssa: HIO₃(aq) + KOH (s) => KIO₃(aq) + H₂O (l) Sitä voidaan myös syntetisoida saattamalla molekyylijodi reagoimaan kaliumhydroksidin kanssa: 3I₂(s) + 6KOH (s) => KIO₃(aq) + 5KI (aq) + 3H₂O (l).

indeksi

• 1 Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
  • 1.1 Hapettavat aineet
• 2 Kemiallinen rakenne
• 3 Kaliumjodaatin käyttö ja käyttö
  • 3.1 Terapeuttinen käyttö
  • 3.2 Käyttö teollisuudessa
  • 3.3 Analyyttinen käyttö
  • 3.4 Käyttö laser-tekniikassa
• 4 Kaliumjodaatin terveysriskit
• 5 Viitteet

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Se on hajuton, valkoinen kiinteä aine, jossa on hienoja kiteitä ja kiteinen rakenne monokliinistä tyyppiä. Sen tiheys on 3,98 g / ml, molekyylipaino on 214 g / mol ja sillä on absorptiokaistoja infrapunaspektrissä (IR).

Sen sulamispiste on 833 K (560 ºC), joka vastaa K-ionien välisiä voimakkaita ionisia vuorovaikutuksia⁺ ja IO₃^-. Korkeammissa lämpötiloissa tapahtuu lämpö- hajoamisreaktio, joka vapauttaa molekyylin happea ja kaliumjodidia:

2KIO₃(s) => 2KI (s) + 3O₂(G)

Vedessä on liukoisuuksia, jotka vaihtelevat 4,74 g / 100 ml: sta 0 ° C: seen, jopa 32,3 g / 100 ml: aan 100 ° C: ssa, jolloin muodostuu väritöntä vesiliuosta. Lisäksi se on liukenematon alkoholiin ja typpihappoon, mutta liukenee laimeaan rikkihappoon.

Sen affiniteetti veteen ei ole havaittavissa, mikä selittää, miksi se ei ole hygroskooppinen eikä sitä ole hydratoitujen suolojen (KIO) muodossa.₃· H₂O).

Hapettava aine

Kaliumjodaatilla on kemiallisen kaavan mukaan kolme happiatomia. Tämä on voimakkaasti elektronegatiivinen elementti ja tämän ominaisuuden vuoksi se "paljastaa" jodia ympäröivän pilven elektronisen puutteen.

Tämä puute- tai lisäosuus voidaan laskea jodin hapettumislukuna (± 1, +2, +3, +5, +7), kun tämä suola on +5..

Mitä tämä tarkoittaa? Jodi, joka ennen niiden elektronien tuottamista kykenevää lajia vastaan, hyväksyy ne ionimuodossaan (IO)₃^-) siitä tulee molekyylinen jodi ja sen hapettumisnumero on 0.

Tämän selityksen jälkeen voidaan määrittää, että kaliumjodaatti on hapettava yhdiste, joka reagoi voimakkaasti pelkistävien aineiden kanssa monissa redoksireaktioissa; näistä kaikista tunnetaan jodikello.

Jodikello koostuu redox-prosessista, jossa on hitaita ja nopeita vaiheita, joissa nopeat vaiheet on merkitty KIO-ratkaisulla₃ rikkihapossa, johon tärkkelystä lisätään. Seuraavaksi tärkkelys - kun se oli valmistettu ja ankkuroitu sen rakennuslajien I välille₃^-- kääntää liuoksen värittömästä tumman siniseen.

IO₃^- + 3 HSO₃^- → I^- + 3 HSO₄^- 

IO₃^- + 5 I^- + 6 H⁺ → 3 I₂ + 3 H₂O

minä₂ + HSO₃^- + H₂O → 2 I^- + HSO₄^- + 2 H⁺ (tummansininen tärkkelysvaikutuksen vuoksi)

Kemiallinen rakenne

Kaliumjodaatin kemiallinen rakenne on esitetty ylemmässä kuvassa. IO-anioni₃^- edustaa punaisen ja violetin pallojen "kolmijalkaa", kun taas K-ionit⁺ heitä edustavat violetit pallot.

Mutta mitä nämä kolmijalat merkitsevät? Näiden anionien oikeat geometriset muodot ovat itse asiassa trigonaalisia pyramideja, joissa oksygeenit muodostavat kolmiomaisen pohjan, ja jodin ei-jaettu pari osoittaa ylöspäin, miehittää tilaa ja pakottaa IO-linkin alaspäin ja kaksi linkit I = O.

Tämä molekyyli- geometria vastaa sp-hybridisaatiota³ keskusjodiatomin; toinen näkökulma viittaa kuitenkin siihen, että yksi happiatomeista muodostaa sidoksia jodin "d" -orbitaaleihin, mikä on itse asiassa spybridisaatio³d² (jodilla voi olla d-orbitaaleja, jotka laajentavat valenssikuorensa).

Tämän suolan kiteet voivat siirtyä rakenteellisesta faasista (muut järjestelyt kuin monokliininen) eri fysikaalisten olosuhteiden seurauksena..

Kaliumjodaatin käyttö ja sovellukset

Terapeuttinen käyttö

Kaliumjodaattia käytetään yleensä estämään radioaktiivisuuden kertymistä kilpirauhasen muodossa ¹³¹I, kun tätä isotooppia käytetään kilpirauhasen jodin oton määrittämiseen kilpirauhasen toiminnan osana..

Samoin kaliumjodaattia käytetään paikallisena antiseptisenä aineena (0,5%) limakalvotulehduksissa..

Käytä teollisuudessa

Se lisätään viljelyeläinten ruokintaan jodilisänä. Siksi teollisuudessa kaliumjodaattia käytetään jauhojen laadun parantamiseen.

Analyyttinen käyttö

Analyyttisessä kemiassa sen stabiilisuuden ansiosta sitä käytetään ensisijaisena standardina natriumtiosulfaatin standardiliuosten standardoinnissa (Na₂S₂O₃), jodin pitoisuuksien määrittämiseksi näytteissä.

Tämä tarkoittaa, että jodin määrät voidaan tunnistaa tilavuusmenetelmillä (titraus). Tässä reaktiossa kaliumjodaatti hapettaa nopeasti jodidi-ionit I^-, seuraavalla kemiallisella yhtälöllä:

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ => 3I₂ + 3H₂O

Jodi, I₂, nimetään Na-liuoksella₂S₂O₃ sen standardoinnista.

Käytä laser-tekniikassa

Tutkimukset ovat osoittaneet ja vahvistaneet mielenkiintoisia pietsosähköisiä, pyroelektrisiä, sähköoptisia, ferrosähköisiä ominaisuuksia ja KIO-kiteiden epälineaarista optiikkaa₃. Tämä johtaa suuriin mahdollisuuksiin elektroniikkakentässä ja laserin tekniikassa tällä yhdisteellä valmistetuille materiaaleille.

Kaliumjodaatin terveysriskit

Suurina annoksina voi aiheuttaa ärsytystä suun limakalvossa, ihossa, silmissä ja hengitysteissä.

Kaliumjodaatin myrkyllisyystutkimukset eläimillä ovat antaneet mahdollisuuden havaita, että koirilla paastolla, annoksina 0,2-0,25 g / kg, paino, joka toimitetaan suun kautta, yhdiste aiheuttaa oksentelua..

Jos näitä oksenteluja vältetään, se pahentaa eläinten tilannetta, koska se aiheuttaa anoreksiaa ja uupumista ennen kuolemaa. Hänen ruumiinavaukset sallivat havaita nekroottisia vaurioita maksassa, munuaisissa ja suoliston limakalvoissa.

Hapettavuuden vuoksi se aiheuttaa palovaaran, kun se joutuu kosketuksiin syttyvien materiaalien kanssa.

viittaukset

1. Päivä, R., ja Underwood, A. Kvantitatiivinen analyyttinen kemia (viides ed.). PEARSON Prentice Hall, p-364.
2. Muth, D. (2008). Laserit [kuva]. Haettu osoitteesta: flickr.com
3. ChemicalBook. (2017). Kaliumjodaatti. Haettu 25.3.2018, ChemicalBookista: chemicalbook.com
4. Pubchem. (2018). Kaliumjodaatti. Haettu 25. maaliskuuta 2018 osoitteesta PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Merck. (2018). Kaliumjodaatti. Haettu 25.3.2018 osoitteesta Merck:
6. merckmillipore.com
7. Wikipedia. (2017). Kaliumjodaatti. Haettu 25. maaliskuuta 2018 Wikipediasta: en.wikipedia.org
8. M M Abdel Kader et ai. (2013). Latauksen kuljetusmekanismi ja matalan lämpötilan vaihesiirtymät KIO: ssa₃. J. Phys.: Conf. Ser. 423 012036