Kaaliumjodaadi omadused, struktuur, kasutusalad ja ohud



The kaaliumjodaat või kaaliumjodaat on joodi anorgaaniline ühend, täpsemalt sool, mille keemiline valem on KIO3. Halogeenide rühma (F, Cl, Br, I, As) joodil on selles soolas oksüdatsiooniarv +5; seetõttu on see tugev oksüdeeriv aine. KIO3 K ioonide loomiseks dissotsieerub vesikeskkonnas+ ja IO3-.

See sünteesitakse kaaliumhüdroksiidi reageerimisel joodhappega: HIO3(aq) + KOH (s) => KIO3(aq) + H2O (l) Samuti võib seda sünteesida molekulaarse joodi reageerimisel kaaliumhüdroksiidiga: 3I2(s) + 6KOH (s) => KIO3(aq) + 5KI (aq) + 3H2O (l).

Indeks

  • 1 Füüsikalised ja keemilised omadused
    • 1.1 Oksüdeeriv aine
  • 2 Keemiline struktuur
  • 3 Kaaliumjodaadi kasutamine ja rakendused
    • 3.1 Terapeutiline kasutamine
    • 3.2 Kasutamine tööstuses
    • 3.3 Analüütiline kasutamine
    • 3.4 Kasutamine laseritehnoloogias
  • 4 Kaaliumjodaadi terviseriskid
  • 5 Viited

Füüsikalised ja keemilised omadused

See on lõhnatu valge tahke aine, millel on peened kristallid ja monokliini tüüpi kristalne struktuur. Selle tihedus on 3,98 g / ml, molekulmass on 214 g / mol ja neeldumisribad on infrapuna (IR) spektris..

Selle sulamispunkt on 833 K (560 ° C), mis on kooskõlas tugevate ioonide interaktsioonidega K-ioonide vahel+ ja IO3-. Kõrgematel temperatuuridel läbib see termilise lagunemise reaktsiooni, vabastades molekulaarse hapniku ja kaaliumjodiidi:

2KIO3(s) => 2KI (s) + 3O2(g)

Vees on lahustuvus, mis varieerub vahemikus 4,74 g / 100 ml kuni 0 ° C, kuni 32,3 g / 100 ml 100 ° C juures, tekitades värvituid vesilahuseid. Lisaks on see alkoholis ja lämmastikhappes lahustumatu, kuid lahustub lahjendatud väävelhappes.

Selle afiinsus vee suhtes ei ole märgatav, mis selgitab, miks see ei ole hügroskoopne ega ole hüdreeritud soolade (KIO) kujul.3· H2O).

Oksüdeeriv aine

Kaaliumjodaadil, mida näitab selle keemiline valem, on kolm hapniku aatomit. Tegemist on tugevalt elektronegatiivse elemendiga ja selle omaduse tõttu avastab see joodi ümbritseva pilve elektroonilise puuduse..

Seda puudust või suuremat panust võib arvutada kui joodi oksüdatsiooninumbrit (± 1, +2, +3, +5, +7), olles selle soola puhul +5..

Mida see tähendab? Et enne oma elektronide saamist suutva liigi puhul aktsepteerib jood nende ioonse vormi (IO)3-) saada molekulaarseks joodiks ja oksüdatsiooninumbriga võrdub 0.

Selle selgituse järel võib kindlaks teha, et kaaliumjodaat on oksüdeeriv ühend, mis reageerib paljude redoksreaktsioonidega tugevasti redutseerivate ainetega; neist kõigist nimetatakse joodikellaks.

Joodikell koosneb aeglase ja kiire sammuga redoksprotsessist, kus kiireid samme iseloomustab KIO lahendus3 väävelhappes, millele lisatakse tärklis. Järgmisena tärklis - kui see on toodetud ja ankurdatud oma struktuuriliikide I vahel3-- lülitab lahuse värvitu kuni tumepruuni.

IO3- + 3 HSO3- → I- + 3 HSO4- 

IO3- + 5 I- + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O

I2 + HSO3- + H2O → 2 I- + HSO4- + 2 H+ (tumesinine tärklisefekti tõttu)

Keemiline struktuur

Kaaliumjodaadi keemilist struktuuri illustreerib ülemine pilt. IO anioon3- esindab punase ja lilla sfääride "statiivi", samas kui K ioonid+ neid esindavad lilla sfäärid.

Aga mida need statiivid tähendavad? Nende anioonide õiged geomeetrilised kujud on tegelikult trigonaalsed püramiidid, milles oksügeenid moodustavad kolmnurga aluse ja mitte jagatud elektronide paar joodis on ülespoole, hõivates ruumi ja sundides IO linki ja kaks lingid I = O.

See molekulaarne geomeetria vastab sp-hübridisatsioonile3 keskse joodi aatomist; teisest vaatenurgast nähtub, et üks hapniku aatomitest moodustab sidemeid joodi "d" orbitaalidega, olles tegelikult spibridisatsioon.3d2 (joodil võib olla d-orbitaalid, mis laiendavad oma valentsuskesta).

Selle soola kristallid võivad läbida struktuurset faasi (muud kui monokliinilised) üleminekud erinevate füüsikaliste tingimuste tõttu, mis neid mõjutavad.

Kaaliumjodaadi kasutamine ja rakendused

Terapeutiline kasutamine

Kaaliumjodaati kasutatakse tavaliselt radioaktiivsuse kogunemise vältimiseks kilpnäärmes 131I, kui seda isotoopi kasutatakse kilpnäärme joodi omastamise määramiseks kilpnäärme toimimise osana..

Samamoodi kasutatakse limaskesta infektsioonides kaaliumjodaati paikse antiseptikuna (0,5%)..

Kasutamine tööstuses

See lisatakse põllumajandusloomade söödale joodilisandina. Seetõttu kasutatakse tööstuses kaaliumjodaati jahu kvaliteedi parandamiseks.

Analüütiline kasutamine

Analüütilises keemias kasutatakse seda stabiilsuse tõttu esmase standardina naatriumtiosulfaadi standardlahuste (Na2S2O3), et määrata proovides sisalduvad joodikontsentratsioonid.

See tähendab, et joodi koguseid saab teada mahumõõtmismeetodite (tiitrimise) abil. Selles reaktsioonis oksüdeerib kaaliumjodaat kiiresti jodiidioonid I-, järgmise keemilise võrrandiga:

IO3- + 5I- + 6H+ => 3I2 + 3H2O

Jood, I2, nimetatakse Na lahusega2S2O3 standardimise eest.

Kasutamine laseritehnoloogias

Uuringud on näidanud ja kinnitanud huvitavaid piesoelektrilisi, püroelektrilisi, elektro-optilisi, ferroelektrilisi omadusi ja KIO kristallide mittelineaarset optikat3. Selle tulemuseks on suur potentsiaal elektroonikasektoris ja selle ühendiga valmistatud materjalide laserite tehnoloogias.

Kaaliumjodaadi terviseriskid

Suurtes annustes võib ärritada suu limaskesta, nahka, silmi ja hingamisteid.

Kaaliumjodaadi toksilisuse katsed loomadel on võimaldanud täheldada, et koertel tühja kõhuga manustamisel suukaudselt manustatud 0,2-0,25 g / kg kehakaalu kohta põhjustab ühend oksendamist..

Kui neid oksendusi välditakse, põhjustab see loomade olukorra halvenemist, sest see põhjustab enne surma anoreksiat ja uinumist. Tema autopsiad võimaldasid jälgida nekrootilisi kahjustusi maksas, neerudes ja soole limaskestas.

Tänu oma oksüdeerimisvõimele on see tuleohtlik kokkupuutel tuleohtlike materjalidega.

Viited

  1. Päev, R., ja Underwood, A. Kvantitatiivne analüütiline keemia (viies väljaanne). PEARSON Prentice Hall, p-364.
  2. Muth, D. (2008). Laserid [Joonis]. Välja otsitud andmebaasist: flickr.com
  3. ChemicalBook. (2017). Kaaliumjodaat. Välja otsitud 25. märtsil 2018 ChemicalBookist: chemicalbook.com
  4. PubChem. (2018). Kaaliumjodaat. Välja otsitud 25. märtsil 2018 kell PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Merck. (2018). Kaaliumjodaat. Välja otsitud 25. märtsil 2018 Merckilt:
  6. merckmillipore.com
  7. Wikipedia. (2017). Kaaliumjodaat. Välja otsitud 25. märtsil 2018 Wikipedias: en.wikipedia.org
  8. M M Abdel Kader et al. (2013). Laadige transpordimehhanismi ja madala temperatuuri faasi üleminekuid KIO-s3. J. Phys., Conf. Ser., 423, 012036