Йодат калію
Елементарна комірка кристалів KIO3
Назва за IUPAC
Калій йодат
Інші назви
Калій йодат(V), калій йоднуватокислий
Ідентифікатори
Номер CAS
7758-05-6 Номер EINECS
231-831-9 DrugBank
DB15923 SMILES
[O-]I(=O)=O.[K+] [ 1] InChI
InChI=1S/HIO3.K/c2-1(3)4;/h(H,2,3,4);/q;+1/p-1
Властивості
Молярна маса
214,001 г/моль
Зовнішній вигляд
білі кристали, білий порошок
Густина
3,89 г/см³[ 2]
Тпл
560 °C (розкл.)
Розчинність (вода )
9,22 г / 100 г
Термохімія
Ст. ентальпія Δf H o 298 -510,43 кДж/моль
Ст. ентропія S o 298 151,46 Дж/(моль·K)
Теплоємність , c o p 106,48 Дж/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони
гіпойодит калію , йодид калію , перйодат калію
Інші катіони
йодат натрію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки
Йода́т ка́лію, ка́лій йода́т — неорганічна сполука ряду йодатів , що має склад K I O 3 . За звичайних умов є білими кристалами або порошком. При нагріванні поступово розкладається, проявляє сильні окисні властивості.
Йодат калію широко застосовується як окисник у титриметричному аналізі — йодометрії . Також він використовується як антисептик місцевої дії і харчовий додаток — компонент йодованої солі , що вживається для запобігання йододефіциту [ 3] [ 4]
Йодат калію не має запаху, утворює білі моноклинні кристали або порошок. Помірно розчиняється у воді та розчинах йодиду калію, нерозчинний у спиртах та аміаці .
Розчинність йодату калію у воді, г / 100 г[ 5]
0 °C
10 °C
20 °C
30 °C
40 °C
60 °C
80 °C
100 °C
4,60
6,27
8,08
10,3
12,6
18,3
24,8
32,3
Одним з основних способів добування йодату калію є електроліз водного розчину йодиду калію :
K
I
+
3
H
2
O
→
e
l
e
c
t
r
o
l
y
s
i
s
K
I
O
3
(
A
n
)
+
3
H
2
↑
(
K
a
t
)
{\displaystyle \mathrm {KI+3H_{2}O{\xrightarrow {electrolysis}}\ KIO_{3}^{(An)}+3H_{2}\uparrow ^{(Kat)}} }
Більшість інших застосовуваних методів також полягає в окисненні:
високотемпературне окиснення йодиду калію:
2
K
I
+
3
O
2
→
600
o
C
,
P
2
K
I
O
3
{\displaystyle \mathrm {2KI+3O_{2}{\xrightarrow {600^{o}C,\ P}}\ 2KIO_{3}} }
I
2
+
2
K
C
l
O
3
⟶
2
K
I
O
3
+
C
l
2
{\displaystyle \mathrm {I_{2}+2KClO_{3}\longrightarrow 2KIO_{3}+Cl_{2}} }
K
I
+
K
C
l
O
3
⟶
K
I
O
3
+
K
C
l
{\displaystyle \mathrm {KI+KClO_{3}\longrightarrow KIO_{3}+KCl} }
Також йодат утворюється при розкладанні метаперйодату калію:
2
K
I
O
4
→
290
o
C
2
K
I
O
3
+
O
2
{\displaystyle \mathrm {2KIO_{4}{\xrightarrow {290^{o}C}}\ 2KIO_{3}+O_{2}} }
Класичною є реакція розчинення йоду у гарячому розчині гідроксиду калію , але виділення продукту із розчину є вельми складним:
I
2
+
6
K
O
H
→
t
K
I
O
3
+
5
K
I
+
3
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {I_{2}+6KOH{\xrightarrow {t}}\ KIO_{3}+5KI+3H_{2}O} }
Йодат калію є речовиною помірної стійкості, при нагріванні понад 560 °C він починає плавитися, частково розкладаючись із виділенням кисню :
2
K
I
O
3
→
560
−
650
o
C
2
K
I
+
3
O
2
↑
{\displaystyle \mathrm {2KIO_{3}{\xrightarrow {560-650^{o}C}}\ 2KI+3O_{2}\uparrow } }
Помірно розчиняється у воді, не гідролізується . Із кислих розчинів може виділятися у вигляді кристалів KIO3 ·HIO3 .
Подібно до інших йодатів , у кислому середовищі він є сильним окисником :
2
K
I
O
3
+
12
H
C
l
(
c
o
n
c
.
)
⟶
2
K
C
l
+
I
2
↓
+
5
C
l
2
+
6
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {2KIO_{3}+12HCl_{(conc.)}\longrightarrow 2KCl+I_{2}\downarrow +\ 5Cl_{2}+6H_{2}O} }
K
I
O
3
+
5
K
I
+
3
H
2
S
O
4
⟶
3
I
2
+
3
K
2
S
O
4
+
3
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {KIO_{3}+5KI+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow 3I_{2}+3K_{2}SO_{4}+3H_{2}O} }
K
I
O
3
+
3
H
2
O
2
⟶
K
I
+
3
O
2
↑
+
3
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {KIO_{3}+3H_{2}O_{2}\longrightarrow KI+3O_{2}\uparrow +\ 3H_{2}O} }
У сильнолужних розчинах йодат може окиснюватися:
K
I
O
3
+
K
2
S
2
O
8
+
2
K
O
H
(
c
o
n
c
.
)
⟶
K
I
O
4
↓
+
2
K
2
S
O
4
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {KIO_{3}+K_{2}S_{2}O_{8}+2KOH_{(conc.)}\longrightarrow KIO_{4}\downarrow +\ 2K_{2}SO_{4}+H_{2}O} }
Окрім того, окиснення відбувається також при електролізі його підкисленого водного розчину:
K
I
O
3
+
H
2
O
→
e
l
e
c
t
r
o
l
y
s
i
s
K
I
O
4
(
A
n
)
+
H
2
↑
(
K
a
t
)
{\displaystyle \mathrm {KIO_{3}+H_{2}O{\xrightarrow {electrolysis}}\ KIO_{4}^{(An)}+H_{2}\uparrow ^{(Kat)}} }
↑ POTASSIUM IODATE ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5 . (англ.) ↑ Маменко М. Є. Йодний дефіцит та йододефіцитні захворювання (лекції) // Перинатология и педиатрия.. — 2013. — Вип. 1 . — С. 97—105 . Процитовано 13 жовтня 2015.↑ Class names and the International Numbering System for food additives . codexalimentarius.org . Codex Alimentarius. Прийнято у 1989; остання правка у 2014. Архів оригіналу за 17 січня 2016. Процитовано 13 жовтня 2015 .↑ Lange's Handbook of Chemistry / Dean, John A., editor. — 15th. — New York : McGraw-Hill, 1999. — ISBN 0-07-016384-7 . (англ.) ↑ Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 853—854. — ISBN 0-7506-3365-4 .(англ.)
CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5 . (англ.) Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8 .(англ.) Lauterbach, A., Ober, G. Iodine and Iodine Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 14. — P. 365. — ISBN 978-0-471-48517-9 . — DOI :10.1002/0471238961.0915040912012120.a01 .(англ.) Lange's Handbook of Chemistry / Dean, John A., editor. — 15th. — New York : McGraw-Hill, 1999. — ISBN 0-07-016384-7 . (англ.) Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М . : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0 .(рос.)
