Kwas jodowy

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
Kwas jodowy
Niepodpisana grafika związku chemicznego; prawdopodobnie struktura chemiczna bądź trójwymiarowy model cząsteczki
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny HIO3
Inne wzory HOIO2
Masa molowa 175,91 g/mol
Wygląd białe kryształy[1]
Identyfikacja
Numer CAS 7782-68-5
PubChem 24345
Podobne związki
Inne aniony kwas chlorowy, kwas bromowy
Podobne związki tlenowe kwasy jodu
Pochodne sole jodany, np. jodan potasu, jodan sodu
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Kwas jodowy, HIO3nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenowych kwasów jodu. Atomem centralnym kwasu jodowego jest jod na V stopniu utlenienia.

Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]

Metody otrzymywania kwasu jodowego:

I
2
O
5
+ H
2
O ⇄ 2HIO
3
Ba(IO
3
)
2
+ H
2
SO
4
→ 2HIO
3
+ BaSO
4
  • utlenianie jodu, np.[1]:
3I
2
+ 10HNO
3
→ 6HIO
3
+ 10NO + 2H
2
O
I
2
+ 5H
2
O
2
→ 2HIO
3
+ 4H
2
O
I
2
+ 5Cl
2
+ 6H
2
O → 2HIO
3
+ 10HCl

Utlenianie można przeprowadzić też metodą elektrolityczną[3].

Właściwości[edytuj | edytuj kod]

Czysty kwas jodowy tworzy białe kryształy[1], dobrze rozpuszczalne w wodzie[2]. Jest stosunkowo słabym kwasem o pKa = 0,8[1]. Jest silnym utleniaczem w kwasowym środowisku, przy czym redukuje się on do jodu (I
2
), np.[3][1]:

HIO
3
+ 5HI → 3I
2
+ 3H
2
O
2HIO
3
+ 5H
2
S
→ I
2
+ 6H
2
O + 5S

lub jodków (I
), np.[3]:

IO
3
+ 3SO2−
3
→ I
+ 3SO2−
4

W specjalnych warunkach (bardzo niskie pH i wysokie stężenie jonu chlorkowego, np. w stężonym kwasie chlorowodorowym), kwas jodowy zostaje zredukowany do trichlorku jodu, ICl
3
.

Jest to jeden z najbardziej stabilnych termicznie kwasów spośród oksokwasów fluorowców. Po podgrzaniu do 75 °C odwadnia się do kwasu pirojodowego, HI
3
O
8
(HIO
3
·I
2
O
5
), a w 200 °C do pięciotlenku jodu I
2
O
5
[3], który przy dalszym ogrzewaniu (300 °C) rozkłada się do jodu i tlenu[3]:

12HIO
3
→ 4HI
3
O
8
→ 6I
2
O
5
→ 6I
2
+ 15O
2

Zastosowanie[edytuj | edytuj kod]

Kwas jodowy jest używany jako silny utleniacz, np. w miareczkowaniu redox, m.in. w jodometrii, gdzie wykorzystuje się go do generowania jodu z jodków[1].

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. a b c d e f g h Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, London: McGraw-Hill, 2003, s. 395–397, ISBN 0-07-049439-8.
  2. a b c CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-67, ISBN 978-1-4200-9084-0.
  3. a b c d e f Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 852, 863, ISBN 0-7506-3365-4.