Kaliumjodide

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Kaliumjodide
Structuurformule en molecuulmodel
Kristalrooster van kaliumjodide
Kristalrooster van kaliumjodide
Kristallen kaliumjodide
Kristallen kaliumjodide
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
KI
IUPAC-naam kaliumjodide
Andere namen potide
Molmassa 166,00277 g/mol
SMILES
[K+].[I-]
InChI
InChI=1/HI.K/h1H;/q;+1/p-1/fI.K/h1h;/q-1;m
CAS-nummer 7681-11-0
EG-nummer 231-659-4
PubChem 4875
Beschrijving witte kristallen
Vergelijkbaar met natriumjodide, kaliumbromide, kaliumchloride
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Schadelijk
Waarschuwing
H-zinnen H302 - H315 - H319
EUH-zinnen geen
P-zinnen P305+P351+P338
LD50 (muizen) (oraal) 1862 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur wit
Dichtheid 3,13 g/cm³
Smeltpunt 686 °C
Kookpunt 1330 °C
Dampdruk 100 Pa
Oplosbaarheid in water 1430 g/L
Goed oplosbaar in water, ethanol
Geometrie en kristalstructuur
Kristalstructuur kubisch
Nutritionele eigenschappen
Type additief in gejodeeerd tafelzout
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Kaliumjodide is een wit kristallijn anorganisch zout met als brutoformule KI. Het wordt gebruikt in de fotografie en in de radiotherapie. Als bron van jodide-ionen wordt het vaker gebruikt dan natriumjodide, omdat het veel minder hygroscopisch is.

Synthese[bewerken]

Kaliumjodide kan bereid worden door reactie van kaliumhydroxide met di-jood:

\mathrm{6\ KOH\ +\ 3\ I_2\ \longrightarrow\ 5\ KI\ +\ KIO_3\ +\ 3\ H_2O}

Het daarbij ontstane kaliumjodaat kan ook worden omgezet naar kaliumjodide door een carbothermische reductie:

\mathrm{2\ KIO_3\ +\ 3\ C\ \longrightarrow\ 2\ KI\ +\ 3\ CO_2}

Zeer zuiver kaliumjodide kan bereid worden uit kaliumwaterstofcarbonaat:

\mathrm{KHCO_3\ +\ HI\ \longrightarrow\ KI\ +\ H_2O\ +\ CO_2}

Eigenschappen en reacties[bewerken]

Kaliumjodide is een typisch ionair zout. Omdat jodide-ionen milde reductoren zijn, wordt het zout vrij gemakkelijk geoxideerd tot di-jood. Kaliumjodide wordt wegens die oxidatie dan ook langzaam geel bij langdurig contact met vochtige lucht. In oplossing gaat die reactie een stuk sneller, vooral in zuur milieu, wegens de vorming van waterstofjodide, een sterke reductor.[1][2][3][4]

Ook de andere halogenen, zoals dichloor, kunnen jodide-ionen oxideren:

\mathrm{2\ KI\ +\ Cl_2\ \longrightarrow\ 2\ KCl\ +\ I_2}

Kaliumjodide vormt tri-jodide-ionen bij behandeling met di-jood, waardoor di-jood beter oplosbaar wordt in water:

\mathrm{KI\ +\ I_2\ \longrightarrow\ KI_3}

Fysische eigenschappen[bewerken]

Kaliumjodide komt voor als kleurloze kristallen of een wit kristallijn poeder. Het is licht hygroscopisch en heeft een bitterzoute smaak. Aan de lucht wordt het langzaam geel wegens het ontstaan van di-jood (samen met kleine hoeveelheden kaliumjodaat).

Toepassingen[bewerken]

In de scheikunde[bewerken]

Kaliumjodide wordt gebruikt bij de synthese van zilverjodide, dat in de fotografie toegepast wordt.

\mathrm{KI\ +\ AgNO_3\ \longrightarrow\ AgI\ +\ KNO_3}

Het wordt vaak gebruikt als een bron van jodide-ionen in de organische synthese. Een voorbeeld hiervan is de bereiding van aryljodiden uit aryldiazoniumzouten (Sandmeyer-reactie).[5][6] In de Finkelstein-reactie kan het als alternatief voor natriumjodide worden gebruikt.

In de voedingsindustrie[bewerken]

Het wordt in kleine hoeveelheden toegevoegd aan tafelzout om er gejodeerd zout te maken. Dit wordt onder andere verwerkt in brood.

In de geneeskunde[bewerken]

In verzadigde oplossing wordt kaliumjodide toegepast als expectorans bij de behandeling van longcongestie en als schimmeldodend middel bij de behandeling van sporotrichose. Samen met di-jood wordt het soms toegediend om keelpijn te verlichten.

Kaliumjodide werd in 1982 door de FDA goedgekeurd als middel om de schildklier te beschermen tegen radioactief jodium, dat kan vrijkomen bij een kernramp. De radio-isotoop 131I is namelijk een belangrijk bijproduct van kernsplijting en is gevaarlijk omdat het zich opstapelt in de schildklier, hetgeen kan leiden tot schildklierkanker. Toedienen van niet-radioactief jodide verzadigt als het ware de schildklier met jodium, waardoor het radioactieve jodium zich niet kan opstapelen.

Andere toepassingen[bewerken]

Kaliumjodide wordt, in combinatie met di-jood, gebruikt bij het etsen van goud.

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, UK, 1984
  2. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990
  3. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960
  4. H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968
  5. L. G. Wade, Organic Chemistry, 5th ed., pp. 871-2, Prentice Hall, Upper Saddle RIver, New Jersey, 2003
  6. J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., pp. 670-1, Wiley, New York, 1992