Kaliumjodide

Kaliumjodide
Structuurformule en molecuulmodel
	Kristalrooster van kaliumjodide
	Kristallen kaliumjodide
Algemeen
Molecuulformule	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
Wikidata	Q121874
Beschrijving	witte kristallen
Vergelijkbaar met	natriumjodide, kaliumbromide, kaliumchloride
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
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	681 °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 gejodeerd tafelzout
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	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.

De stof is opgenomen in de lijst van essentiële geneesmiddelen van de WHO.

Synthese[bewerken | brontekst bewerken]

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

{\ce {6KOH + 3I2 -> 5KI + KIO3 + 3H2O}}

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

{\ce {2KIO3 + 3C -> 2KI + 3CO2}}

Zeer zuiver kaliumjodide kan bereid worden uit waterstofjodide en kaliumwaterstofcarbonaat:

{\ce {KHCO3 + HI -> KI + H2O + CO2}}

Eigenschappen en reacties[bewerken | brontekst 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:

{\ce {2KI + Cl2 -> 2KCl + I2}}

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

{\ce {KI + I2 -> KI3}}

of netter, in water zijn ionofore stoffen in ionen gesplitst:

{\ce {KI (s) ->[][H2O] K+ (aq) + I- (aq)}}

gevolgd door:

{\ce {I- + I2 <=> I3- (aq)}}

Dit evenwicht ligt voor jood sterk naar rechts. Di-jood is als neutrale, apolaire moleculaire stof die slecht oplosbaar is in water. De vorming van het tri-jodide-ion heeft tot gevolg dat de oplosbaarheid (uitgedrukt als analytische concentratie) van di-jood in waterige oplossingen veel groter wordt. In de biologie wordt vaak gebruikgemaakt van dit verschijnsel, al is het in die tak van de wetenschap gebruikelijk om te spreken van een I2KI-oplossing of lugol.

Fysische eigenschappen[bewerken | brontekst 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 | brontekst bewerken]

In de scheikunde[bewerken | brontekst bewerken]

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

{\ce {KI + AgNO3 -> AgI + KNO3}}

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 | brontekst 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 | brontekst 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 de schildklier met jodium, waardoor het radioactieve jodium zich niet kan opstapelen.

Zie Joodprofylaxe voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Andere toepassingen[bewerken | brontekst bewerken]

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

Externe links[bewerken | brontekst bewerken]

(en) MSDS van kaliumjodide
(en) Gegevens van kaliumjodide in de GESTIS-stoffendatabank van het IFA

Bronnen, noten en/of referenties

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

[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

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

Fluoriden:	lithiumfluoride · natriumfluoride · kaliumfluoride · rubidiumfluoride · cesiumfluoride
Chloriden:	lithiumchloride · natriumchloride · kaliumchloride · rubidiumchloride · cesiumchloride
Bromiden:	lithiumbromide · natriumbromide · kaliumbromide · rubidiumbromide · cesiumbromide
Jodiden:	lithiumjodide · natriumjodide · kaliumjodide · rubidiumjodide · cesiumjodide