Дийодоаргентат 1 калия

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Иногда при расчетах используют не Кнест, а величину ей обратную, назы-

ваемую константой устойчивости:

Куст = Kнест

Пример 1

Напишите уравнения реакций между нитратом серебра и иодидом калия, приводящие к образованию комплексного соединения с координационным числом 2. Укажите внутреннюю и внешнюю сферы в полученном комплексе, степень окисления комплексообразователя, заряды лигандов и комплексного иона. Назовите комплексное соединение, запишите уравнения его электролитической диссоциации в водном растворе, приведите выражения и значения констант нестойкости по каждой ступени, укажите закономерности изменения их величин.

Решение

В данном случае комплексное соединение образуется по типу присоединения (действием избытка реагента):

AgNO3 + KI → AgI↓ + KNO3

AgI + KI → K[AgI2]

избыток

Координационное число указывает на наличие двух лигандов в данном

веществе. Внешнюю сферу составляют ионы К+, а внутреннюю (комплексный ион) – [AgI2]-.

Заряды комплексообразователя и лигандов распределяются следующим образом: K[Ag+I2-].

Полученный комплекс носит название дийодоаргентат (I) калия.

В водном растворе он сначала диссоциирует как сильный электролит на внешнюю и внутреннюю сферы:

				K[AgI2] → K+ + [AgI2]-
Комплексный ион диссоциирут затем как слабый электролит с установле-
нием равновесия в системе:					[[AgI]0 ][I− ]
-	0		-		[[AgI]0 ][I− ]
I [AgI2]	[AgI]	+ I		KнестI =	[[AgI2 ]− ]

В справочнике [3] приведены величины логарифмов констант устойчивости комплексных ионов. Первой ступени диссоциации этого комплекса соот-

ветствует lgK2 = lgK1, 2 – lgK1 = 11,74 – 6,58 = 5,16, следовательно,

Куст = 7,0 · 106, тогда КнестI =	1	= 7,0 10−6 .
	106
7,0

studfile.net

Дицианоаргентат(I) калия - это... Что такое Дицианоаргентат(I) калия?

Дицианоаргентат(I) калия — неорганическое соединение, комплексная соль щелочного металла калия, металла серебро и синильной кислоты с формулой K[Ag(СN)₂], бесцветные кристаллы, растворимые в воде

Получение

Физические свойства

Дицианоаргентат(I) калия образует жёлтые кристаллы тригональной сингонии, пространственная группа P 31c, параметры ячейки a = 0,7384 нм, c = 1,755 нм, Z = 6.

Хорошо растворяется в воде.

Химические свойства

Разлагается при нагревании:

Реагирует с концентрированными кислотами:

Вступает в обменные реакции:

Серебро замещается на более активные металлы:

Применение

Литература

Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0

dic.academic.ru

Иодид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требует 1 правка.

Иодид калия
(`{{{картинка3D}}}`)
(`{{{изображение}}}`) (`{{{изображение2}}}`)
Хим. формула	KI
Состояние	бесцветные кубические кристаллы
Молярная масса	166,00277 г/моль
Плотность	3,13 г/см³

Температура
• плавления	681 °C
• кипения	1324 °C
Мол. теплоёмк.	52,73 Дж/(моль·К)

Энтальпия
• образования	-327,6 кДж/моль

Растворимость
• в воде	127,8 (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C)
Показатель преломления	1,667
Рег. номер CAS	7681-11-0
PubChem	4875
Рег. номер EINECS	231-659-4
SMILES
InChI
RTECS	TT2975000
ChEBI	8346
Номер ООН	2056
ChemSpider	4709
ЛД₅₀	2779 мг/кг
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Иоди́д ка́лия (иодистый калий) — неорганическое соединение, калиевая соль иодоводородной кислоты с химической формулой KI. Бесцветная кристаллическая соль, желтеющая на свету. Широко используется в качестве источника иодид-ионов. Менее гигроскопична чем иодид натрия. Применяется в медицине как лекарственное средство, в сельском хозяйстве как удобрение, а также в фотографии и аналитической химии.

Бесцветные кристаллы, имеющие кубическую сингонию (a = 0,7066 нм, z = 4, пространственная группа Fm3¯m{\displaystyle Fm{\bar {3}}m}). Плотность 3,115 г/см³. Соединение имеет температуру плавления 681 °C, кипения 1324 °C. Растворимость в 100 г воды: 127,8 г (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C). Также растворим в ацетоне, метаноле, этаноле, жидком аммиаке и глицерине^[1].

На свету окисляется кислородом воздуха, желтея из-за выделяющегося свободного иода^[1].

Иодид калия является мягким восстановителем и легко может быть окислен в растворе таким окислителем как бром:

2KI+Br2⟶2KBr+I2{\displaystyle {\mathsf {2KI+Br_{2}\longrightarrow 2KBr+I_{2}}}}

Иодид калия реагирует с иодом, образуя раствор Люголя, содержащий трииодид-анион, который обладает лучшей растворимостью в воде, чем элементарный иод:

KI+I2⟶KI3{\displaystyle {\mathsf {KI+I_{2}\longrightarrow KI_{3}}}}

Разлагается в водных растворах с выделением иода при действии ультразвука.

Получают взаимодействием иода с гидроксидом калия в присутствии муравьиной кислоты или перекиси водорода^[1]:

6KOH+3I2→HCOOH/h3O25KI+KIO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {6KOH+3I_{2}{\xrightarrow {HCOOH/H_{2}O_{2}}}5KI+KIO_{3}+3H_{2}O}}}

или восстановлением иодата калия углём:

2KIO3+3C⟶2KI+3CO2{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{3}+3C\longrightarrow 2KI+3CO_{2}}}}

Используется для окислительно-восстановительного титрования в аналитической химии (иодометрия)^[1].

В малых количествах наряду с иодатом калия добавляется в поваренную соль (иодированная соль).

Применяют в медицине и ветеринарии, как лекарственное средство^[1].

Применяется как индикатор для обнаружения некоторых окислителей, например, хлора и озона. Для этого используют бумагу, смоченную раствором иодида калия и крахмала.

Cl2+2KI→2KCl+I2{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KI\rightarrow 2KCl+I_{2}}}}

При этом крахмал образует окрашенный в синий цвет аддукт с иодом.

В фотографии используют для приготовления светочувствительных материалов. Также применяется при обработке фотоматериалов в составе проявителя, как сильное антивуалирующее средство и в составе усиливающих и ослабляющих растворов^[2].

Гурлев Д.С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988.
Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. Калия иодид : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 288. — 671 с. — ISBN 5-85270-035-5.

ru.wikipedia.org

Иодиды — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Иодиды — бинарные соединения иода с менее электроотрицательными элементами. Иодиды металлов могут рассматриваться как соли иодоводородной кислоты HI.

В зависимости от катиона химическая связь в иодидах может быть ионной, ионно-ковалентной и ковалентной. Ионная связь наблюдается в иодидах щелочных и щелочноземельных металлов, например, в иодиде натрия NaI и иодиде калия KI. В иодидах неметаллов связь является ковалентной, например, в иодиде селена Se₂I₂. Для иодидов одного и того же элемента с увеличением его степени окисления увеличивается ковалентный характер химической связи.

В отличие от фторидов и хлоридов, иодиды, как правило, известны для химических элементов в низших степенях окисления, например, стабилен фторид урана(VI) UF₆, а иодид получен только для урана(IV) UI₄.

Большинство солеподобных иодидов металлов хорошо растворимы в воде за исключением AgI (ПР = 8,3•10^-17), BiI₃ (ПР = 8,1•10^-19), CuI (ПР = 1,1•10^-12), Hg₂I₂ (ПР = 4,5•10^-29), SnI₂ (ПР = 8,3•10^-6), TlI (ПР = 5,75•10^-8). Иодид свинца(II) PbI₂ (ПР = 1,1•10^-9) плохо растворим в холодной воде, но заметно растворим в горячей. Иодиды переходных металлов в наинизших степенях окисления могут не растворяться из-за своего полимерного строения и наличия связей металл-металл.

Поскольку иодоводородная кислота является сильной кислотой, то водные растворы иодидов гидролизу по аниону не подвергаются. В то же время иодиды неметаллов способны разлагаться водой:

PI3+3h3O → h3(PHO3)+3HI{\displaystyle {\mathsf {PI_{3}+3H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ H_{2}(PHO_{3})+3HI}}}

Иодиды переходных металлов способны реагировать в водных растворах с иодидами щелочных металлов, образуя комплексные соединения, например:

PbI2+2KI→K2[PbI4]{\displaystyle {\mathsf {PbI_{2}+2KI\rightarrow K_{2}[PbI_{4}]}}}

Иодид-ион в воде способен образовывать комплексы с молекулярным иодом, вследствие чего растворимость иода в растворах иодидов щелочных металлов выше, чем в воде:

I2+2KI→K[I3]{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+2KI\rightarrow K[I_{3}]}}}

Многие иодиды растворимы в полярных растворителях (спиртах, кетонах, эфирах).

Иодиды, как и иодид-ион I^-, проявляют восстановительные свойства:

2KI+h3O2→2KOH+I2{\displaystyle {\mathsf {2KI+H_{2}O_{2}\rightarrow 2KOH+I_{2}}}}

Иодиды можно синтезировать прямым взаимодействием соответствующих элементов, например:

2P+3I2→2PI3{\displaystyle {\mathsf {2P+3I_{2}\rightarrow 2PI_{3}}}}

либо реакцией с иодоводородной кислотой:

Zn+2HI→ZnI2+h3{\displaystyle {\mathsf {Zn+2HI\rightarrow ZnI_{2}+H_{2}}}}

Иодиды калия, натрия применяют в медицине, в органическом синтезе, в аналитической химии. Иодиды калия или натрия содержатся в йодированной кухонной соли в качестве источников йода для организма человека.

Н. С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — 743 с. — 15 000 экз. — ISBN 5-06-003363-5.
Ю. Ю. Лурье. Справочник по аналитической химии. — М.: Химия, 1989. — 448 с. — ISBN 5-7245-0000-0.

ru.wikipedia.org

Иодат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Иодат калия
(`{{{картинка3D}}}`)
(`{{{изображение}}}`)
Систематическое наименование	Иодат калия
Традиционные названия	Иодноватокислый калий
Хим. формула	KIO₃
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	214,00 г/моль
Плотность	3,93 г/см³

Температура
• плавления	с разл. 560 °C
• разложения	560 °C^[1]

Растворимость
• в воде	4,6⁰; 8,1²⁰; 24,5⁸⁰; 32,3¹⁰⁰ г/100 мл
Рег. номер CAS	7758-05-6
PubChem	24448
Рег. номер EINECS	231-831-9
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E917
ChemSpider	22856
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Иодат калия — неорганическое соединение, соль щелочного металла калия и иодноватой кислоты с формулой KIO₃, бесцветные кристаллы, растворимые в воде.

3I2+6KOH →80oC KIO3+5KI+3h3O{\displaystyle {\mathsf {3I_{2}+6KOH\ {\xrightarrow {80^{o}C}}\ KIO_{3}+5KI+3H_{2}O}}}

3I2+3K2CO3 →80oC KIO3+5KI+3CO2↑{\displaystyle {\mathsf {3I_{2}+3K_{2}CO_{3}\ {\xrightarrow {80^{o}C}}\ KIO_{3}+5KI+3CO_{2}\uparrow }}}

KI+3Cl2+3h3O → KIO3+KCl+6HCl{\displaystyle {\mathsf {KI+3Cl_{2}+3H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ KIO_{3}+KCl+6HCl}}}

KI+3Cl2+6KOH → KIO3+6KCl+3h3O{\displaystyle {\mathsf {KI+3Cl_{2}+6KOH\ {\xrightarrow {}}\ KIO_{3}+6KCl+3H_{2}O}}}

I2+2KClO3 → 2KIO3+Cl2{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+2KClO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2KIO_{3}+Cl_{2}}}}

I2O5+2KOH → 2KIO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {I_{2}O_{5}+2KOH\ {\xrightarrow {}}\ 2KIO_{3}+H_{2}O}}}

2KIO4 →290oC 2KIO3+O2{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{4}\ {\xrightarrow {290^{o}C}}\ 2KIO_{3}+O_{2}}}}

Иодат калия образует бесцветные кристаллы с выраженным полиморфизмом. В зависимости от условий выращивания образуются кристаллы похожей упаковки, но разной симметрии:

моноклинная сингония, пространственная группа P 2₁/m, параметры ячейки a = 0,894 нм, b = 0,894 нм, c = 0,894 нм, β = 90°, Z = 8.
кубическая сингония, пространственная группа P m3m, параметры ячейки a = 0,447 нм, Z = 1.

Хорошо растворяется в воде, растворы имеют нейтральную реакцию.

Не растворяется в этаноле.

Из кислых растворов кристаллизуются аддукты состава KIO₃•HIO₃ и KIO₃•2HIO₃.

Разлагается при нагревании с выделением кислорода:

2KIO3 →560−650oC 2KI+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{3}\ {\xrightarrow {560-650^{o}C}}\ 2KI+3O_{2}\uparrow }}}

Является сильным окислителем:

2KIO3+12HCl → I2+5Cl2↑+2KCl+6h3O{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{3}+12HCl\ {\xrightarrow {}}\ I_{2}+5Cl_{2}\uparrow +2KCl+6H_{2}O}}}

KIO3+h3O →e− KIO4+h3↑{\displaystyle {\mathsf {KIO_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {e^{-}}}\ KIO_{4}+H_{2}\uparrow }}}

Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

ru.wikipedia.org

364. Kalii iodidum - PharmSpravka

364. Kalii iodidum

Калия йодид

Kalium iodatum

KI М. в. 166,01

Описание. Бесцветные или белые кубические кристаллы или белый мелкокристаллический порошок без запаха, солено-горького вкуса. Во влажном воздухе сыреет.

Растворимость. Растворим в 0,75 ч. воды, в 12 ч. спирта и в 2,5 ч. глицерина.

Подлинность. Препарат дает характерные реакции на калий и йодиды (стр. 744).

Прозрачность и цветность раствора. 1 г препарата растворяют в 10 мл свежепрокипяченной и охлажденной воды. Раствор должен быть прозрачным и бесцветным.

Щелочность. К полученному раствору прибавляют 0,2 мл 0,02 н. раствора соляной кислоты; раствор не должен окрашиваться в розовый цвет от прибавления 1 капли раствора фенолфталеина.

Сульфаты. 3 г препарата растворяют в 30 мл воды. 10 мл этого раствора должны выдерживать испытание на сульфаты (не более 0,01% в препарате).

Цианиды. К 5 мл того же раствора прибавляют 5 капель раствора сульфата записного железа, 2 капли раствора хлорида окисного железа, 1 мл раствора едкого натра и слегка нагревают. После подкисления соляной кислотой раствор не должен окрашиваться в синий цвет.

Барий. К 5 мл того же раствора, разведенным водой до 10 мл. прибавляют 1 мл разведенной соляной кислоты и 1 мл разведенной серной кислоты. Раствор должен оставаться прозрачным в течение 15 минут.

Тяжелые металлы. 5 мл того же раствора, разведенные водой до 10 мл, должны выдерживать испытание на тяжелые металлы (не более 0,001% в препарате).

Железо. Раствор 3 г препарата в 10 мл воды должен выдерживать испытание на железо (не более 0,001% в препарате).

Йодноватая кислота, тиосульфат, сульфит. 0,5 г препарата растворяют в 10 мл свежепрокипяченной и охлажденной воды, прибавляют несколько капель раствора крахмала и разведенной серной кислоты. В течение полминуты не должно появляться синее окрашивание, заметное при рассматривании жидкости по оси пробирки. Синее окрашивание должно появиться от прибавления не более 1 капли 0,1 н. раствора йода.

Нитраты. К 1 г препарата прибавляют 5 мл раствора едкого натра, 0,5 г цинковых и 0,5 г железных опилок и нагревают. Влажная красная лакмусовая бумага в парах жидкости не должна окрашиваться в синий цвет.

Потеря в весе при высушивании. Около 1 г (точная навеска) растертого в мелкий порошок препарата сушат при 110° в течение 4 часов. Потеря в весе не должна превышать 1%.

Мышьяк. 1 г препарата должен выдерживать испытание на мышьяк (не более 0,0001% в препарате).

Количественное определение. Около 0,3 г препарата (точная навеска), предварительно высушенного при 110° в течение 4 часов, растворяют в 30 мл воды, прибавляют 1,5 мл разведенной уксусной кислоты, 5 капель 0,1% раствора эозината натрия и титруют 0,1 н. раствором нитрата серебра до перехода окраски осадка от желтой до розовой.

1 мл 0,1 н. раствора нитрата серебра соответствует 0,01660 г KI, которого в высушенном препарате должно быть не менее 99,5%.

Хранение. В хорошо укупоренных банках оранжевого стекла.

29.06.2015

www.pharmspravka.ru

Нитрид трииода — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 декабря 2019; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 декабря 2019; проверки требуют 4 правки.

Нитри́д триио́да (иногда йодистый азот, ошиб. азид йода) — чрезвычайно взрывчатое неорганическое соединение с формулой NI₃. Обычно известен в виде чёрно-коричневых кристаллов — аддукта с аммиаком NI₃·nNH₃ (аммиаката), но был получен и в индивидуальном виде реакцией BN с IF при низких температурах.

Представляет собой чёрные кристаллы, очень чувствительные к механическим воздействиям. В сухом виде взрывается от прикосновения, образуя розовато-фиолетовое облако паров йода. Это единственное вещество, которое взрывается под воздействием альфа-частиц и других продуктов ядерного распада^[1].

Аддукт нитрида иода разлагается при взаимодействии с диэтилцинком:

Nh4⋅NI3+3Zn(C2H5)2⟶Nh4+N(C2H5)3+3ZnC2H5I{\displaystyle {\ce {Nh4.NI3 + 3Zn(C2H5)2 -> Nh4 + N(C2H5)3 + 3ZnC2H5I}}}

Благодаря именно этой реакции установлено строение аддукта йодида азота с аммиаком http://pubs.rsc.org/en/content/articlepdf/1905/ct/ct9058700055^[2]

Во влажном виде при наличии избытка аммиака в растворе сравнительно устойчив. Единственное известное взрывчатое вещество, способное сдетонировать от альфа-излучения. Из-за крайней нестабильности применяется исключительно как эффектный химический фокус.

Нестабильность вещества вызвана большой длиной связи N−I{\displaystyle {\ce {N-I}}} и огромными размерами трёх атомов иода, приходящихся на один атом азота, и соответственно низкой энергией активации реакции разложения.

Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами-окислителями, щелочами.

Разложение чистого вещества протекает по следующей реакции:

2NI3{\displaystyle {\ce {2NI3}}} (тв.) ⟶N2↑+3I2↑{\displaystyle {\ce {-> N2 ^ + 3I2 ^}}} ΔH = −290 кДж/моль.

Аммиак, который присутствует в аддукте, является восстановителем для образующегося иода:

8NI3⋅Nh4⟶5N2+6Nh5I+9I2{\displaystyle {\ce {8NI3.Nh4 -> 5N2 + 6Nh5I + 9I2}}}

Нитрид трииода подвергается гидролизу с образованием оксида азота (III) и йодоводородной кислоты:

2NI3+3h3O⟶6HI+N2O3{\displaystyle {\ce {2NI3 + 3h3O -> 6HI + N2O3}}}

Получают взаимодействием водного раствора аммиака (нашатырный спирт) — обычно 25 % и спиртового раствора иода в соотношении 1:2. При смешивании выпадает чёрный или бурый осадок, представляющий собой продукт присоединения аммиака к нитриду трииода.

3I2+5(Nh4⋅h3O)⟶3Nh5I+Nh4⋅NI3↓+5h3O{\displaystyle {\ce {3I2 + 5(Nh4.h3O) -> 3Nh5I + Nh4.NI3 v + 5h3O}}}

Возможно использование кристаллического иода вместо раствора, в этом случае кристаллы иода поливают раствором аммиака. При реакции с безводным аммиаком в условиях низких температур образующийся продукт имеет состав NI3⋅(Nh4)5{\displaystyle {\ce {NI3.(Nh4)5}}}, при нагревании он начинает терять часть аммиака.

Осадок может быть очищен от примеси аммиака промыванием спиртом, но при этом его детонационная чувствительность сильно возрастает.

Иодид азота (III) - потенциально опасное вещество. Является ирритантом (в очень больших количествах), взрывоопасен.

ru.wikipedia.org

Периодат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требуют 2 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требуют 2 правки.

Периодат калия
(`{{{изображение}}}`)
Систематическое наименование	Периодат калия; метапериодат калия
Традиционные названия	иоднокислый калий
Хим. формула	KIO₄
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	230,00 г/моль
Плотность	3,618 г/см³

Температура
• плавления	под давл. 582 °C

Растворимость
• в воде	0,17⁰; 0,42²⁰; 4,44⁸⁰; 7,87¹⁰⁰ г/100 мл
Рег. номер CAS	7790-21-8
PubChem	516896
Рег. номер EINECS	232-196-0
SMILES
InChI
ChemSpider	128877 и 37889419
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Периодат калия — неорганическое соединение, соль щелочного металла калия и иодной кислоты с формулой KIO₄, бесцветные кристаллы, плохо растворимые в воде.

2KBrO4+I2 → 2KIO4+Br2{\displaystyle {\mathsf {2KBrO_{4}+I_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2KIO_{4}+Br_{2}}}}

KBrO4+HI → KIO4+HBr{\displaystyle {\mathsf {KBrO_{4}+HI\ {\xrightarrow {}}\ KIO_{4}+HBr}}}

KIO3+h3O →+e−, h3SO4 KIO4+h3{\displaystyle {\mathsf {KIO_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {+e^{-},\!\ H_{2}SO_{4}}}\ KIO_{4}+H_{2}}}}

Реакция кислых солей, производных ортоиодной кислоты, с азотной кислотой при комнатной температуре:

K4h3I2O10+2HNO3 →20oC 2KIO4↓+2KNO3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{4}H_{2}I_{2}O_{10}+2HNO_{3}\ {\xrightarrow {20^{o}C}}\ 2KIO_{4}\downarrow +2KNO_{3}+2H_{2}O}}}

Периодат калия образует бесцветные кристаллы тетрагональной сингонии, пространственная группа I 4₁/a, параметры ячейки a = 0,575 нм, c = 1,263 нм, Z = 4.

Плохо растворим в воде.

Разлагается при нагревании:

2KIO4 →290oC 2KIO3+O2{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{4}\ {\xrightarrow {290^{o}C}}\ 2KIO_{3}+O_{2}}}}

KIO4+HNO3+2h3O →80oC H5IO6+KNO3{\displaystyle {\mathsf {KIO_{4}+HNO_{3}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {80^{o}C}}\ H_{5}IO_{6}+KNO_{3}}}}

2KIO4+2KOH → K4h3I2O10{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{4}+2KOH\ {\xrightarrow {}}\ K_{4}H_{2}I_{2}O_{10}}}}

Является сильным окислителем в кислой среде:

5KIO4+2MnSO4+3h3O → 2HMnO4+5KIO3+2h3SO4{\displaystyle {\mathsf {5KIO_{4}+2MnSO_{4}+3H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2HMnO_{4}+5KIO_{3}+2H_{2}SO_{4}}}}

ru.wikipedia.org

ФС.2.2.0008.15 Калия йодид | Фармакопея.рф

Содержимое (Table of Contents)

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФАРМАКОПЕЙНАЯ СТАТЬЯ

Калия йодид ФС.2.2.0008.15

Калия йодид Взамен ГФ Х, ст. 364;

Kalii iodidum взамен ФС 42-3805-99

Йодид калия

KI М. м. 166,00

Cодержит не менее 99,0 % калия йодида KI в пересчете на сухое вещество.

Описание

Бесцветные или белые кубические кристаллы или белый мелкокристаллический порошок. Гигроскопичен.

Растворимость

Очень легко растворим в воде, легко растворим в глицерине, растворим в спирте 96 %.

Подлинность

Субстанция дает характерные реакции на калий и йодиды (ОФС «Общие реакции на подлинность»).

Прозрачность раствора

Раствор 1 г субстанции в 10 мл воды, свободной от диоксида углерода, должен быть прозрачным (ОФС «Прозрачность и степень мутности жидкостей»).

Цветность раствора

Раствор, полученный в испытании «Прозрачность раствора», должен быть бесцветным (ОФС «Степень окраски жидкостей»).

Щелочность

К 12,5 мл раствора, полученного в испытании «Прозрачность раствора», прибавляют 0,1 мл 0,05 % раствора бромтимолового синего. Цвет раствора должен измениться от прибавления не более 0,5 мл 0,01 М раствора хлористоводородной кислоты.

Сульфаты

Не более 0,015 % (ОФС «Сульфаты», метод 2). 1 г субстанции растворяют в 15 мл воды.

Примечание. Если после прибавления хлористоводородной кислоты разведенной 8,3 % в анализируемом растворе появляется желтая окраска, для ее обесцвечивания прибавляют 0,05 – 0,10 мл 0,1 М раствора натрия тиосульфата; равный объем 0,1 М раствора натрия тиосульфата прибавляют в раствор сравнения.

Цианиды

0,5 г субстанции растворяют в 5 мл воды, прибавляют 0,25 мл раствора железа(II) сульфата в серной кислоте, 0,1 мл 3 % раствора железа(III) хлорида, 1 мл 10 % раствора натрия гидроксида и нагревают. После подкисления хлористоводородной кислотой разведённой 8,3 % раствор не должен окрашиваться в синий цвет.

Примечание. Приготовление раствора железа(II) сульфата в серной кислоте. 3,0 г железа(II) сульфата растворяют в смеси 3 мл свежепрокипячённой и охлажденной воды и 3 мл серной кислоты разведенной 9,8 %.

Барий

0,5 г субстанции растворяют в 10 мл воды, прибавляют 1 мл хлористоводородной кислоты разведенной 8,3 % и 1 мл серной кислоты разведенной 16 %; раствор должен оставаться прозрачным в течение 15 мин.

Тяжелые металлы

Не более 0,001 % (ОФС «Тяжёлые металлы»). 1 г субстанции растворяют в 10 мл воды.

Железо

Не более 0,002 % (ОФС «Железо», метод 2). 0,5 г субстанции растворяют в 10 мл воды.

Йодноватая кислота, тиосульфаты, сульфиты

0,5 г субстанции растворяют в 10 мл свежепрокипяченной и охлажденной воды, прибавляют по 0,1 мл раствора крахмала и серной кислоты разведенной 16 %. В течение 30 с не должно появляться синее окрашивание, заметное при рассмотрении жидкости по оси пробирки. Синее окрашивание должно появиться от прибавления не более 1 капли 0,1 М раствора йода.

Нитраты

К 1 г субстанции прибавляют 5 мл 10 % раствора натрия гидроксида, 0,5 г цинковых и 0,5 г железных опилок и нагревают. Выделяющиеся пары не должны вызывать синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумаги.

Мышьяк

Не более 0,0001 % (ОФС «Мышьяк»). Для определения используют 1,0 г субстанции.

Потеря в массе при высушивании

Не более 1,0% (ОФС «Потеря в массе при высушивании», способ 1). Для определения используют около 1,0 г (точная навеска) субстанции.

Микробиологическая чистота

В соответствии с требованиями ОФС «Микробиологическая чистота».

Количественное определение

Около 0,3 г (точная навеска) субстанции, предварительно высушенной при температуре от 100 до 105 °С в течение 4 ч, растворяют в 30 мл воды, прибавляют 1,5 мл уксусной кислоты разведенной 30 % и титруют 0,1 М раствором серебра нитрата до перехода окраски осадка от желтой к розовой (индикатор – 0,3 мл 0,1 % раствора эозина Н).

Параллельно проводят контрольный опыт.

1 мл 0,1 М раствора серебра нитрата соответствует 16,60 мг калия йодида KI.

Хранение

В хорошо укупоренной упаковке, в защищенном от света месте.

Скачать в PDF ФС.2.2.0008.15 Калия йодид

Поделиться ссылкой:

pharmacopoeia.ru

Калий — Википедия

Калий
← Аргон \| Кальций →

Серебристо-белый мягкий металл
Элементарный калий
Название, символ, номер	Калий / Kalium (K), 19
Атомная масса (молярная масса)	39,0983(1)^[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 4s¹
Радиус атома	235 пм
Ковалентный радиус	203 пм
Радиус иона	133 пм
Электроотрицательность	0,82 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	−2,92 В
Степени окисления	0; +1
Энергия ионизации (первый электрон)	418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.)	0,856 г/см³
Температура плавления	336,8 К; +63,65 °C
Температура кипения	1047 К; 773,85 °C
Уд. теплота плавления	2,33 кДж/моль
Уд. теплота испарения	76,9 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	29,6^[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	45,3 см³/моль
Структура решётки	кубическая объёмно-центрированная
Параметры решётки	5,332 Å
Температура Дебая	100 K
Теплопроводность	(300 K) 79,0 Вт/(м·К)
Номер CAS	7440-09-7

Ка́лий — элемент первой группы (по старой классификации — главной подгруппы первой группы), четвёртого периода системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом K (лат. Kalium). Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах.

Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь.

Во многих свойствах калий очень близок натрию, но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны.

Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия K₂CO₃, содержал сульфат калия K₂SO₄, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)^[3](в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года^[4]). Дэви назвал его «потасий» (лат. potasium^[3]^:32; это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках. При электролизе влажного едкого кали KOH на ртутном катоде он получил амальгаму калия, а после отгонки ртути - чистый металл. Дэви определил его плотность, изучил химические свойства, в том числе разложение воды и поглощение водорода.

В 1808 году французские химики Гей-Люссак и Л. Тенар выделили калий химическим путём - прокаливанием KOH с углём.

В 1809 году немецкий физик Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Ввиду высокой химической активности калий в свободном состоянии в природе не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав минералов сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl₂·6H₂O, каинита KCl·MgSO₄·6H₂O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K₂CO₃ (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Средняя концентрация в морской воде — 380 мг/л^[5].

Месторождения[править | править код]

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд^[6]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд^[7]).

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

K++e−→K{\displaystyle {\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}}

2Cl−→Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}}}}

При электролизе гидроксида калия на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH−→2h3O+O2{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

Na+KOH→N2380−450oCNaOH+K{\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием^[8]^[9].

Калий под слоем ТГФ

Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет^[10].

Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH

Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами[править | править код]

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

2K+h3⟶2KH{\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

2K+E⟶K2E{\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E}}}

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO₂ (с примесью K₂O₂):

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид калия зелёного цвета (200 °C):

3K+P⟶K3P{\displaystyle {\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}}

Взаимодействие со сложными веществами[править | править код]

Калий при комнатной температуре (+20 °C) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора аммиаката калия.

2K+2h3O⟶2KOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}

2K+2HCl⟶2KCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}

K+6Nh4⟶[K(Nh4)6]{\displaystyle {\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})_{6}]}}}^{[источник?]}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

8K+6h3SO4⟶4K2SO4+SO2↑+S↓+6h3O{\displaystyle {\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O}}}

21K+26HNO3⟶21KNO3+NO↑+N2O↑+N2↑+13h3O{\displaystyle {\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

2K+2KOH⟶2K2O+h3↑(450∘C){\displaystyle {\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)}}}

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (+65…+105 °C):

2K+2Nh4⟶2KNh3+h3{\displaystyle {\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2}}}}

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

2K+2C2H5OH⟶2C2H5OK+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow }}}

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае — этилат калия) широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом[править | править код]

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

2K+O2⟶K2O2{\displaystyle {\mathsf {2K+O_{2}\longrightarrow K_{2}O_{2}}}}

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

4K+O2⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {4K+O_{2}\longrightarrow 2K_{2}O}}}

KO2+3K⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}}

Оксиды калия обладают ярко выраженными осно́вными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

K2O2+2h3O⟶2KOH+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2}}}}

4KO2+2h3O⟶4KOH+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}

4KO2+2CO2⟶2K2CO3+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}

Советский изолирующий противогаз ИП-5

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO₂ выделяется один объём O₂), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO₂ выделяется три объёма O₂) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na₂O₂:K₂O₄ = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO₂ выделяется четыре объёма O₂).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO₃, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше +20 °C:

4KOH+4O3⟶4KO3+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при +50 °C:

6KO3+5S⟶K2SO4+2K2S2O7{\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}

Гидроксид[править | править код]

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при +20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав с составом 12 % натрия, 47 % калия, 41 % цезия обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений. Калий является одним из трёх базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором. В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом. При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез. Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

Важные соединения[править | править код]

Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.
Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
Карбонат калия (поташ) используется как удобрение, при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
Хлорид калия (сильвин, «калийная соль») используется как удобрение.
Нитрат калия (калийная селитра) — удобрение, компонент чёрного пороха.
Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель, используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи (дубление). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака, сероводорода и фосфина.

Кристаллы перманганата калия

Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в качестве катиона наряду с катионами натрия является базовым элементом так называемого калиево-натриевого насоса клеточной мембраны, который играет важную роль в проведении нервных импульсов.