Hypoiodite

Als Hypoiodite werden die Salze der Hypoiodigen Säure bezeichnet, welche das Hypoiodit-Anion IO⁻ enthalten. Iod liegt hierbei in der Oxidationsstufe +1 vor. Hypoiodite sind nur in wässriger Lösung bekannt und konnten bisher nicht als Reinstoffe in fester Form isoliert werden.[1]

Klassifizierung

Hypoiodite gehören zur Stoffgruppe der Salze von Halogensauerstoffsäuren und dabei zur Untergruppe der Salze von Iodsauerstoffsäuren (mit Anionen des Formeltyps IO_n⁻ mit n = 1, 2, 3, 4; bei Periodaten weitere Varianten) bzw. zur Untergruppe der Hypohalogenite (Salze von Hypohalogenigen Säuren mit Anionen des Formeltyps XO⁻ mit X = F, Cl, Br, I, At).

Darstellung

Hypoiodite können in wässriger Lösung – analog den Hypochloriten und Hypobromiten – durch Reaktion von elementarem Iod I₂ mit Alkalilaugen erzeugt werden, wobei es zu einer Disproportionierung des elementaren Iods I₂ (Iod in der Oxidationsstufe 0) zu Iodid I⁻ (Iod in der Oxidationsstufe −1) und Hypoiodit IO⁻ (Iod in der Oxidationsstufe +1) kommt:

\mathrm {{\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}+2\ OH^{-}\ \longrightarrow \ {\overset {-1}{I}}\!{}^{-}+{\overset {+1}{\ I}}\!O^{-}+H_{2}O}

Bei Verwendung von Natronlauge entsteht beispielsweise eine Lösung von Natriumiodid NaI und Natriumhypoiodit NaIO:

\mathrm {I_{2}+2\ NaOH\ \longrightarrow \ NaI+NaIO+H_{2}O}

Eigenschaften

Säure-Base-Verhalten

Da Hypoiodige Säure HIO nur eine sehr schwache Säure ist (pK_S-Wert von 10,64 bei 25 °C),[1] stellt das Hypoiodit-Anion IO⁻ als ihre korrespondierenden Base eine starke Base dar (pK_B-Wert = 3,36) und liegt daher in wässrigen Lösungen nur im stark alkalischen pH-Wert-Bereich unprotoniert vor.

Instabilität, Redoxverhalten

Hypoiodit in wässriger Lösung ist etwas beständiger als Hypoiodige Säure, aber ebenfalls nicht stabil und geht in kurzer Zeit unter Disproportionierung in Iodid und Iodat über (als Zwischenprodukt tritt auch Iodit IO₂⁻ auf, durch niedrige Temperaturen lässt sich der Zerfall verlangsamen):[1]

\mathrm {3\;{\overset {+1}{\ I}}\!O^{-}\ \longrightarrow \ 2\;{\overset {-1}{I}}\!{}^{-}+{\overset {+5}{\ I}}\!O_{3}^{-}}

Wie schon die Disproportionierungsneigung zeigt, kann das Hypoiodit-Anion IO⁻ sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel reagieren (Redoxamphoterie; Redoxpotentiale siehe bei Hypoiodige Säure).

Siehe auch

Salze anorganischer iodhaltiger Säuren
Oxidationsstufe des Iods	−1	+1	+3	+5	+7
Name	Iodide	Hypoiodite	Iodite	Iodate	Periodate
Formel des Anions	I⁻	IO⁻	IO₂⁻	IO₃⁻	IO₄⁻, IO₆⁵⁻ und weitere

Einzelnachweise

A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. De Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 463–465, 468, 474, 2008 (eingeschränkte Vorschau der 101. Auflage in der Google-Buchsuche).

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[HoWi-1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. De Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 463–465, 468, 474, 2008 (eingeschränkte Vorschau der 101. Auflage in der Google-Buchsuche).