Hypoiodige Säure

Strukturformel
Allgemeines
Name	Hypoiodige Säure
Andere Namen	Unteriodige Säure (veraltet); Iod(I)-säure;
Summenformel	HIO
Kurzbeschreibung	nur in wässriger Lösung bekannt, nicht rein darstellbar[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
PubChem	123340
ChemSpider	109942
Wikidata	Q414664
Eigenschaften
Molare Masse	143,91 g·mol−1
pKS-Wert	10,64 (25 °C)[1]
Löslichkeit	löslich in Wasser[1]
Sicherheitshinweise
	GHS-Gefahrstoffkennzeichnung; keine Einstufung verfügbar[2]
	GHS-Gefahrstoffkennzeichnung; keine Einstufung verfügbar[2]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Als Hypoiodige Säure bezeichnet man die Sauerstoffsäure des Iods in der Oxidationsstufe +1. Sie hat die Summenformel HIO, ihre Salze werden Hypoiodite genannt. Hypoiodige Säure ist nur in wässriger Lösung kurzzeitig existent und kann nicht als Reinstoff isoliert werden.

Klassifizierung

Hypoiodige Säure gehört zur Stoffgruppe der Halogensauerstoffsäuren und dabei zur Untergruppe der Iodsauerstoffsäuren (Summenformeltypus HIO_n mit n = 1, 2, 3, 4 sowie H₅IO₆) bzw. zur Untergruppe der Hypohalogenigen Säuren (Summenformeltypus HXO mit X = F, Cl, Br, I, At).[1]

Darstellung

Die Darstellung einer wässrigen Lösung der Hypoiodigen Säure kann analog der Hypochlorigen Säure HClO und der Hypobromigen Säure HBrO durch Ausnutzung der Disproportionierung elementaren Iods I₂ (Iod in der Oxidationsstufe 0) in Wasser zu Iodwasserstoffsäure HI (Iod in der Oxidationsstufe −1) und Hypoiodiger Säure HIO (Iod in der Oxidationsstufe +1) erfolgen:

\mathrm {{\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H\!{\overset {-1}{I}}+{\overset {+1}{HIO}}}

Um das weitgehend auf der linken Seite liegende Reaktionsgleichgewicht (Gleichgewichtskonstante 2,0·10⁻¹³ bei pH = 7 und 25 °C)[1] nach rechts zu verschieben, wird die Reaktion in Gegenwart einer Aufschlämmung von Quecksilber(II)-oxid HgO durchgeführt, wodurch die entstehende Iodwasserstoffsäure HI infolge Bildung von schwer löslichem basischem Quecksilber(II)-iodid (nachfolgend vereinfacht formuliert als HgI₂·2 HgO) abgefangen wird:[1]

\mathrm {2\ I_{2}+3\ HgO+H_{2}O\ \longrightarrow \ HgI_{2}\cdot 2\ HgO+2\ HIO}

Um die Zersetzung der Hypoiodigen Säure zu verlangsamen, muss bei tiefen Temperaturen gearbeitet werden.

Eigenschaften

Säure-Base-Verhalten

Hypoiodige Säure HIO ist nur eine sehr schwache Säure, ihre Säurestärke (pK_S-Wert von 10,64 bei 25 °C) ist ca. drei Größenordnungen kleiner als bei der Hypochlorigen Säure HClO und der Hypobromigen Säure HBrO.[1] Sie liegt daher vom sauren bis in den schwach alkalischen pH-Wert-Bereich hinein praktisch ausschließlich in Form undissoziierter HIO-Moleküle vor, erst bei zunehmend alkalischen pH-Werten befinden sich steigende Anteile ihrer korrespondierenden Base, des Hypoiodit-Anions IO⁻, im Gleichgewicht.

Instabilität, Redoxverhalten

Hypoiodige Säure HIO ist eine sehr unbeständige chemische Verbindung und zersetzt sich rasch in einer mehrstufigen Reaktion zu Iod I₂ und Iodsäure HIO₃ (als Zwischenprodukt tritt auch Iodige Säure HIO₂ auf):[1]

1) Disproportionierung von Hypoiodiger Säure zu Iodwasserstoffsäure und Iodsäure

\mathrm {3\ {\overset {+1}{HIO}}\ \longrightarrow \ 2\ H\!{\overset {-1}{I}}+{\overset {+5}{HIO}}{}_{3}}

2) Komproportionierung von Iodwasserstoffsäure und Iodsäure zu Iod

\mathrm {5\ H\!{\overset {-1}{I}}+{\overset {+5}{HIO}}{}_{3}\ \longrightarrow \ 3\ {\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}+3\ H_{2}O}

3) Gesamtreaktion: Disproportionierung von Hypoiodiger Säure zu Iod und Iodsäure

\mathrm {5\ {\overset {+1}{HIO}}\ \longrightarrow \ 2\ {\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}+{\overset {+5}{HIO}}{}_{3}+2\ H_{2}O}

Wie schon die Disproportionierungsneigung zeigt, kann Hypoiodige Säure HIO bzw. das Hypoiodit-Anion IO⁻ sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel reagieren (Redoxamphoterie). Die Oxidationswirkung ist im Sauren ausgeprägter als im Alkalischen, was sich in einem höheren Redoxpotential äußert:[1]

pH = 0		pH = 14
Redox-Paar	Normalpotential	Redox-Paar	Normalpotential
$\mathrm {{\overset {-1}{I}}\!{}^{-}\ \|\ {\overset {+1}{HIO}}}$	+0,99 V	$\mathrm {{\overset {-1}{I}}\!{}^{-}\ \|{\overset {+1}{\ I}}\!O^{-}}$	+0,48 V
$\mathrm {{\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}\ \|\ {\overset {+1}{HIO}}}$	+1,44 V	$\mathrm {{\overset {\pm 0}{I}}\!{}_{2}\ \|{\overset {+1}{\ I}}\!O^{-}}$	+0,42 V
$\mathrm {{\overset {+1}{HIO}}\ \|\ {\overset {+5}{HIO}}{}_{3}}$	+1,13 V	$\mathrm {{\overset {+1}{\ I}}\!O^{-}\,\|{\overset {+5}{\ I}}\!O_{3}^{-}}$	+0,15 V

Verwendung

Wahrscheinlich ist Hypoiodige Säure die aktive Spezies der in der Medizin zur Desinfektion verwendeten Iodlösung Iodwasser.

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).
Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.

Weblinks

Universität Kiel: Iod (PDF-Datei; 165 kB)

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[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).

[NV-2] Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.