Ammoniumiodat – Wikipedia

Strukturformel
Allgemeines
Name	Ammoniumiodat
Summenformel	NH4IO3
Kurzbeschreibung	farb- und geruchloser Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 13446-09-8 EG-Nummer 236-592-4 ECHA-InfoCard 100.033.252 PubChem 53393491 Wikidata Q4202633
Eigenschaften
Molare Masse	192,94 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[1]
Dichte	3,309 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	Zersetzung ab 150 °C[2]
Löslichkeit	20,6 g·l−1 bei 20 °C[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 272​‐​335​‐​319​‐​302​‐​315 P: 210​‐​261​‐​301+312​‐​302+352​‐​280​‐​305+351+338[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Ammoniumiodat ist das Ammonium­salz der Iodsäure. Es ist ein weißes, in Wasser schwer lösliches Salz, das – wie alle Iodate – oxidierend wirkt.^[3]

Ammoniumiodat kann durch die Neutralisation von Iodsäure mit Ammoniak hergestellt werden.^[2]

${\displaystyle \mathrm {NH_{3}+HIO_{3}\longrightarrow NH_{4}IO_{3}} }$

Es kann auch mit einem Ammoniumsalz aus einer Iodatlösung ausgefällt werden.

${\displaystyle \mathrm {2\ KIO_{3}+(NH_{4})_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ NH_{4}IO_{3}+K_{2}SO_{4}} }$

Ammoniumiodat löst sich schlecht in kaltem, und mäßig in warmem Wasser. Es enthält ein oxidierendes Anion und ein reduzierendes Kation, daher zersetzt es sich schon bei 150 °C zu Stickstoff, Sauerstoff, Iod und Wasser.

${\displaystyle \mathrm {2\ NH_{4}IO_{3}\longrightarrow N_{2}+O_{2}+I_{2}+4\ H_{2}O} }$

Ab 60 °C kann sich die Reaktion ohne äußere Hitzequelle aufrechterhalten. Mit 10 % Kaliumdichromat oder Kupfer(II)-chlorid als Katalysator kann Ammoniumiodat schon bei Raumtemperatur verbrennen, dabei kann man die Entwicklung von lilafarbenen Ioddampf beobachten.^[2]

Ammoniumiodat ist ein starkes Oxidationsmittel und kann mit brennbaren Stoffen heftig reagieren.^[1]

1. ↑ ^{a b c d e f g} Datenblatt Ammonium iodate, 99% bei Alfa Aesar, abgerufen am 11. März 2022 (Seite nicht mehr abrufbar).
2. ↑ ^{a b c} A. A. Shidlovskiy: COMBUSTION OF THE INORGANIC SALTS AMMONILM IODATE AND HYDROXYLAMINE SULFATE, Zhurnal Prikladnoy Khimii, Vol. 35, No. 3, 1962, S. 511–516.
3. ↑ Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 604.