№53 Йод

История открытия:

Йод был открыт в 1811 г. парижским фабрикантом селитры, по имени Куртуа в соде, приготовленной из золы прибрежных растений. В 1813 г. Гей-Люссак исследовал новое вещество и дал ему название по фиолетовой окраске паров — иод. Оно произведено от греческого слова — темно-синий, фиалковый. Затем, когда было установлено его сходство с хлором, Дэви предложил именовать элемент иодином (аналогичное хлорином); это название принято в Англии и США до сих пор.

Получение:

Главным источником получения иода в СССР служат подземные буровые воды, которые содержат до 10 — 50 мг/л иода. Соединения иода также имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают иод в своих тканях. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Иод встречается также в виде солей калия — иодата КIO₃ и периодата КIO₄, сопутствующих залежам нитрата натрия (селитры) в Чили и Боливии.
Йод может быть получен аналогично хлору окислением HI различными окислителями. В промышленности его обычно получают из иодидов, действуя на их растворы хлором. Таким образом, получение иода основано на окислении его ионов, причем в качестве окислителя применяется хлор.

Физические свойства:

Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей. Мало растворим в воде, хорошо во многих органических растворителях.

Химические свойства:

Свободный йод проявляет чрезвычайно высокую химическую активность. Он вступает во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения йода с металлами.
С водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начинает идти обратная реакция — разложение иодоводорода:
H₂ + I₂ = 2HI — 53,1 кДж
Растворяется в растворах иодидов, образуя неустойчивые комплексы. Со щелочами диспропорционирует, образуя иодиды и гипоиодиты. Азотной кислотой окисляется до иодной кислоты.
Если к желтоватому водному раствора йода добавить сероводородной воды (водный раствор H₂S), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:
H₂S + I₂ = S + 2HI

В соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Йодоводород, газ, очень похож по своим свойствам на хлороводород, но отличается более выраженными восстановительными свойствами. Очень хорошо растворим в воде (425:1), концентрированный раствор йодоводорода дымит вследствие выделения HI, образующего с водяными парами туман.
В водном растворе принадлежит к числу наиболее сильных кислот.
Иодоводород уже при комнатной температуре постепенно окисляется кислородом воздуха, причем под действием света реакция сильно ускоряется:
4HI + O₂ = 2I₂ + 2H₂O
Восстановительные свойства иодоводорода заметно проявляются при взаимодействии с концентрированной серной кислотой, которая при этом восстанавливается до свободной серы или даже до H₂S. Поэтому HI невозможно получить действием серной кислоты на иодиды. Обычно иодоводород получают действием воды на соединения иода с фосфором — РI₃. Последний подвергается при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и йодоводород:
РI₃ + ЗН₂О = Н₃РО₃ + 3HI
Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации) можно также получить, пропуская H₂S в водную суспензию иода.
Иодиды , соли иодоводородной кислоты. Иодид калия применяют в медицине — в частности, при заболеваниях эндокринной системы, фотореактивы.
Иодноватистая кислота — HOI является амфотерным соединением, у которого основные свойства несколько преобладают над кислотными. Может быть получена в растворе взаимодействием йода с водой
I₂ + Н₂О = НI + НОI
Иодноватая кислота — НIO₃ может быть получена окислением йодной воды хлором:
I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl
Бесцветные кристаллы, вполне устойчивые при комнатной температуре. Сильная кислота, энергичный окислитель. Соли — иодаты, сильные окислители в кислой среде.
Оксид йода(V) , иодноватый ангидрид, может быть получен при осторожном нагревании НIO₃ до 200°С, порошок. При нагревании выше 300°С распадается на иод и кислород, проявляет окислительные свойства, в частности используется для поглощения CO в анализе:
5СО + I₂O₅ = I₂ + 5CO₂
Иодная кислота — HIO₄ и ее соли (периодаты) хорошо изучены. Сама кислота может быть получена действием НСlO₄ на иод: 2НСIО₄ + I₂=2НIO₄ + Сl₂
или электролизом раствора НIO₃: НIO₃+Н₂О = Н₂ (катод) + НIO₄ (анод)
Из раствора иодная кислота выделяется в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав НIO₄ ·2Н₂О. Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту H₅IO₆ (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например, Ag₅IO₆). Иодная кислота — слабая, но более сильный окислитель, чем НСlO₄.
Оксид иода (VII) I₂О₇ не получен.
Фториды йода, IF₅, IF₇ — жидкости, гидролизуются водой, фторирующие агенты.
Хлориды йода, ICl, ICl₃ — крист. вещества, в растворах хлоридов растворяются с образованием комплексов [ICl₂] — и [ICl₄] — , иодирующие агенты.

Применение:

Иод широко применяются в химической промышленности (иодидное рафинирование Zr и Ti), для синтеза полуповодниковых материалов.
Иод и его соединения используются в аналитической химии (иодометрия) В медицине в виде так называемой йодной тинктуры (10% раствор иода в этиловом спирте), антисептического и кровоостанавливающего средства. Соединения иода для профилактики (иодирование продуктов) и лечения заболеваний щитовидной железы, там же используются радиоактивные изотопы 125 I, 131 I, 132 I .
Мировое производство (без СССР) — около 10 тыс. т/год (1976).
ПДК около 1 мг/м 3 .

Источник

Способы получения йода реакции

Название, символ, номер Йод / Iodum (I), 53 Атомная масса
(молярная масса) 126,90447(3) а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 Радиус атома 136 пм Ковалентный радиус 133 пм Радиус иона (+7e) 50 (-1e) 220 пм Электроотрицательность 2,66 (шкала Полинга) Электродный потенциал +0,535 В Степени окисления +7, +5, +3, +1, 0, −1 Энергия ионизации
(первый электрон) 1008,3 (10,45) кДж/моль (эВ) Плотность (при н. у.) 4,93 г/см³ Температура плавления 113,5 °C Температура кипения 184,35 °C Уд. теплота плавления 15,52 (I—I) кДж/моль Уд. теплота испарения 41,95 (I—I) кДж/моль Молярная теплоёмкость 54,44 Дж/(K·моль) Молярный объём 25,7 см³/моль Структура решётки орторомбическая Параметры решётки a=7,18 b=4,71 c=9,81 Отношение c/a — Теплопроводность (300 K) (0,45) Вт/(м·К) ГОСТ ГОСТ 4159-79 ГОСТ 545-76 Номер CAS 7553-56-2

Содержание

• 1 Название и обозначение
• 2 История
• 3 Нахождение в природе
• 4 Физические свойства
  • 4.1 Изотопы
• 5 Химические свойства
• 6 Применение
  • 6.1 В медицине
  • 6.2 В криминалистике
  • 6.3 В технике: рафинирование металлов
    • 6.3.1 Источники света
    • 6.3.2 Производство аккумуляторов
    • 6.3.3 Лазерный термоядерный синтез
    • 6.3.4 Радиоэлектронная промышленность
  • 6.4 Динамика потребления йода
• 7 Биологическая роль
  • 7.1 Й од и щитовидная железа
  • 7.2 Токсичность

Название и обозначение

Название элемента предложено Гей-Люссаком и происходит от др.-греч. ἰο-ειδής (букв. «фиалкоподобный»), что связано с цветом пара, который наблюдал французский химик Бернар Куртуа, нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой. В медицине и биологии данный элемент и простое вещество обычно называют йодом, например, «раствор йода», в соответствии со старым вариантом названия, существовавшим в химической номенклатуре до середины XX века.

В современной химической номенклатуре используется наименование йод. Такое же положение существует в некоторых других языках, например, в немецком: общеупотребительное Jod и терминологически корректное Iod. Одновременно с изменением названия элемента в 1950-х годах Международным союзом общей и прикладной химии символ элемента J был заменен на I.

История

Йод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент.

Нахождение в природе

Йод — редкий элемент. Его кларк — всего 400 мг/т . Однако он чрезвычайно сильно рассеян в природе и, будучи далеко не самым распространенным элементом, присутствует практически везде. Йод находится в виде йодидов в морской воде ( 20—30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях ( 2,5 г на тонну высушенной морской капусты, ламинарии). Известен в природе также в свободной форме, в качестве минерала, но такие находки единичны, — в термальных источниках Везувия и на острове Вулькано (Италия). Запасы природных йодидов оцениваются в 15 млн тонн , 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча йода, например, чилийская Atacama Minerals производит свыше 720 тонн йода в год. Наиболее известный из минералов йода — лаутарит Ca(IO₃)₂. Некоторые другие минералы йода — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.

Сырьём для промышленного получения йода в России служат нефтяные буровые воды, тогда как в зарубежных странах, не обладающих нефтяными месторождениями, используются морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, щёлок калийных и селитряных производств, что намного удорожает производство йода из такого сырья.

Физические свойства

Природный йод состоит только из одного изотопа — йода-127 (см. Изотопы йода). Конфигурация внешнего электронного слоя — 5s 2 p 5 . В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома йода 0,136 нм , ионные радиусы I − , I 5+ и I 7+ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109 ; 0,056-0,067 нм . Энергии последовательной ионизации нейтрального атома йода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ . Сродство к электрону −3,08 эВ . По шкале Полинга электроотрицательность йода — 2,66, йод принадлежит к числу неметаллов.

Йод при обычных условиях — твёрдое вещество, чёрно-серые или тёмно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском и специфическим запахом.

Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же, как и растворы в неполярных органических растворителях, например, в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном этиловом спирте. Слабо растворяется в воде ( 0,28 г/л ), лучше растворяется в водных растворах йодидов щелочных металлов с образованием трийодидов (например трийодида калия KI₃).

При нагревании при атмосферном давлении йод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки йода от нелетучих примесей.

Жидкий йод можно получить, нагревая его под давлением.

Изотопы

Известны 37 изотопов йода с массовыми числами от 108 до 144. Из них только 127 I является стабильным, период полураспада остальных изотопов йода составляет от 103 мкс до 1,57⋅10 7 лет; отдельные изотопы используются в терапевтических и диагностических целях.

Радиоактивный нуклид 131 I распадается с испусканием β-частиц (наиболее вероятные максимальные энергии — 0,248, 0,334 и 0,606 МэВ ), а также с излучением γ-квантов с энергиями от 0,08 до 0,723 МэВ .

Химические свойства

Йод относится к группе галогенов.

Электронная формула (Электронная конфигурация) йода: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 .

Образует ряд кислот: йодоводородную (HI), йодноватистую (HIO), йодистую (HIO₂), йодноватую (HIO₃), йодную (HIO₄).

Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.

• Довольно известной качественной реакцией на йод является его взаимодействие с крахмалом, при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения. Эту реакцию открыли в 1814 году Жан-Жак Колен (Jean-Jacques Colin) и Анри-Франсуа Готье де Клобри (Henri-François Gaultier de Claubry).
• С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:

Hg + I₂ → HgI₂

• С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодоводород:

H₂ + I₂ → 2HI

• Йод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H₂S, Na₂S₂O₃ и другие восстановители восстанавливают его до иона I − :

I₂ + H₂S → S + 2HI I₂ + 2Na₂S₂O₃ → 2NaI + Na₂S₄O₆

Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения йода.

• При растворении в воде йод частично реагирует с ней (По «Началам Химии» Кузьменко: реакция не идёт даже при нагревании, текст нуждается в проверке)

I₂ + H₂O → HI + HIO , pK_c =15,99

• Реакция образования нитрида трийода:

3I₂ + 5NH₃ → 3NH₄I + NH₃ ⋅ NI₃↓

Нитрид трийода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолетовых паров йода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.

• Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полийодидов (перйодидов) — трийодид калия, дихлоройодат I калия:

KI + I₂ → KI₃

Применение

В медицине

5-процентный спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения (рваной, резаной или иной раны), но не для приёма внутрь при дефиците йода в организме. Продукты присоединения йода к крахмалу, другим ВМС (т. н. «Синий йод» — Йодинол, Йокс, Бетадин и др.) являются более мягкими антисептиками.

При большом количестве внутримышечных инъекций, на их месте пациенту делается йодная сетка, — йодом рисуется сетка на площади, в которую делаются инъекции (напр., на ягодицах). Это нужно для того, чтобы быстро рассасывались «шишки», образовавшиеся в местах внутримышечных инъекций.

Широко рекламируется в альтернативной (неофициальной) медицине, однако его использование без назначения врача в целом мало обосновано и нередко сопровождается различными рекламными заявлениями.

В качестве антисептика применяется всё реже и реже, наряду со спиртовым раствором йода используется зелёнка, фукорцин, пиоктанин, растворы перекиси водорода и др.

В рентгенологических и томографических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.

Йод-131, как и некоторые радиоактивные изотопы йода ( 125 I, 132 I) применяются в медицине для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы. Изотоп широко применяется при лечении диффузно-токсического зоба (болезни Грейвса), некоторых опухолей. Согласно нормам радиационной безопасности НРБ-99/2009, принятым в России, выписка из клиники пациента, лечившегося с использованием йода-131, разрешается при снижении общей активности этого нуклида в теле пациента до уровня 0,4 ГБк .

В криминалистике

В криминалистике пары йода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например, на купюрах.

В технике: рафинирование металлов

Источники света

Йод используется в источниках света:

• галогеновых лампах — в качестве компонента газового наполнителя колбы для осаждения испарившегося вольфрама нити накаливания обратно на неё.
• металлогалогеновых дуговых лампах — в качестве газовой среды разряда используются галогениды ряда металлов, использование различных смесей которых позволяет получать лампы с большим разнообразием спектральных характеристик.

Производство аккумуляторов

Йод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-ионных аккумуляторах для автомобилей.

Лазерный термоядерный синтез

Некоторые йодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах йода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза).

Радиоэлектронная промышленность ]

В последние годы резко повысился спрос на йод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.

Динамика потребления йода

Мировое потребление йода в 2005 году составило 25,8 тыс. тонн

Биологическая роль

Йод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, ламинария, фукус и другие) накапливают до 1 % йода. Богаты йодом водные растения семейства рясковых. Йод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.

Йод и щитовидная железа

У животных и человека йод входит в состав так называемых тиреоидных гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трийодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма.

В организме человека (масса тела 70 кг ) содержится 12—20 мг йода. Суточная потребность человека в йоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза йода составляет 0,15 мг .

Отсутствие или недостаток йода в рационе (что типично для некоторых местностей) приводит к заболеваниям (эндемический зоб, кретинизм, гипотиреоз). В связи с этим к поваренной соли, поступающей в продажу в местностях с естественным геохимическим дефицитом йода, с профилактической целью добавляют йодид калия, йодид натрия или йодат калия (йодированная соль).

Недостаток йода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке йода отмечается усталость, головная боль, подавленное настроение, природная лень, нервозность и раздражительность; слабеет память и интеллект. Со временем появляется аритмия, повышается артериальное давление, падает уровень гемоглобина в крови.

Избыток йода в пище обычно легко переносится организмом, однако в отдельных случаях в людях с повышенной чувствительностью этот избыток может также привести к расстройствам щитовидной железы.

Токсичность

Йод токсичен. Смертельная доза (LD50) — 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров йода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких. При попадании на слизистую оболочку глаз появляется слезотечение, боль в глазах и покраснение. При попадании внутрь появляется общая слабость, головная боль, повышение температуры, рвота, понос, бурый налёт на языке, боли в сердце и учащение пульса. Через день появляется кровь в моче. Через 2 дня появляются почечная недостаточность и миокардит. Без лечения наступает летальный исход.

ПДК йода в воде 0,125 мг/дм³, в воздухе 1 мг/м³.

Радиоактивный йод-131 (радиойод), являющийся бета- и гамма-излучателем, особенно опасен для организма человека, так как радиоактивные изотопы биохимически не отличаются от стабильных. Поэтому почти весь радиоактивный йод, как и обычный, концентрируется в щитовидной железе, что приводит к её облучению и дисфункции. Основным источником загрязнения атмосферы радиоактивным йодом являются атомные станции и фармакологическое производство. В то же время это свойство радиойода позволяет использовать его для борьбы с опухолями щитовидной железы и диагностики её заболеваний (см. выше).

Источник