Иод

У этого термина существуют и другие значения, см. Йод (значения).

53 Теллур ← Иод → Ксенон 53I
Внешний вид простого вещества
Блестящий тёмно-серый неметалл. В газовом состоянии — фиолетовый.
Свойства атома
Имя, символ, номер	Ио́д / Iodum (I), 53
Атомная масса (молярная масса)	126,90447 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Kr] 4d10 5s2 5p5
Радиус атома	136 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	133 пм
Радиус иона	(+7e) 50 (-1e) 220 пм
Электроотрицательность	2,66 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 5, 3, 1, 0, −1
Энергия ионизации (первый электрон)	1 008,3 (10,45) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	4,93 г/см³
Температура плавления	113,5 °C
Температура кипения	184,35 °C
Теплота плавления	15,52 (I—I) кДж/моль
Теплота испарения	41,95 (I—I) кДж/моль
Молярная теплоёмкость	54,44[1] Дж/(K·моль)
Молярный объём	25,7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=7,18 b=4,71 c=9,81[2] Å
Отношение c/a	-
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) (0,45) Вт/(м·К)

53	Иод
I 126,905
4d105s25p5

Ио́д^[3] (тривиальное (общеупотребительное) название — йод^[4]; от др.-греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), пятого периода, с атомным номером 53. Обозначается символом I (лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.

Простое вещество иод (CAS-номер: 7553-56-2) при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Молекула вещества двухатомна (формула I₂).

Название и обозначение

Название элемента предложено Гей-Люссаком и происходит от др.-греч. ἰώδης, ιώο-ειδης (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 иод. 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

Иод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент^[5].

Нахождение в природе

Иод

Иод — элемент редкий. Его кларк всего 400 мг/т. Но у иода есть одна особенность — крайняя рассеянность в природе. Будучи далеко не самым распространенным элементом, иод присутствует практически везде. Находится в виде иодидов в морской воде (20 — 30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (5 кг 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 о. Вулькано (Италия). Запасы природных иодидов оцениваются в 15 млн тонн, 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча иода, например, чилийская Atacama Minerals производит свыше 720 тонн иода в год. Наиболее известный из минералов иода — лаутарит Ca(IO₃)₂. Некоторые другие минералы иода — иодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.

Сырьём для промышленного получения иода 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 иода из такого сырья^[6].

Физические свойства

Пары иода.

Природный иод состоит только из одного изотопа — иода-127. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s²p⁵. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома иода 0,136 нм, ионные радиусы I⁻, I⁵⁺ и I⁷⁺ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома иода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону −3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода 2,66, иод принадлежит к числу неметаллов.

Иод при обычных условиях — твердое чёрно-серое вещество с 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 спирте. Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании при атмосферном давлении он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Химические свойства

Этот раздел не завершён. Вы поможете проекту, исправив и дополнив его.

Иод относится к группе галогенов.

Электронная формула (Электронная конфигурация) иода: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁵.

Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), хлор и бром.

• С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:

$\mathsf{Hg + I_2 \rightarrow HgI_2}$

• С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:

$\mathsf{H_2 + I_2 \rightarrow 2HI}$

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

$\mathsf{I_2 + H_2S \rightarrow S + 2HI}$

• При растворении в воде иод частично реагирует с ней:

$\mathsf{I_2 + H_2O \rightarrow HI + HIO}$ pK_c=15.99

Изотопы

Известны 37 изотопов иода с массовыми числами от 108 до 144. Из них только период полураспада остальных изотопов иода составляет от 103 мкс до 1,57·10⁷ лет^[7]; отдельные изотопы используются в терапевтических и диагностических целях.

Радиоактивный нуклид ¹³¹I 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^[8].

Характеристики изотопов иода

Характеристики изотопов иода^[9]

Массовое число	Содержание в природной смеси, %	Характер излучения	Период полураспада
118	—		~10 мин
119	—	β+	18 мин
120	—	Э.з.	1,1 час
121	—	β+; γ	1,5 час
122	—	β+	3,5 мин
123	—	Э.з.; γ	13 час
124	—	Э.з.; β+; γ	4,5 дня
125	—	Э.з.; γ	60 дней
126	—	Э.з.; β+; β-; γ	13 дней
127	100
128	—	Э.з.; β-; γ	25 мин
129	—	β-; γ	1,72·107 лет
130	—	β-; γ	12,5 час
131	—	β-; γ	8,05 дня
132	—	β-; γ	2,26 час
133	—	β-; γ	20,8 час
134	—	β-; γ	53 мин
135	—	β-; γ	6,7 час
136	—	β-; γ	1,5 мин
137	—	β-; n	19,3 сек
138	—	β-	5,9 сек
139	—	β-	2,7 сек

Применение

В медицине

5 % спиртовой раствор йода

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

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

В качестве антисептика применяется всё реже и реже, наряду со спиртовым раствором иода используется Зелёнка, Фукорцин, Пиоктанин, растворы перекиси водорода и др.

В рентгенологических и томографических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.

В криминалистике

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

В технике

Источники света

• галогеновая лампа
• металлогалогеновая лампа

Производство аккумуляторов

Иод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-иодных аккумуляторах для электромобилей.

Лазерный термоядерный синтез

Некоторые иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах иода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза и промышленность).

Радиоэлектронная промышленность

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

Динамика потребления иода

Мировое потребление иода в 2005 составило 25,5 тыс. тонн.

Биологическая роль

Этот раздел не завершён. Вы поможете проекту, исправив и дополнив его.

Иод 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, или ламинария, фукус и другие) накапливают до 1 % иода. Иод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.

Иод и щитовидная железа

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

В организме человека (масса тела 70 кг) содержится 12-20 мг иода. Суточная потребность человека в иоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза иода составляет 0,15 мг.^[10]

Отсутствие или недостаток иода 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 иода, с профилактической целью добавляют иодид калия, иодид натрия или иодат калия (иодированная соль).

Недостаток иода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке иода 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.

Токсичность

Иод очень ядовит. Смертельная доза 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров иода 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^[11].

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

См. также

• Тиреоидит

Примечания

1. ↑ Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 251. — 671 с. — 100 000 экз.
2. ↑ WebElements Periodic Table of the Elements | Iodine | crystal structures
3. ↑ Такое написание термина зафиксировано в химической номенклатуре, БСЭ и БРЭ.
4. ↑ Такое написание зафиксировано в нормативных словарях русского языка — «Орфографическом словаре русского языка» Б. З. Букчиной, И. К. Сазоновой, Л. К. Чельцовой (6-е издание, 2010; ISBN 978-5-462-00736-1) и «Грамматическом словаре русского языка» А. А. Зализняка (6-е издание, 2009; ISBN 978-5-462-00766-8).
5. ↑ Йод // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
6. ↑ http://chls.web-box.ru/novosti/pochemu-roshal-protiv-joda
7. ↑ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot and A. H. Wapstra (2003). «The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties». Nuclear Physics A 729: 3–128. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.
8. ↑ WWW Table of Radioactive Isotopes  (англ.). — Энергетические уровни ¹³¹I. Архивировано из первоисточника 22 августа 2011. Проверено 27 марта 2011.
9. ↑ Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
10. ↑ дефицит йода и йоддефицитные заболевания
11. ↑ Вредные химические вещества. Неорганические соединения элементов V-VIII групп / под ред. Владимира Филова. — М.: Химия. — С. 400. — 592 с. — 33 000 экз. — ISBN 5-7245-0264-X

Ссылки

	Иод на Викискладе?

• Иод — статья из Большой советской энциклопедии  (Проверено 31 января 2010)
• Иод в энциклопедии «Кругосвет»
• Иод на Webelements
• Иод в Популярной библиотеке химических элементов
• Из истории йода