Јод

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
53 телурЈодксенон
бром

I

астат
I-TableImage.png
Општо
Име, симбол, број Јод, I, 53
Група, период, блок 17, 5, p
Изглед сјајно метално сив, виолетов како гас
Iod kristall.jpg
Стандардна атомска маса 126.90447 g·mol−1
Електронска конфигурација [Kr] 4d10 5s2 5p5
Електрони по обвивка 2, 8, 18, 18, 7
Физички својства
Состојба гас
Густина (близу собна температура) 4.933 g·cm−3
Точка на топење 386.85 K
(113.7 °C, 236.66 °F)
Точка на вриење 457.4 K
(184.3 °C, 363.7 °F)
Тројна точка 386.65 K (113°C), 12.1 kPa
Критична точка 819 K, 11.7 MPa
Топлина на фузија (I2) 15.52 kJ·mol−1
Топлина испарување (I2) 41.57 kJ·mol−1
Специфичен топлински капацитет (25 °C) (I2) 54.44 J·mol−1·K−1
Притисок на пареа
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T/K 260 282 309 342 381 457
Електронегативност 2.66 (Полингова скала)
Јонизациски енергии 1st: 1008.4 kJ·mol−1
2nd: 1845.9 kJ·mol−1
3rd: 3180 kJ·mol−1
Атомски радиус 140 pm
Ковалентен радиус 139±3 pm
Ван дер Валсов радиус 198 pm
Разно
Магнетна подреденост диамагнетик[1]
Електрична отпорност (0 °C) 1.3×107Ω·m
Топлинска спроводливост (300 K) 0.449 W·m−1·K−1
Компресибилен модул 7.7 GPa
CAS-број 7553-56-2
Избрани изотопи
Главна статија: Изотопи на Јод
123I syn 13 h ε, γ 0.16 123Te
127I 100% 127I е стабилен со 74 неутрони
129I trace 15.7×106 y β 0.194 129Xe
131I syn 8.02070 d β, γ 0.971 131Xe
Референци

Јодот (потекнува од грчки iodes, што значи виолетов) е хемиски елемент во периодниот систем кој има симбол I и атомски број 53. Хемиски, јодот е најнереактивниот од халогените елементи и најелектропозитивниот халоген елемент по астатот. Јодот главно се користи во медицината, фотографијата и боите. Потребен е во мошне мали количини кај повеќето живи организми.

Како со сите халогени елементи (членови на групата VII во периодниот систем), јодот образува двоатомски молекули, па затоа ја има молекулската формула I2.

Наоѓање на Земјата[уреди]

Јодот природно се наоѓа во средината како растворен јодид во морската вода, иако може да се најде и во некои минерали и почви. Елементот може да се подготви во ултрачиста форма преку реакцијата на калиум јодид со бакар(II) сулфат. Постојат исто така и неколку други методи за изолација на овој елемент. Иако елементот е всушност многу редок, некои виодви на кафеави алги, како и некои други растенија имаат можност да го концентрираат јодот, што помага во вклучување на елементот во синџирите на исхрана.

Употреби[уреди]

Јодот се употребува во фармацијата, антисептиците, медицината, додатоците на исхраната, боите, катализаторите и фотографијата.

Физички карактеристики[уреди]

Јодот е темносива до пурпурноцрна цврста супстанца која сублимира при стандардни температури во пурпурнорозеникав гас кој има иритирачки мирис. Овој халоген елемент образува соединенија со многу елементи, но е помалку активен отколку другите членови на групата VII (групата на халогените елементи) и има некои метални својства. Јодот лесно дисоцира во хлороформ, јаглерод тетрахлорид или јаглерод дисулфид за да образува лилјакови раствори (тој е само малку растворлив во вода, давајќи притоа жолт раствор). Темносината боја на скроб-јод комплексите се добива само од слободниот елемент.

Доколку јодните кристали се загреваат внимателно до нивната точка на топење 113,7 °C, истите ќе се фузираат во течност која ќе биде присутна под густа обвивка од пареата.

Хемиски карактеристики[уреди]

Елементарниот јод е малку растворлив во вода, со еден грам кој се раствора во 3450 ml на 20 °C и 1280 ml на 50 °C. Во споредба со хлорот, формацијата на хипохалитниот јон (IO) во неутрални водни раствори на јод е незначаен.

I2+ H20 H+ + I + HIO  (K = 2.0×10-13) [2]

Растворливоста во вода се подобрува доколку растворот содржи растворени јодиди како што се јодоводородната киселина, калиум јодидот или натриум јодидот. Растворените бромиди исто така ја подобруваат растворливоста на јодот во вода. Јодот е растворлив во неколку органски растворувачи, меѓу кои се етанолот (20.5 g/100 ml на 15 °C, 21.43 g/100 ml a на 25 °C), диетил етер (20.6 g/100 ml на 17 °C, 25.20 g/100 ml на 25 °C), хлороформ, оцетна киселина, глицерол, бензен (14.09 g/100 ml при 25 °C), јаглерод тетрахлорид (2.603 g/100 ml при 35 °C) и јаглерод дисулфид (16.47 g/100 ml при 25 °C)[3]. Водните и етанолските раствори се кафеави. Растворите на хлороформ, јаглерод тетрахлорид и јаглерод дисулфид се виолетови.

Елементарниот јод може да се подготви со оксидација на јодиди со хлор:

2I + Cl2 → I2 + 2Cl

или со манган диоксид во кисел раствор:[2]

2I + 4H+ + MnO2 → I2 + 2H2O + Mn++

Јодот се редуцира до јодоводородна киселина со водород сулфид:[4]

I2 + H2S → 2HI + S↓

или со хидразин:

2I2 + N2H4 → 4HI + N2

Јодот се оксидира до јодат со азотна киселина:[5]

I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

или со хлорати:[5]

I2 + 2ClO3 → 2IO3 + Cl2

Јодот се претвора во јодид и јодат во двостепенска реакција, во раствори на базни хидроксиди (како натриум хидроксид):[2]

I2 + 2OH → I + IO + H2O (K = 30)
3IO → 2I + IO3 (K = 1020)

Поважни неоргански јодни соединенија[уреди]

Биолошко значење[уреди]

Јодот е микроелемент што е неопходен за здравјето на луѓето. Се внесува со исхраната и со водата. Земјата и водата во близина на морињата се многу богати со јод, а со оддалечување од морето количината на јод се намалува.

Во телото на здрав човек има 30-50 милиграми јод. Најголеми количини се јавуваат во штитната жлезда, која има можност за негово складирање. Без јод таа не може да ги произведува хормонот тироксин (T4) и хормонот T3, неопходни за правилно функционирање на сите клетки во човековиот организам.

Недостатокот од јод во исхраната и во водата ја предизвикува болеста гушавост. Ова заболување главно се јавува во краеви што се оддалечени од морињата, таму каде што не се додава јод во готварската сол.

Недостатокот од јод кај деца предизвикува намалена можност за учење, паметење, го забавува растот и физичкиот развој.

Дневните потреби од јод се многу мали и изнесуваат одвај 200 микрограми, така што во текот на животот човекот внесува одвај неколку грама јод. Би требало да се знае дека некој зеленчук (главно од фамилијата зелки), содржи честички кои можат да го влошат текот на болеста на штитната жлезда.

Опасности[уреди]

  • надразнувач на горните дишни патишта
  • болка во грлото, главоболка, мачнина во градите, а при повисока концентрација и отежнато дишење
  • белодробен едем
  • кристалниот јод предизвикува оштетување на очите (да се измие со вода најмногу до 1 час)
  • голтањето на јодот предизвикува оштетување на бубрезите што доведува до смрт

Стабилниот јод во биологијата[уреди]

Како еден од халогените елементи, јодот е важен елемент во траги; тироидните хормони тироксин и тријодтиронин содржат јод.

Јодот има само една позната улога во биологијата: тој е есенцијален елемент во траги, бидејќи го има во тироидните хормони. Тие се создаваат од адиционите кондензациски продукти од аминокиселината тирозин, а се складираат најпрво во протеиновидна молекула наречена тироглобулин. T4 и T3 содржат четири и три атоми на јод во молекулите, соодветно. Тироидната (штитната) жлезда активно го апсорбира јодидниот јон од крвта за да ги создаде и ослободи овие хормони во крвта, процеси кои се регулираат од друг хормон од хипофизата, односно TSH. Тироидните хормони се филогенетски многу стари молекули кои се синтетизираат од повеќето многуклеточни организми, а имаат дури и некаков ефект врз некои едноклеточните организми.

Тироидните хормони играат многу важна улога во биологијата, со тоа што имаат дејство на генската транскрипција за да се регулира брзината на базалниот метаболизам. Целосниот недостаток на тироидните хормони може да ја редуцира брзината на базалниот метаболизам до 50%, додека при поголема продукција на истите, таа може да биде зголемена и до 100%. T4 се однесува како прекурсор на T3, кој е (со некои мали исклучоци) биолошкиот активен хормон.

Наводи[уреди]

  1. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition, CRC press.
  2. 2,0 2,1 2,2 Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed.
  3. Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th ed.
  4. General Chemistry (volume 2) by N.L. Glinka, Mir Publishing 1981
  5. 5,0 5,1 General Chemistry by Linus Pauling, 1947 ed.

Надворешни врски[уреди]