Јод

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Јод  (53I)
Sample of iodine.jpg
Општи својства
Име и симбол јод (I)
Изглед сјајно метално сив; виолетов во гасовита состојба
Јодот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоуренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Унунтриум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Унунпентиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Унунсептиум (непознати хемиски својства)
Унуноктиум (непознати хемиски својства)
Br

I

At
телурјодксенон
Атомски број 53
Стандардна атомска тежина (±) (Ar) 126,90447(3)[1]
Категорија   двоатомски неметал
Група и блок XVII група (халогени), p-блок
Периода V периода
Електронска конфигурација [Kr] 4d10 5s2 5p5
по обвивка
2, 8, 18, 18, 7
Физички својства
Фаза solid
Точка на топење 386,85 K ​(113,7 °C)
Точка на вриење 457,4 K ​(184,3 °C)
Густина близу с.т. 4,933 g/cm3
Тројна точка 386,65 K, ​12,1 kPa
Критична точка 819 K, 11,7 MPa
Топлина на топење (I2) 15,52 kJ/mol
Топлина на испарување (I2) 41,57 kJ/mol
Моларен топлински капацитет (I2) 54,44 J/(mol·K)
парен притисок (ромбичен)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 260 282 309 342 381 457
Атомски својства
Оксидациони степени 7, 5, 3, 1, −1 ​(a strongly кисел оксид)
Електронегативност Полингова скала: 2,66
Енергии на јонизација I: 1008,4 kJ/mol
II: 1845,9 kJ/mol
II: 3180 kJ/mol
Атомски полупречник емпириски: 140 pm
Ковалентен полупречник 139±3 pm
Ван дер Валсов полупречник 198 pm
Разни податоци
Кристална структура праворомбна
Кристалната структура на јодот
Топлинска спроводливост 0,449 W/(m·K)
Електрична отпорност 1,3×107 Ω·m (при 0 °C)
Магнетно подредување дијамагнетно[2]
Модул на збивање 7,7 GPa
CAS-број 7553-56-2
Историја
Откриен и првпат издвоен Бернар Куртоа (1811)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на јодот
изо ПР полураспад РР ЕР (MeV) РП
123I веш 13 ч. ε, γ 0,16 123Te
124I syn 4,176 д. ε 124Te
125I syn 59,40 д. ε 125Te
127I 100% (СФ) <29,961
129I траги 1,57×107 y β 0,194 129Xe
131I syn 8,02070 д. β, γ 0,971 131Xe
135I syn 6,57 ч. β 135Xe
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
· наводи

Јод (старогрчки: ιώδης, јодес - „виолетов“) — 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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

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

Физички карактеристики[уреди | уреди извор]

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 | уреди извор]

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) [3]

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)[4]. 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:[3]

2I + 4H+ + MnO2 → I2 + 2H2O + Mn++

Јодот се редуцира до јодоводородна киселина со водород сулфид:[5]

I2 + H2S → 2HI + S↓

или со хидразин:

2I2 + N2H4 → 4HI + N2

Јодот се оксидира до јодат со азотна киселина:[6]

I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

или со хлорати:[6]

I2 + 2ClO3 → 2IO3 + Cl2

Јодот се претвора во јодид и јодат во двостепенска реакција, во раствори на базни хидроксиди (како натриум хидроксид):[3]

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

Поважни неоргански јодни соединенија[уреди | уреди извор]

Биолошко значење[уреди | уреди извор]

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 | уреди извор]

  • 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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition, CRC press.
  3. 3,0 3,1 3,2 Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed.
  4. Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th ed.
  5. General Chemistry (volume 2) by N.L. Glinka, Mir Publishing 1981
  6. 6,0 6,1 General Chemistry by Linus Pauling, 1947 ed.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]

Периоден систем на елементите
Група 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Алкални метали Земно­алкални метали Пникто­гени Хал­ко­гени Хало­гени Благо­родни гасови
Периода

I

водо­род
1
хе­лиум
2
II
ли­тиум
3
бери­лиум
4
бор
5
јагле­род
6
азот
7
кисло­род
8
флуор
9
неон
10
III
нат­риум
11
магне­зиум
12
алуми­ниум
13
сили­циум
14
фосфор
15
сулфур
16
хлор
17
аргон
18
IV
ка­лиум
19
кал­циум
20
скан­диум
21
титан
22
вана­диум
23
хром
24
манган
25
железо
26
кобалт
27
никел
28
бакар
29
цинк
30
галиум
31
герма­ниум
32
арсеник
33
селен
34
бром
35
крип­тон
36
V
руби­диум
37
строн­циум
38
итриум
39
цирко­ниум
40
нио­биум
41
моли­бден
42
техни­циум
43
руте­ниум
44
ро­диум
45
пала­диум
46
сребро
47
кад­миум
48
индиум
49
калај
50
анти­мон
51
телур
52
јод
53
 I 
ксенон
54
VI
це­зиум
55
ба­риум
56
1 asterisk
луте­циум
71
хаф­ниум
72
тантал
73
вол­фрам
74
ре­ниум
75
ос­миум
76
иридиум
77
пла­тина
78
злато
79
жива
80
талиум
81
олово
82
биз­мут
83
поло­ниум
84
астат
85
радон
86
VII
фран­циум
87
ра­диум
88
2 asterisks
лоурен­циум
103
радер­фордиум
104
дуб­ниум
105
сибор­гиум
106
бо­риум
107
ха­сиум
108
мајт­нериум
109
фарм­штатиум
110
рент­гениум
111
копер­нициум
112
унун­триум
113
флеро­виум
114
унун­пентиум
115
лиевр­мориум
116
унун­септиум
117
унун­октиум
118
1 asterisk
лантан
57
цериум
58
празе­одиум
59
нео­диум
60
проме­тиум
61
сама­риум
62
евро­пиум
63
гадоли­ниум
64
тер­биум
65
диспро­зиум
66
хол­миум
67
ербиум
68
талиум
69
итер­биум
70
 
2 asterisks
акти­ниум
89
то­риум
90
протак­тиниум
91
ура­ниум
92
непту­ниум
93
плуто­ниум
94
амери­циум
95
кириум
96
берк­лиум
97
калифор­ниум
98
ајнштај­ниум
99
фер­миум
100
менде­левиум
101
нобел­лиум
102
 

црно=цврста зелено=течна црвено=гасна grey=непозната Боја на атомскиот број ја прикажува агрегатната состојба (при 0 °C и 1 атм)
Првичен Од распад Вештачки Границата го прикажува природното наоѓање на елементот
Позадинска боја прикажува поткатегорија во трендот метал-металоид-неметал:
Метал Металоид Неметал непознати
хемиски
својства
Алкален метал Земноалкален метал Ланта­ноид Актиноид Преоден метал Слаб метал Пов-атом. неметал Двоатом. неметал Благороден гас