Йод

Йодът е химичен елемент със символ I и атомен номер 53. Най-тежкият от стабилните халогени, той е блестящо, сиво-черно, твърдо вещество с метален блясък. Йодът сублимира, образувайки виолетов газ. Елементарната форма на йода е открита от френския химик Бернар Куртоа през 1811 г. Две години по-късно, Луи Жозеф Гей-Люсак дава името на новия елемент – йод (Шаблон:Lang – „виолетов“).

Йодът е най-малко разпространеният от стабилните халогени. Той е по-рядко срещан от т.нар. „редкоземни елементи“. Йодът е най-тежкият от макроелементите и е от съществено значение за хормоните, произвеждани от щитовидната жлеза.Шаблон:Hrf Дефицитът на йод засяга около два милиарда души и е водещата причина за интелектуалната недостатъчност (кретенизъм).

Главните производители на йод в днешно време са Чили и Япония. Йодът и неговите съединения се използват предимно в медицината и хранителната промишленост. Благодарение на лекотата на прикрепването му към органичните съединения, той намира приложение като нетоксичен препарат за рентгеноконтраст. Йодът се използва и като катализатор в индустриалното производство на оцетна киселина и някои полимери.

История

През 1811 г. йодът е открит от френския химик Бернар Куртоа.Шаблон:HrfШаблон:Hrf По времето на Наполеоновите войни във Франция е търсено голямо количество калиева селитра. Производството на селитрата изисква натриев карбонат, който може да бъде изолиран от морски водорасли, събрани по бреговете на Нормандия и Бретан. За да се отдели натриевият карбонат, водораслите се изгарят и пепелта се промива с вода. Останалите отпадъчни продукти се пречистват чрез добавяне на сярна киселина. Куртоа е добавил излишък на сярна киселина, при което се издигнал облак от виолетови пари. Куртоа забелязва, че изпаренията кондензират на студени повърхности, образувайки тъмни кристали,Шаблон:Hrf и предполага, че това вещество е нов елемент, но поради липсата на финансиране не прави повече опити.Шаблон:Hrf

Куртоа дава част от пробата на колегите си Шарл Дезорм и Никола Клеман, за да продължат изследванията. Друга част от веществото дава на химика Луи Жозеф Гей-Люсак, както и на физика Андре-Мари Ампер. На 29 ноември 1813 г. Дезорм и Клеман съобщават за откритието на Куртоа. Те описват веществото на среща на Имперския институт на Франция.Шаблон:Hrf На 6 декември 1813 г. Гей-Люсак съобщава, че откритото вещество е нов елемент или негово съединение с кислорода.Шаблон:HrfШаблон:HrfШаблон:Hrf Именно Гей-Люсак предлага името „йод“ поради виолетовия цвят на веществото.Шаблон:HrfШаблон:Hrf Ампер дава част от пробата си на английския химик Хъмфри Дейви, който експериментира и отбелязва сходството на новия елемент с хлора.Шаблон:Hrf На 10 декември Дейви изпраща писмо до Британското кралско научно дружество в Лондон, като заявява, че е идентифицирал новия елемент.Шаблон:Hrf По-късно Дейви и Гей-Люсак, които изолират йода в чисто състояние, отбелязват, че Куртоа е първооткривателят на елемента.Шаблон:Hrf

Характеристики

Свойства

Йодни кристали с висока чистота

Сублимиращ йод

Йодът е четвъртият халоген в периодичната система, след флуора, хлора и брома. Той е най-тежкият стабилен представител на 17 група (петият халоген, радиоактивният астат, не е добре проучен поради краткия си период на полуразпад и твърде малката наличност, но при астата се наблюдават някои необичайни свойства поради релативистичния ефект). Подобно на останалите халогени, йодът има един електрон по-малко от стабилната октетна конфигурация, следователно е силен окислител реагиращ с много елементи, за да запълни най-външния си електронен слой. Йодът е най-слабият окислител сред халогените, тъй като е с най-ниска електроотрицателност. Елементарният йод образува двуатомни молекули (I₂), като двата йодни атома споделят една обща електронна двойка, за да постигнат стабилен октет. При високи температури тези двуатомни молекули обратимо се дисоциират до йодни атоми. Поради това анионът I^- е най-силният редуктор сред всички халогени, като най-лесно се окислява обратно до I₂Шаблон:Hrf (Астатът, вероятно, продължава тази тенденция – той е нестабилен като At^– и лесно се окислява до At⁰ или At⁺. Съществуването на At₂ е оспорвано).Шаблон:Hrf

Халогените потъмняват в цвета, когато атомният им номер нараства – флуорът е бледожълт газ, хлорът е зеленикавожълт газ, а бромът е червеникавокафява летлива течност. Йодът продължава тази тенденция – той е блестящо, черно кристално твърдо вещество, което се топи при 114 °C и кипи при 183 °C, водейки до образуването на виолетови пари. Цветът се дължи на вълните на видимата светлина, абсорбирани от халогените (астатът може да е изключение, в зависимост от това дали е с метален или неметален характер).Шаблон:Hrf Виолетовият цвят на йода се дължи на прехода на електрони между най-високата заета антисвързваща π-орбитала и най-ниската свободна антисвързваща σ-орбитала.Шаблон:Hrf

Йодът е слабо разтворим във вода – един грам йод се разтваря в 3450 ml при 20 °C, а при 50 °C в 1280 ml. Калиев йодид може да бъде добавен за увеличаване на разтворимостта чрез образуване на трийодидни йони.Шаблон:Hrf Неполярни разтворители като хексан и тетрахлорметан осигуряват по-висока разтворимост.Шаблон:Hrf Полярните разтворители се оцветяват в кафяво, а неполярните разтвори са виолетови като цвета на йодните пари.Шаблон:Hrf Йодът е виолетов, когато е разтворен в тетрахлорметан и наситени въглеводороди, а в алкохоли и амини той е с наситен кафяв цвят.Шаблон:Hrf

Температурите на топене и кипене на йода са най-високите сред стабилните халогенни елементи, съответстващи на нарастващата тенденция в групата. Йодът е най-летлив от халогените.Шаблон:Hrf Сред халогените йодът има най-голям атомен радиус, най-ниска йонизационна енергия, най-ниско електронно сродство, най-ниска електроотрицателност и най-слаба реактивоспособност.Шаблон:Hrf

Кристална структура на твърдия йод

I₂•PPh₃ диспропорциониране в CH₂Cl₂.
От ляво надясно:
1: I₂•PPh₃ разтворен в дихлорметан (CH₂Cl₂) – няма диспропорциониране.
2: Няколко секунди след добавяне на излишък от трифенилфосфин (PPh₃) – започва диспропорциониране и формирането на комплекс.
3: Една минута след добавянето на излишъка от PPh₃ – формирал се е комплексът [Ph₃PI]⁺I⁻.
4: След добавяне на излишък от I₂ – получава се комплексът [Ph₃PI]⁺[I₃]⁻.Шаблон:Hrf

Връзката в молекулата на йода (I₂) е най-слабата от всички халогени. Поради това 1 % от газообразния йод при атмосферно налягане се дисоциира на йодни атоми при 575 °C. Температура, по-висока от 750 °C, е необходима за флуора, хлора и брома, за да се дисоциират в подобна степен. Повечето връзки на йода са по-слаби от аналогичните връзки с по-леките халогени.Шаблон:Hrf Газообразният йод се състои от I₂ с дължина на връзка (I–I) – 266,6 pm. Връзката I–I е една от най-дългите единични връзки, които са известни. Тя е още по-дълга (271,5 pm), когато йодът е в твърдата фаза (ксенонът, който е съсед на йода, е с най-дългата връзка (Xe–Xe) – 308,71 pm). Твърдият йод притежава ромбична кристална структура, същата като на хлора и брома.Шаблон:Hrf Йодът е полупроводник със забранена зона от 1,3 eV (125 kJ/mol) – той е проводник при успоредна посока на кристалните му слоеве и изолатор в перпендикулярната им посока.Шаблон:Hrf

Изотопи

От тридесет и седемте известни изотопа на йода само един се среща в природата – йод-127 (¹²⁷I). Другите са радиоактивни и имат кратък период на полуразпад, затова се получават по синтетичен път. Тъй като йодът е само с един стабилен изотоп, атомното му тегло е известно с голяма точност.Шаблон:Hrf

Най-дълъг период на полуразпад от радиоактивните изотопи на йода има йод-129 (¹²⁹I), който е с период на полуразпад от 15,7 милиона години, разпадащ се чрез β-разпад до стабилния ксенон-129 (¹²⁹Xe).Шаблон:Hrf Изотопът йод-129 се е образувал заедно с йод-127 преди формирането на Слънчевата система, но първият се е разпаднал напълно до този момент, което го прави изчезнал радиоизотоп. Йод-129 се използва при изследването на историята на ранната Слънчева система и при проучването на стари подземни води, поради неговата подвижност в околната среда. Неговото разпространение може да се определи от излишъка на неговия дъщерен изотоп – ксенон-129.Шаблон:HrfШаблон:Hrf Следи от йод-129 все още съществуват днес, тъй като те са продукт на космическите процеси. ¹²⁹I може да бъде получен и при взривове на ядрени бомби, но не се смята за изключително опасен поради невероятно дългия си период на полуразпад. По време на ядрените тестове през 60-те и 70-те години, йод-129 съставлява около 10^-7 от всичкия йод на Земята. Ядрените изомери (мета-състояния) на йод-127 (^127mI) и йод-129 (^129mI) често се използват в спектроскопията на Мьосбауер.Шаблон:Hrf

Останалите йодни радиоизотопи имат много по-кратък период на полуразпад – не повече от няколко дни.Шаблон:Hrf Някои от тях намират медицински приложения. Йод-123 има период на полуразпад от тринадесет часа и се разпада, чрез електронен захват до телур-123, придружено от γ-лъчи. Tой се използва в областта на ядрената медицина, включително компютърна томография с единично фотонно излъчване (Шаблон:Lang) и рентгенова томография (Шаблон:Lang).Шаблон:Hrf Йод-125 има период на полуразпад от петдесет и девет дни, разпадайки се чрез електронен захват до телур-125 и излъчвайки нискоенергийни γ-лъчи. Той се използва в биологичните анализи на ядрената медицина и в лъчевата терапия за лечение на редица болести – рак на простатата, увеални меланоми и мозъчни тумори. Йод-131 е с период на полуразпад от осем дни, като се разпада чрез β-разпад до мета-състоянието на ксенон-131 (^131mXe), който претърпява изомерен преход до стабилен ксенон-131 (¹³¹Xe) с излъчване на γ-лъчи. Йод-131 се акумулира в човека чрез замърсената храна и води до натрупване на неговите нива в щитовидната жлеза, което може да причини увреждане на щитовидната жлеза. Излагането на високи нива на йод-131 е вероятната причина за развитие на рака на щитовидната жлеза. Другите възможни рискове са появата на доброкачествени тумори и базедова болест.Шаблон:Hrf

Обичайните средства, за защита срещу отрицателните ефекти на йод-131 са чрез насищане на щитовидната жлеза със стабилен йод-127, под формата на таблетки калиев йодид, вземани ежедневно за оптимална профилактика.Шаблон:Hrf Йод-131 може да се използва и за медицински цели – лъчетерапияШаблон:Hrf и радиофармацевтика.Шаблон:HrfШаблон:HrfШаблон:HrfШаблон:Hrf

Съединения

Енергия на халогенните връзки (kJ/mol)Шаблон:Hrf

X	XX	HX	BX3	AlX3	CX4
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Въпреки че е най-слабо реактивоспособен от всички халогени, йодът е относително реактивоспособен елемент. Хлорът може да хлорира въглероден оксид, азотен оксид и серен диоксид до фосген, нитрозилхлорид и сулфурилхлорид съответно, но йодът не може да ги йодира. Освен това взаимодействието на йода с металите води до по-ниски степени на окисление за разлика от хлорирането и бромирането. Например реният реагира с хлор, образувайки рениев хексахлорид (ReCl₆), с бром – рениев пентабромид (ReBr₅), а с йод – рениев тетрайодид (ReI₄).Шаблон:Hrf Тъй като йодът има най-ниската йонизационна енергия сред халогените, той най-лесно се окислява. Висшите му степени на окисление са доста по-стабилни от тези на брома и хлора.Шаблон:Hrf

Йодоводород

Най-простото съединение на йода е йодоводородът (HI). Той е безцветен газ, който реагира с кислород и води до получаване на вода и йод. Използва се, най-вече при реакциите на йодиране и няма големи промишлени приложения.

Получава се, чрез реакция на йод със сероводород или хидразин:Шаблон:Hrf

${\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\stackrel{H_{2}O}{\to }\mathrm{4}\mathrm{H}\mathrm{I}\mathrm{+}{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}$

Йодоводородът се топи при -51 °C и кипи при -35,1 °C. Той е ендотермично съединение, което може да се дисоциира при стайна температура, въпреки че процесът е много бавен, освен ако не е налице катализатор. Реакцията между водород и йод, при нормални условия, никога не свършва. Енергията на дисоциация на връзката H–I е най-ниската от халогеноводородите – 295 kJ/mol.Шаблон:Hrf

Водният разтвор на йодоводорода се нарича йодоводородна киселина, която е силна киселина. Йодоводородът е изключително разтворим във вода – един литър вода разтваря 425 литра йодоводород, като в наситен разтвор четири молекули вода се падат на една молекула йодоводород.Шаблон:Hrf Концентрираната йодоводородна киселина, обикновено, съдържа 48 – 57 % HI – разтворът образува азеотроп с точка на кипене 126,7 °C при 56,7 g HI на 100 g вода. Следователно, йодоводородната киселина не може да бъде концентрирана повече от 57 % чрез изпаряване на водата.Шаблон:Hrf

За разлика от флуороводорода, с безводния течен йодоводород е трудно да се работи като разтворител, тъй като неговата точка на кипене е ниска и е с малък диапазон до точката на топене. Диелектрична константа е ниска и не се дисоциира значително в Н₂I⁺ и HIШаблон:Индекси йони – последният е много по-стабилен от бифлуоридния йон (HFШаблон:Индекси), което се дължи на много слабите водородни връзки между водород и йод, въпреки че неговите соли с големи и слабо поляризиращи катиони, като Cs⁺ и NRШаблон:Индекси (R = Me, Et, Bu и т.н.), е възможно да бъдат изолирани. Безводният йодоводород е слаб разтворител, способен да разтваря само нискомолекулни съединения като нитрозилхлорид и фенол, или соли с ниска енергия като тетраалкиламониеви халиди.Шаблон:Hrf

Йодиди

Почти всички елементи в периодичната система образуват йодиди. Изключенията са:

1. Голяма инертност и трудност при встъпване в химични реакции – благородни газове, молекулен азот (N₂);
2. Ядрена нестабилност, която възпрепятства химично взаимодействие, поради разпад или трансмутация – повечето елементи след бисмута;
3. Елементите с по-голяма електроотрицателност (кислород и първите три халогена) – получените съединения са оксиди или халогениди на йода.Шаблон:Hrf

Предвид големия размер на йодидния йон и слабата окислителна сила на йода, високите степени на окисление са трудни за достигане в повечето йодиди – изключение са пентайодидите на ниобий, тантал и протактиний. Йодидите могат да се получат чрез реакция на елемент или на неговия оксид, хидроксид, или карбонат с йодоводородна киселина и след това се дехидратират при високи температури, комбинирани с ниско налягане. Този метод е най-добър, когато йодидният продукт е стабилен спрямо хидролиза. В противен случай, се извършва високотемпературно йодиране на елемента с йод или йодоводород, високотемпературно йодиране на метален оксид, с летлив метален халогенид, с въглероден тетрайодид, или органичен йодид. Например, молибденовият(IV) оксид реагира с алуминиев(III) йодид при 230 °C, за да се получи молибденов(II) йодид. Пример за халогенен обмен е даден по-долу, включващ взаимодействие на танталов(V) хлорид с излишък от алуминиев(III) йодид при 400 °C, до получаване танталов(V) йодид:Шаблон:Hrf

$3\mathrm{T}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_5+5\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{I}{\phantom{A}}_3⟶3\mathrm{T}\mathrm{a}\mathrm{I}{\phantom{A}}_5+5\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3$

Други йодиди могат да се получат или чрез термично разлагане и диспропорциониране, или чрез по-нататъшна редукция на йодид с водород или метал:Шаблон:Hrf

$\mathrm{T}\mathrm{a}{\mathrm{I}}_{\mathrm{5}}\mathrm{+}\mathrm{T}\mathrm{a}\stackrel{630{}^{\circ }C⟶575{}^{\circ }C}{\to }\mathrm{T}{\mathrm{a}}_{\mathrm{6}}{\mathrm{I}}_{\mathrm{1}\mathrm{4}}$

Повечето от йодидите преди преходните метали (групи 1, 2 и 3, в окислителното състояние +2 и +3) са йонни, докато неметалите и металите с високи степени на окисление, от +3 и нагоре, имат склонност да образуват ковалентни йодиди. Йонните йодиди MI_n са с най-ниските точки на топене и кипене, в сравнение с останалите халогениди MX_n на същия елемент, тъй като електростатичните сили на привличане между катиони и аниони са най-слаби при големия йодиден анион. Обратно на това, ковалентните йодиди имат най-високите точки на топене и кипене сред халогенидите на същия елемент, тъй като йодът е най-поляризираният от халогенидите и с най-много електрони. Изключения има при някои от междинните йодиди и йодидите на металоидите. Разтворимостта във вода на йонните йодиди е най-голямата сред йонните халогениди, докато на ковалентните йодиди е най-ниската. Сребърният йодид е практически неразтворим във вода и неговото формиране често се използва като качествен тест за наличие на йод.Шаблон:Hrf

Йодни оксиди и оксокиселини

Структура на йоден пентаоксид (I₂O₅)

Йодните оксиди са най-стабилните от халогенните оксиди, поради силните I–O връзки, вследствие на голямата разлика в електроотрицателността между йода и кислорода. Те са най-добре проучените халогенни оксиди.Шаблон:Hrf Стабилният, бял, хигроскопичен йоден пентаоксид (I₂O₅) е известен още от създаването му през 1813 г. от Гей-Люсак и Дейви. Най-лесно се получава чрез дехидратация на йодна киселина (HIO₃). Той окислява въглеродния оксид до въглероден диоксид при стайна температура и е полезен реактив при определянето на концентрацията на въглероден оксид. Окислява и азотен оксид, етилен и сероводород. Той реагира със серен триоксид и пероксисулфурилдифлуорид (S₂O₆F₂), водейки до образуване на йодилен йон [IO₂]⁺ и редуцира концентрирана сярна киселина до йодозилни соли – [IO]⁺. Йодният пентаоксид може да бъде флуориран с флуор, бромен трифлуорид, серен тетрафлуорид, хлорилфлуорид, йоден пентафлуорид, водейки до получаването на йоден(V) оксифлуорид (IOF₃). Известни са и други по-малко стабилни оксиди – I₄О₉ и I₂O₄. Техните структури не са добре изучени, но се предполага че са следните – I^III(I^VО₃)₃ и [IO]⁺[IO₃]^–.Шаблон:Hrf

Стандартни редукционни потенциали на йодни йони във воден разтворШаблон:Hrf

Шаблон:Nowrap	Шаблон:Nowrap (киселина)	Шаблон:Nowrap	Шаблон:Nowrap (основа)
I2/I−	+0,535	I2/I−	+0,535
HOI/I−	+0,987	IO−/I−	+0,48
		Шаблон:Chem/I−	+0,26
HOI/I2	+1,439	IO−/I2	+0,42
Шаблон:Chem/I2	+1,195
Шаблон:Chem/HOI	+1,134	Шаблон:Chem/IO−	+0,15
Шаблон:Chem/Шаблон:Chem	+1,653
H5IO6/Шаблон:Chem	+1,601	Шаблон:Chem/Шаблон:Chem	+0,65

По-важни са четирите оксокиселини – хипойодиста киселина (HIO), йодиста киселина (HIO₂), йодна киселина (HIO₃) и перйодна киселина (HIO₄ или H₅IO₆).

Когато йодът се разтваря във воден разтвор, възникват следните реакции:Шаблон:Hrf

${\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{H}\mathrm{I}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}{\mathrm{I}}^{\mathrm{-}}{\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}\mathrm{=}\mathrm{2}\mathrm{\times }\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{-}\mathrm{1}\mathrm{3}}\mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{\mathrm{2}}\mathrm{.}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}\mathrm{2}}$

${\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}\mathrm{⟶}\mathrm{I}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{I}}^{\mathrm{-}}{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}\mathrm{=}\mathrm{3}\mathrm{0}\mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}\mathrm{1}}\mathrm{.}\mathrm{l}$

Хипойодистата киселина е нестабилна и се диспропорционира до йодидни и йодисти йони:Шаблон:Hrf

$\mathrm{3}\mathrm{I}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}{\mathrm{I}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{I}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}\mathrm{K}\mathrm{=}\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{2}\mathrm{0}}$

Йодистата киселина и йодитът са още по-малко стабилни и съществуват само като краткотрайно междинно съединение при окисляването на йодид до йодат.Шаблон:Hrf Йодатите са най-важните от тези съединения. Те могат да бъдат получени чрез окисляване на йодиди на алкалните метали с кислород при 600 °C и високо налягане или чрез окисляване на йод с хлорати. За разлика от хлоратите, които много бавно образуват хлорид и перхлорат, йодатите са стабилни на диспропорциониране, както в киселите, така и в алкалните разтвори. От тях могат да се получат соли на повечето метали. Йодната киселина най-лесно се получава при окисляване на водна йодна суспензия чрез електролиза или с димяща азотна киселина. Йодатът има най-слабата окислителна сила от халогенатите, но е най-бързо реагиращият.Шаблон:Hrf

Известни са следните перйодати – четиристенният IOШаблон:Индекси, квадратно-пирамидалният IOШаблон:Индекси, осмостенният IOШаблон:Индекси, както и някои от по сложните орто- и метаперйодати – [IO₃(ОН)₃]^2–, [I₂O₈ОН₂]^4– и I₂OШаблон:Индекси. Обикновено те биват получавани при електрохимично окисление на алкален натриев йодат (с оловен диоксид (PbO₂) на анода) или окисление с хлор (Cl₂):Шаблон:Hrf

$\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+6\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_6{\phantom{A}}^{5-}+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}$

$\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+6\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_6{\phantom{A}}^{5-}+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Те са термодинамично стабилни и много силни окислители, като бързо окисляват Mn²⁺ до MnOШаблон:Индекси и разкъсват връзки в гликолите, α-дикетоните, α-кетолите, α-аминоалкохолите и α-диамините.Шаблон:Hrf Ортоперйодатът стабилизира високите степени на окисление сред металите, поради много високия си отрицателен заряд -5. Ортоперйодната киселина (Н₅IO₆) е стабилна. Дехидратира при 100 °C във вакуум до перйодна киселина (HIO₄). Продължаване на дехидратирането не води до получаване на йоден хептаоксид (I₂O₇), а вместо това се получават йоден пентаоксид и кислород. Перйодната киселина може да бъде протонирана от сярна киселина, до получаване на I(OH)Шаблон:Индекси катион, изоелектронен на Te(OH)₆ и Sb(ОН)Шаблон:Индекси, който води до получаване на соли с бисулфат и сулфат.Шаблон:Hrf

Йодни халогениди

Халогените образуват различни диамагнитни междухалогенни съединения със следните стехиометрии – XY, XY₃, XY₅ и XY₇ (където X е по-тежък от Y). Йодът не е изключение. Йодът образува всичките три възможни вида интерхалогени – йоден монофлуорид (IF), йоден монохлорид (ICl), йоден монобромид (IBr), йоден трифлуорид (IF₃), йоден трихлорид (ICl₃), йоден пентафлуорид (IF₅) и по-трудно, но възможно, йоден хептафлуорид (IF₇). Многобройни катионни и анионни производни на интерхалогените са познати. Например, винено-червените или ярко оранжеви съединенията с IClШаблон:Индекси или тъмнокафявите и черно-морави съединенията с I₂Cl⁺. Освен тях, са известни и някои псевдохалогениди като йодциан (ICN), йоден тиоцианат (ISCN) и йоден азид (IN₃).Шаблон:Hrf

Йоден хлорид – ICl

Йодният монофлуорид (IF) е нестабилен при стайна температура и се диспропорционира лесно и необратимо до йод и йоден пентафлуорид, като това е причината да не може да бъде получен чист. Той може да бъде синтезиран чрез реакцията на йод с флуор в трихлорофлуорометан при -45 °C, с йоден трифлуорид в трихлорофлуорометан при -78 °C или със сребърен флуорид при 0 °C.Шаблон:Hrf Йодният монохлорид (ICl) и йодният монобромид (IBr), от друга страна, са сравнително стабилни. Йодният хлорид е летливо, червено-кафяво съединение, открито поотделно от Луи Жозеф Гей-Люсак и Хъмфри Дейви през 1813 – 1814 г. Той наподобява брома в много отношения. Йодният хлорид и йодният бромид могат да се получат чрез реакция на йод с хлор или бром при стайна температура и последващо пречистване чрез фракционна дестилация и кристализация. И двете съединения са доста реактивни и атакуват платината и златото, но не взаимодействат с бор, въглерод, кадмий, олово, цирконий, ниобий, молибден и волфрам. Взаимодействието им с органичните съединения зависи от условията. Йодният хлорид, под формата на газ, има склонност да хлорира фенол и салицилова киселина, тъй като йодният хлорид претърпява хомолитична дисоциация до хлор и йод, като първият е по-реактивен. Йодният хлорид в разтвор на тетрахлорметан води до йодиране като основна реакция, тъй като се наблюдава хетеролитно делене на I–Cl връзка и I⁺ атакува фенола като електрофил. Въпреки това, йодният монобромид има тенденция да бромира фенол дори в разтвор на тетрахлорметан, поради тенденция да се разпада до основните си елементи, а бромът е по-реактивен от йода.Шаблон:Hrf Когато са течности, йодният хлорид и йодният бромид се разпадат на I₂X⁺ и IXШаблон:Индекси аниони (X = CI, Br), като под формата на тези си йони, те са добри проводници на електричество и могат да бъдат използвани като поляризиращи разтворители.Шаблон:Hrf

Йодният трифлуорид (IF₃) е нестабилно, жълто, твърдо вещество, което се разлага над -28 °C. Трудно е да се получи. За да може флуорът да окисли йода до пентафлуорид, е необходима реакция при ниска температура с ксенонов дифлуорид (XeF₂). Йодният трихлорид, който съществува в твърдо състояние, като димера I₂Cl₆, е ярко жълто твърдо вещество, синтезирано чрез взаимодействие на йод с течен хлор при -80 °C. При пречистването е необходима предпазливост, тъй като лесно може да се дисоциира до йоден хлорид и хлор, и следователно може да действа като силен хлориращ агент. Течният йоден трихлорид провежда електричество, което вероятно показва частичната дисоциация на ICLШаблон:Индекси и ICLШаблон:Индекси йони.Шаблон:Hrf

Йодният пентафлуорид (IF₅) е безцветна, летлива течност и е най-термодинамично стабилният йоден флуорид, който може да бъде получен при реакция на йод с флуор при стайна температура. Той е флуориращ агент, но може да бъде съхраняван в стъклени апарати. Отново, в течно състояние присъства лека електрическа проводимост поради дисоциацията на IFШаблон:Индекси и IFШаблон:Индекси йони. Йодният хептафлуорид (IF₇) е изключително силен флуориращ агент – взаимодейства с повечето елементи, дори при ниски температури, флуорира огнеупорното стъкло „Пирекс“, образувайки йоден оксофлуорид (IOF₅) и води до възпламеняване и окисляване на въглеродния оксид.Шаблон:Hrf

Полийодни съединения

Когато йодът бива разтварян в силни киселини, като димяща сярна киселина, се образува светлосин парамагнитен разтвор, включващ IШаблон:Индекси катиони. Твърда сол на дийодния катион може да се получи чрез окисляване на йод с антимонов пентафлуорид:Шаблон:Hrf

$\mathrm{2}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{S}\mathrm{b}{\mathrm{F}}_{\mathrm{5}}\underset{{}^{\circ }C}{\overset{S{O}_2}{\to }}\mathrm{2}{\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{b}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{F}}_{\mathrm{1}\mathrm{1}}\mathrm{+}\mathrm{S}\mathrm{b}{\mathrm{F}}_{\mathrm{3}}$

Солта I₂Sb₂F₁₁ е тъмносиня, а танталовия аналог I₂Ta₂F₁₁ е син. Дължината на връзка I–I в I₂ е 267 pm, a в IШаблон:Индекси е 256 pm, което се дължи на липсващия електрон на антисвързващата орбитала, което от своя страна прави връзката по-силна и по-кратка. При разтваряне във флуорсулфонова киселина, тъмносиният IШаблон:Индекси обратимо димеризира под -60 °C, образувайки червения диамагнитен IШаблон:Индекси. Другите полийодни катиони, като IШаблон:Индекси и IШаблон:Индекси, не са така добре познати.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

Единственият и значим полийодиден анион във воден разтвор е трийодидът (IШаблон:Индекси). Образуването му обяснява защо разтворимостта на йода във вода може да бъде увеличена чрез добавяне на разтвор на калиев йодид:Шаблон:Hrf

${\mathrm{I}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{I}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\rightleftharpoons }{I}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}{\mathrm{K}}_{\mathrm{e}\mathrm{q}}\mathrm{=}\mathrm{\sim }\mathrm{7}\mathrm{0}\mathrm{0}\mathrm{(}\mathrm{2}\mathrm{0}{}^{\mathrm{\circ }}\mathrm{C}\mathrm{)}$

Други полийодидни аниони могат да бъдат открити в разтвори, съдържащи йод и йодид – IШаблон:Индекси, IШаблон:Индекси, IШаблон:Индекси и IШаблон:Индекси, чиито соли с големи и слабо поляризиращи катиони като Cs⁺ могат да бъдат изолирани.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

Органични йодни съединения

Структура на окислителната Шаблон:Nowrap

Органойодните съединения са фундаментални в развитието на органичния синтез – Хофманово елиминиране на амини,Шаблон:Hrf реакция на Уилямсън,Шаблон:Hrf реакция на Вюрц,Шаблон:Hrf и реактив на Гриняр.Шаблон:Hrf

Въглерод-йодната връзка е често срещана функционална група, която формира основната на органична химия. Формално, тези съединения могат да бъдат считани за органични производни на йодидния анион. Най-простите органойодни съединения, алкилйодидите, могат да бъдат синтезирани чрез реакция на алкохоли с фосфорен трийодид. Те могат да бъдат използвани в реакции на нуклеофилно заместване или за приготвяне на реактив на Гриняр. С–I връзката е най-слабата от всички въглерод-халогенни връзки поради малката разлика в електроотрицателността на въглерода (2,55) и йода (2,66). Йодидът е най-добрата напускаща група. Органойодните съединения жълтеят с течение на времето, защото се разпадат до елементарен йод. Те се използват в органичния синтез, защото С–I връзката може да бъде лесно разкъсана.Шаблон:Hrf Те са значително по-плътни от другите органохалогенни съединения, благодарение на високото атомно тегло на йода.Шаблон:Hrf Някои органични окислители, като йоданите, съдържат йод в по-висока степен на окисление от +1 – напр. 2-йодоксобензоена киселина, изолзвана за окисление на алкохоли до алдехиди,Шаблон:Hrf и йодбензенов дихлорид (PhICl₂), използван при селективното хлориране на алкени и алкини.Шаблон:Hrf Едно от най-известните употреби на органойодните съединения е т.нар. йодоформен тест, при който йодоформ (CHI₃) се получава при последователно йодиране на метилкетон:Шаблон:Hrf

Някои недостатъци при използването на органойодни съединения (в сравнение с органохлорните или органобромните съединения) са по-големият разход и по-голямата токсичност на йодните производни. Например, йодоацетамид и йодооцетна киселина денатурират протеините чрез необратимо алкилиране на цистеиновите остатъци и предотвратяват реконструкцията на дисулфидните връзки.Шаблон:Hrf

Халогенният обмен при производство на йодоалкани, чрез реакцията на Финкелщайн, е леко усложнен от факта, че йодидът е по-добра отцепваща се група от хлорида или бромида. Разликата, въпреки това, е достатъчно малка и реакцията може да бъде завършена чрез пренасищане на разтвора със съответната йодидна сол.Шаблон:Hrf При класическата реакция на Финкелщайн, алкилхлорид или алкилбромид биват превръщани до алкилйодид чрез третиране на разтвор на натриев йодид в ацетон. Натриевият йодид е разтворим в ацетон, докато натриевият хлорид и натриевият бромид не са.Шаблон:Hrf Реакцията се насочва в посока към продукта, следваща закона за запазване на масата поради утаяването на неразтворимата сол.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

Наличност и получаване

Йодът е най-малко разпространеният от стабилните халогени, – само 0,46 ppm в земната кора (за сравнение: флуор – 544 ppm, хлор – 126 ppm, бром – 2,5 ppm). Сред осемдесет и четирите елемента, които се срещат в природата (елементи 1 – 42, 44 – 60, 62 – 83, 90 и 92), той се нарежда на 60-о място по разпространеност.Шаблон:Hrf Йодните минерали са рядкосрещани. Местата, където той е достатъчно концентриран, е под формата на йодатни минерали. Такива минерали са лаутарит – Са(IO₃)₂ и диетцит – 7Ca(IO₃)₂·8CaCrO₄.Шаблон:Hrf Това са минералите, които се срещат като следи от замърсявания в калцита, открити в Чили, чийто основен продукт е натриев нитрат. Tе съдържат 0,02 % – 1 % йод от общото им тегло.Шаблон:Hrf Натриевият йодат се извлича от калцита и се редуцира до йодид чрез натриев бисулфит. Този разтвор, след това, реагира с прясно извлечен йодат, водейки до синпропорциониране на йода, който впоследствие може да се отфилтрира.Шаблон:Hrf

Калцитът е основният източник на йод през 19 век и продължава да бъде важен и до днес, заменяйки водораслите като основен източник (не е икономически изгоден метод).Шаблон:Hrf В края на 20 век соленоводните извори се очертават като новия основен източник. Японското газово поле Минами Канто, на изток от Токио и американското газово поле в котловината Анадарко, в северозападната част на Оклахома са двата най-големи източника. Солените води, извиращи от изворите, са с температура от 60 °C. Те се пречистват и подкисляват с помощта на сярна киселина, след което йодидът се окислява до елементарен йод чрез хлор. Получава се разтвор на йод, но той е много разреден и се налага по-нататъшно концентриране. Вдухва се гореща водна пара в разтвора, за да се изпари йодът, който после се прекарва през абсорбираща кула. С помощта на серният диоксид, той бива редуциран до йодоводород. Йодоводородът взаимодейства с хлор, за да се утаи йод. След филтриране и пречистване, йодът се пакетира.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

$2\mathrm{H}\mathrm{I}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{I}{\phantom{A}}_2\uparrow +2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$

$\mathrm{I}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{H}\mathrm{I}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$

$2\mathrm{H}\mathrm{I}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{I}{\phantom{A}}_2\downarrow +2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$

Чили и Япония са най-големите производители на йод, в днешно време.Шаблон:Hrf Алтернативно, солевият разтвор може да бъде третиран със сребърен нитрат, за да се утаи йодът като сребърен йодид, който след това се разлага чрез реакция с желязо, утаявайки сребро и водейки до получаването на разтвор на железен дийодид. След това елементареният йод може да бъде получен чрез окисление с хлор.Шаблон:Hrf

$\mathrm{H}\mathrm{I}+\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{I}\downarrow +\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$

$2\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{I}+\mathrm{F}\mathrm{e}⟶2\mathrm{A}\mathrm{g}\downarrow +\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{I}{\phantom{A}}_2$

$\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{I}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{I}{\phantom{A}}_2+\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

Приложения

Йодът има много приложения. Около половината от всичкия произведен йод се използва в производството на органойодни съединения, останалите 15 % остават под формата на елементарен йод, 15 % се използват за производството на калиев йодид, а други 15 % за други неорганични йодни съединения. Останалите 5 % са за други по-незначителни употреби. Основните приложения на йодните съединения са като катализатори, стабилизатори, бои, оцветители, пигменти, фармацевтични и санитарни продукти и проявители във фотографията. Други приложения на йода включват – борба със смога, предизвикването на валежи, както и различни приложения в аналитичната химия.Шаблон:Hrf

Аналитична химия

Калиевият тетрайодомеркурат (К₂HgI₄) е т.нар. Неслеров реактив. Използва се като тест за наличие на амоняк и амониеви йони. Медният тетрайодомеркурат (Cu₂HgI₄) се използва като утаител, при наличието на алкалоиди. Йодидният и йодатният йони се използват за количествени анализи, например в йодометрията (доказване на нишесте (целулоза) с образуване на тъмносин комплекс).Шаблон:Hrf Воден разтвор на алкален йодид се използва в йодоформения тест за доказване наличието на метилкетони.Шаблон:Hrf Йодометрията все още се използва за откриване на фалшиви банкноти, отпечатани върху хартия съдържаща нишесте (целулоза).Шаблон:Hrf

Медицина

Йодът се използва като дезинфектант под формата на елементарен йод или като воден разтвор на трийодидния йон IШаблон:Индекси. Йод се използва при лечението на йоден дефицит.Шаблон:Hrf Като алтернатива, йодът може да бъде под формата на йодофори, които съдържат йод, разтворен като комплекс. Примерите за такива препарати са:Шаблон:Hrf

• Йодна тинктура – йод, разтворен в етанол или йод и натриев йодид в смес от етанол и вода.
• Разтвор на Люгол – йод или йодид, разтворен само във вода, образувайки предимно трийодид. За разлика от йодната тинктура, разтворът на Люгол съдържа малко разтворен елементарен йод.
• Повидон-йод – йод, разтворен в повидон (органичен разтворител).

Антимикробното действие на йода е бързо и работи дори при много ниски концентрации. Това му свойство го прави често използван дезинфектант в хирургията.Шаблон:Hrf Специфичният му начин на действие е неизвестен. Вероятно, той прониква в микроорганизмите и атакува определени аминокиселини (цистеин и метионин), нуклеотиди и мастни киселини, което в крайна сметка води до клетъчна смърт. Той също така има антивирусно действие, но нелипидните вируси и парвовирусите са по-малко чувствителни, за разлика от липидните вируси. Йодът вероятно атакува повърхностните протеини на вирусите и дестабилизира мембранните мастни киселини посредством окисление на ненаситените въглеродни връзки.Шаблон:Hrf

В медицината се използва наситен разтвор на калиев йодид за лечение на остра тиротоксикоза. Използва се и за блокиране на поглъщането на йод-131 от щитовидната жлеза, когато този изотоп се използва при радиоизотопно лечение на други органи.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

Диатризоена киселина – рентгеноконтрастен препарат, съдържащ ¹³¹I

Наличието на йод-131 (обикновено като йодид) е предимно вследствие на радиоактивно замърсяване. Той е особено опасен поради склонността на щитовидната жлеза да концентрира погълнатия йод и да го задържа за по-дълги периоди. По тази причина хората, изложени на риск от радиоактивен йод (йод-131) трябва да приемат таблетки калиев йодид. Типичната доза за възрастни е една таблетка от 130 μg за 24 часа, осигуряваща 100 μg йонен йод. Нормалната необходима дневна доза йод е от порядъка на 100 μg. Поглъщането на тази голяма доза нерадиоактивен йод предотвратява приема на радиоактивен йод от щитовидната жлеза.Шаблон:Hrf

Като елемент с висока електронна плътност и голям атомен номер, йодът абсорбира рентгенови лъчи, по-слаби от 33,3 keV поради фотоелектричния ефект на най-вътрешните електрони.Шаблон:Hrf Органойодните съединения се използват чрез интравенозна инжекция като рентгенови радиоконтрастни средства. Това приложение често е в съчетание с усъвършенствани рентгенови техники, като ангиография и томография. Понастоящем всички водоразтворими рентгеноконтрастни вещества зависят от йода.

Други

Производството на етилендиамин дихидройодид, като хранителна добавка за добитъка, консумира голяма част от наличния йод. Друга значителна употреба е като катализатор за производството на оцетна киселина, чрез процесите на Монсанто и Катива. В тези технологии, които осигуряват нуждата от оцетна киселина в света, йодоводородната киселина превръща метанола в метилйодид, който се подлага на карбонилиране. Хидролизата на получения ацетилйодид регенерира йодоводородната киселина и дава оцетна киселина.Шаблон:Hrf

Неорганичните йодиди се използват за специални употреби. Титанът, цирконият, хафният и торият се пречистват чрез процеса на ван Аркел, който включва обратимото образуване на тетрайодиди на тези елементи. Сребърният йодид е основна съставка във фотографията. Хиляди килограми сребърен йодид се използват ежегодно за борба със смога и градушките и предизвикането на дъжд.Шаблон:Hrf

Органойодното съединение еритрозин е важен хранителен оцветител. Перфлуоралкилйодидите са предшественици на важни повърхностноактивни вещества, като перфлуороктансулфоновата киселина.Шаблон:Hrf

Биологична роля

Йодът е основен микроелемент за живота и е един от най-тежките елементи, от които се нуждаят живите организми (лантанът и другите лантаниди, както и волфрамът, се използват от някои микроорганизми).Шаблон:HrfШаблон:Hrf Йодът е необходим за синтеза на хормоните на щитовидната жлеза, регулиращи растежа – тироксин и трийодтиронин (T₄ и Т₃ съответно). Дефицитът на йод води до намалено производство на Т₃ и T₄ и съпътстващо разширяване на щитовидната жлеза, в опит да бъде набавен повече йод, причинявайки болестта ендемична гуша. По-често срещащият се хормон в кръвта е тироксинът (T₄), който има по-дълъг биологичен живот в сравнение с Т₃. При хората, съотношението T₄ към Т₃ в кръвта е между 14:1 и 20:1. T₄ се превръща в активен Т₃ (три до четири пъти по-мощен от T₄), на клетъчно ниво чрез дейодиназата (5'-йодиназа). Хормоните биват обработени допълнително чрез декарбоксилиране и дейодиране до производството на йодтиронамин (Т₁а') и тиронамин (Т₀а'). Всички изоформи на дейодиназите са ензими, съдържащи селен. Храната, съдържаща селен е от съществено значение за производството на Т₃.Шаблон:Hrf

Йодът представлява 65 % от молекулното тегло на T₄ и 59 % на Т₃. 15 до 20 μg йод се концентрират в щитовидната жлеза и хормоните. Щитовидната жлеза не се нуждае от повече от 70 μg/ден, за да синтезира необходимите дневни количества T₄ и Т3.Шаблон:Hrf По-високите препоръчителни дневни нива на йод са необходими за оптимална функция на редица системи на тялото – гърди, стомашна лигавица, слюнчени жлези, мозъчни клетки, хороиден плексус, тимус и артериални стени.Шаблон:HrfШаблон:HrfШаблон:HrfШаблон:Hrf

Естествените източници на йод са морските дарове, като риба, морски водорасли и миди, както и мляко и млечни продукти и яйца. Животните си набавят достатъчно йод от растения, отглеждани върху богата на йод почва.Шаблон:HrfШаблон:Hrf Йодираната сол е обогатена с йод, под формата на натриев йодид.Шаблон:HrfШаблон:Hrf

В области, където има дефицит на йод в хранатаШаблон:Hrf са наблюдавани заболявания на щитовидната жлеза. Симптомите са силна умора, подута гуша, умствено забавяне, депресия, наддаване на тегло и понижени телесни температури.Шаблон:Hrf Дефицитът на йод е водещата причина за предотвратяване на интелектуалната нетрудоспособност, резултат, който се получава предимно, когато бебетата или малките деца развиват гуша, поради липсата на елемента. Добавянето на йод към солта, до голяма степен, елиминира този проблем в по-богатите страни, но дефицитът на йод остава сериозен проблем за общественото здраве в развиващия се свят.Шаблон:Hrf Дефицитът на йод е проблем и в някои райони на Европа. Обработката на информация, двигателните умения и решаването на зрителните проблеми се подобряват при прием на йод от деца с умерен йоден дефицит.Шаблон:Hrf

Опасности

Елементарният йод (I₂) е токсичен, ако бъде приет неразреден. Леталната доза за възрастен човек е 30 mg/kg, което е около 2,1 – 2,4 g за човек с тегло от 70 до 80 kg. Прекомерният прием на йод може да бъде по-силно цитотоксичен при дефицит на селен.Шаблон:HrfШаблон:Hrf Токсичността му се дължи на неговите окислителни свойства, чрез които денатурира протеините (включително ензимите).Шаблон:Hrf При нива от 2 ppm йодът е непосредствено опасен за живота и здравето.Шаблон:Hrf

Елементарният йод е дразнещ за кожата и директният контакт може да причини изгаряния. Разтвори с висока концентрация на елементарен йод, могат да причинят увреждане на тъканите, ако се използват прекомерно за почистване.Шаблон:Hrf

Някои хора развиват свръхчувствителност към продукти и храни, съдържащи йод. Използването на йодна тинктура или повидон-йод може да причини обриви, понякога тежки.Шаблон:Hrf Парентералното приложение на йодни рентгеноконтрастни вещества може да доведе до ефекти, вариращи от лек обрив до летален анафилактичен шок.Шаблон:Hrf

Източници

Използвана литература