Иод (химический элемент)

ИОД, йод (латинский Iodum), I, химический элемент VII группы короткой формы (17-й группы длинной формы) периодической системы, относится к галогенам; атомный номер 53, атомная масса 126,90447. В природе встречается один стабильный изотоп ¹²⁷I. Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 108-144.

Историческая справка. Иод  впервые выделил в 1811 году французский химик Б. Куртуа, действуя концентрированной Н₂SO₄ на золу морских водорослей. Латинское название элемента происходит от греческого ιώδης - фиолетовый и связано с цветом паров иода.

Распространённость в природе. Содержание иода в земной коре составляет 4·10^-5% по массе. В природе иод в основном находится в морской воде и морских водорослях, а также в нефтяных буровых водах; входит в состав минералов - иодидов природных и иодатов, например лаутарита Са(IO₃)₂.

Свойства. Конфигурация внешней электронной оболочки атома иода 5s²5р⁵. В соединениях иод проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7; электроотрицательность по Полингу 2,66; атомный радиус 140 пм; радиус ионов I^- 206 пм, I⁵⁺ 109 пм. В газообразном, жидком и твёрдом состояниях иод существует в виде двухатомных молекул I₂. Заметная диссоциация (около 3%) молекул I₂ на атомы начинается при температуре выше 800 °С, а также под действием света. Молекулы I₂ диамагнитны.

Иод  - кристаллическое вещество чёрного цвета с фиолетовым металлическим блеском; кристаллическая решётка ромбическая; t_пл 113,7 °С, t_кип 184,3 °С, плотность твёрдого иода 4940 кг/м³. Иод  плохо растворим в воде (0,33 г/дм³ при 25 °С); растворимость иода в воде возрастает при увеличении температуры, а также при добавлении иодида калия КI за счёт образования комплекса КI₃. Иод  хорошо растворим во многих органических растворителях (бензоле, гексане, спиртах, четырёххлористом углероде и др.). Твёрдый иод легко возгоняется с образованием фиолетовых паров, имеющих резкий специфический запах.

Иод  - наименее химически активный галоген. С благородными газами, кислородом, серой, азотом, углеродом иод непосредственно не взаимодействует. При нагревании иод реагирует с металлами (образуются иодиды металлов, например иодид алюминия AlI₃), фосфором (иодид фосфора ΡΙ₃), водородом (иодоводород HI), другими галогенами (межгалогенные соединения). Иод  - менее сильный окислитель, чем хлор и бром. Для иода более характерны восстановительные свойства. Так, хлор окисляет иод до йодноватой кислоты НIO₃: I₂ + 5Сl₂ + 6Н₂O = = 2НIO₃ + 10НСl.

Для иода известен ряд кислородсодержащих кислот, соответствующих различным степеням окисления иода: иодноватистая HIO (степень окисления иода +1; соли - гипоиодиты, например гипоиодит калия KIO), йодноватая HIO₃ (+5; иодаты, например иодат калия KIO₃), периодная, или метаиодная, HIO₄ и ортопериодная, или ортоиодная, Н₅IO₆ (+7; соли - метапериодаты, например метапериодат калия KIO₄; ортопериодаты, например дигидроортопериодат калия Κ₃Η₂ΙO₆; общее название для солей кислот, содержащих иод в степени окисления +7, - периодаты). Кислородсодержащие кислоты и их соли обладают окислительными свойствами. HIO - слабая кислота; HIO и гипоиодиты существуют только в водных растворах. Растворы HIO получают взаимодействием иода с водой, растворы гипоиодитов - взаимодействием иода с растворами щелочей. HIO₃ - бесцветное кристаллическое вещество с t_пл 110 °С, хорошо растворимое в воде; при нагревании до 300 °С отщепляет воду с образованием кислотного оксида I₂О₅. Получают HIO₃ окислением иода дымящей азотной кислотой: 3I₂ + 10HNO₃ = 6HIO₃+ 10NO + 2Н₂O. Иодаты - растворимые в воде кристаллические вещества; получают при взаимодействии иода с горячими растворами щелочей. При нагревании выше 400 °С иодаты разлагаются, например: 4КIO₃ = KI + 3КIO₄. Н₅IO₆ - бесцветное кристаллическое вещество, t_пл 128 °С. Нагревание H₅IO₆ до 100 °С в вакууме приводит к образованию НIO₄ (Η₅ΙO₆ = НIO₄ + 2Н₂O), которая при более высокой температуре разлагается: 2HIO₄ = 2НIO₃ + O₂. В водных растворах Н₅IO₆ проявляет свойства слабой многоосновной кислоты. Получают Н₅IO₆ обменной реакцией, например Ва₃(Н₂IO₆)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₅IO₆ + 3BaSO₄, с последующим упариванием фильтрата. Периодаты - кристаллические вещества, устойчивы к нагреванию, растворимы в воде; получают электрохимическим окислением иодатов.

Растворение иода в воде - сложный химический процесс, включающий не только растворение, но и диспропорционирование (I₂ + Н₂О = HI + HIO) и разложение HIO (ЗHIO=2HI + HIO₃). Скорость диспропорционирования HIO велика, особенно в щелочных (3I₂ + 6NaOH = NaIO₃ + 5NaI + 3Н₂O). Поскольку константа равновесия реакции I₂ + Н₂О = HI + HIO мала (К = 2∙10^-13), то иод в водном растворе присутствует в виде I₂, а йодная вода при хранении в темноте не разлагается и имеет нейтральную реакцию.

Биологическая роль. Иод  относится к микроэлементам. Суточная потребность человека в иоде около 0,2 мг. Основное физиологическое значение иода определяется его участием в функции щитовидной железы. Поступающий в неё иод участвует в биосинтезе тиреоидных гормонов. Недостаток поступления иода приводит к развитию эндемического зоба, избыток иода в организме отмечается при некоторых заболеваниях печени.

Получение. В промышленности иод выделяют из буровых вод и из золы морских водорослей. Для извлечения иода буровые воды, содержащие иодиды, обрабатывают при подкислении хлором; выделившийся иод выдувают водяным паром. Для очистки иода через реакционную смесь пропускают диоксид серы SO₂ (I₂ + SO₂ +  2Н₂O = 2HI + H₂SO₄) и окисляют образующийся HI до I₂ (например, хлором: 2HI + Сl₂ = 2НСl +I₂). Иодаты, образующиеся при сжигании водорослей, восстанавливают диоксидом серы (2NaIO₃ + 5SO₂ + 4Н₂O = 2NaHSO₄ + 3H₂SO₄ + I₂); выделившийся иод очищают возгонкой. В лаборатории иод получают окислением иодидов в кислой среде (например, с помощью диоксида марганца: 2KI + МnO₂ + 2H₂SO₄ = I₂ + MnSO₄ + 2Н₂O + K₂SO₄); образующийся иод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром.

Мировое производство иода 15-16 тысяч т/год (2004).

Применение. Иод  и его соединения применяются в медицине; препараты иода, способные высвобождать элементарный иод, обладают антибактериальными, противогрибковыми и противовоспалительными свойствами. Иод  используется в транспортных химических реакциях для получения высокочистых Ti, Zr и других металлов, а также кремния; для заполнения йодных ламп накаливания, которые характеризуются высокой световой отдачей, небольшими размерами и длительным сроком эксплуатации. Радиоактивные изотопы ¹²⁵I (Т_1/2 59,4 сут), ¹³¹I (T_1/2 8,04 сут), ¹³²Ι (T_1/2 2,28 ч) используются в биологии и медицине для определения функционального состояния щитовидной железы и лечения её заболеваний.

Иод  токсичен, его пары раздражают слизистые оболочки, вызывают дерматиты.

Лит.: Greenwood N.N., Earnshaw А. Chemistry of the elements. 2nd ed. Oxf.; Boston, 1997; Дроздов А. А., Мазо Г. Н., Зломанов В. П., Спиридонов Ф.М. Неорганическая химия. М., 2004. Т. 2.