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 5s25. 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.

Реклама

Иод  - кристаллическое вещество чёрного цвета с фиолетовым металлическим блеском; кристаллическая решётка ромбическая; tпл 113,7 °С, tкип 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 tпл 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, tпл 128 °С. Нагревание H5IO6 до 100 °С в вакууме приводит к образованию НIO45ΙO6 = 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 Ва32IO6)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 (Т1/2 59,4 сут), 131I (T1/2 8,04 сут), 132Ι (T1/2 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.

В. П. Зломанов.