Строение атома йода (i), схема и примеры

Йод (тривиальное (общеупотребительное) название — йод; от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») — химический элемент с атомным номером 53. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в пятом периоде таблицы. Атомная масса элемента 126,90447 а. е. м.. Обозначается символом I (от лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.Простое вещество йод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Элементарный йод высокотоксичен. Молекула простого вещества двухатомна (формула I2). 

Название элемента предложено Гей-Люссаком и происходит от др.-греч. ἰο-ειδής (букв. «фиалкоподобный»), что связано с цветом пара, который наблюдал французский химик Бернар Куртуа, нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой. В медицине и биологии данный элемент и простое вещество обычно называют йодом, например, «раствор йода», в соответствии со старым вариантом названия, существовавшим в химической номенклатуре до середины XX века.

В современной химической номенклатуре используется наименование йод. Такое же положение существует в некоторых других языках, например, в немецком: общеупотребительное Jod и терминологически корректное Iod. Одновременно с изменением названия элемента в 1950-х годах Международным союзом общей и прикладной химии символ элемента J был заменен на I.

История

Йод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент.

Нахождение в природе

Йод — редкий элемент. Его кларк — всего 400 мг/т. Однако он чрезвычайно сильно рассеян в природе и, будучи далеко не самым распространенным элементом, присутствует практически везде. Йод находится в виде йодидов в морской воде (20—30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (2,5 г на тонну высушенной морской капусты, ламинарии). Известен в природе также в свободной форме, в качестве минерала, но такие находки единичны, — в термальных источниках Везувия и на острове Вулькано (Италия). Запасы природных йодидов оцениваются в 15 млн тонн, 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча йода, например, чилийская Atacama Minerals производит свыше 720 тонн йода в год. Наиболее известный из минералов йода — лаутарит Ca(IO3)2. Некоторые другие минералы йода — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.

Сырьём для промышленного получения йода в России служат нефтяные буровые воды, тогда как в зарубежных странах, не обладающих нефтяными месторождениями, используются морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, щёлок калийных и селитряных производств, что намного удорожает производство йода из такого сырья.

Физические свойства

Жидкий йод на дне химического стакана

Природный йод состоит только из одного изотопа — йода-127 (см. Изотопы йода). Конфигурация внешнего электронного слоя — 5s2p5. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома йода 0,136 нм, ионные радиусы I−, I5+ и I7+ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома йода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону −3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность йода — 2,66, йод принадлежит к числу неметаллов.

Йод при обычных условиях — твёрдое вещество, чёрно-серые или тёмно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском и специфическим запахом.

Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же, как и растворы в неполярных органических растворителях, например, в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном этиловом спирте. Слабо растворяется в воде (0,28 г/л), лучше растворяется в водных растворах йодидов щелочных металлов с образованием трийодидов (например трийодида калия KI3).

При нагревании при атмосферном давлении йод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки йода от нелетучих примесей.

Жидкий йод можно получить, нагревая его под давлением.

Известны 37 изотопов йода с массовыми числами от 108 до 144. Из них только 127I является стабильным, период полураспада остальных изотопов йода составляет от 103 мкс до 1,57⋅107 лет; отдельные изотопы используются в терапевтических и диагностических целях.

Радиоактивный нуклид 131I распадается с испусканием β-частиц (наиболее вероятные максимальные энергии — 0,248, 0,334 и 0,606 МэВ), а также с излучением γ-квантов с энергиями от 0,08 до 0,723 МэВ.

 

Химические свойства

• Йод относится к группе галогенов.
• Электронная формула (Электронная конфигурация) йода: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5.
• Образует ряд кислот: йодоводородную (HI), йодноватистую (HIO), йодистую (HIO2), йодноватую (HIO3), йодную (HIO4).
• Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.

• Довольно известной качественной реакцией на йод является его взаимодействие с крахмалом, при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения. Эту реакцию открыли в 1814 году Жан-Жак Колен (Jean-Jacques Colin) и Анри-Франсуа Готье де Клобри (Henri-François Gaultier de Claubry).
• С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:

Hg + I2 → HgI2

• С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодоводород:

H2 + I2 → 2HI

• Йод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I−:

I2 + H2S → S + 2HII2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6

Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения йода.

• При растворении в воде йод частично реагирует с ней (По «Началам Химии» Кузьменко: реакция не идёт даже при нагревании, текст нуждается в проверке)

I2 + H2O → HI + HIO ,  pKc=15,99

• Реакция образования нитрида трийода:

3I2 + 5NH3 → 3NH4I + NH3 ⋅ NI3↓

Нитрид трийода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолетовых паров йода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.

• Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полийодидов (перйодидов) — трийодид калия, дихлоройодат I калия:

KI + I2 → KI3

Применение

В медицине

5 % спиртовой раствор йода

«Раствор йода» ссылается сюда. На эту тему нужна отдельная статья.

Основная статья: Раствор Люголя

5-процентный спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения (рваной, резаной или иной раны), но не для приёма внутрь при дефиците йода в организме. Продукты присоединения йода к крахмалу, другим ВМС (т. н. «Синий йод» — Йодинол, Йокс, Бетадин и др.) являются более мягкими антисептиками.

При большом количестве внутримышечных инъекций, на их месте пациенту делается йодная сетка, — йодом рисуется сетка на площади, в которую делаются инъекции (напр., на ягодицах). Это нужно для того, чтобы быстро рассасывались «шишки», образовавшиеся в местах внутримышечных инъекций.

1. Широко рекламируется в альтернативной (неофициальной) медицине, однако его использование без назначения врача в целом мало обосновано и нередко сопровождается различными рекламными заявлениями.
2. В качестве антисептика применяется всё реже и реже, наряду со спиртовым раствором йода используется зелёнка, фукорцин, пиоктанин, растворы перекиси водорода и др.
3. В рентгенологических и томографических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.

Йод-131, как и некоторые радиоактивные изотопы йода (125I, 132I) применяются в медицине для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы.

Изотоп широко применяется при лечении диффузно-токсического зоба (болезни Грейвса), некоторых опухолей.

Согласно нормам радиационной безопасности НРБ-99/2009, принятым в России, выписка из клиники пациента, лечившегося с использованием йода-131, разрешается при снижении общей активности этого нуклида в теле пациента до уровня 0,4 ГБк.

В криминалистике

В криминалистике пары йода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например, на купюрах.

В технике: рафинирование металлов

Источники света

Йод используется в источниках света:

• галогеновых лампах — в качестве компонента газового наполнителя колбы для осаждения испарившегося вольфрама нити накаливания обратно на неё.
• металлогалогеновых дуговых лампах — в качестве газовой среды разряда используются галогениды ряда металлов, использование различных смесей которых позволяет получать лампы с большим разнообразием спектральных характеристик.

Производство аккумуляторов

Йод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-ионных аккумуляторах для автомобилей.

Лазерный термоядерный синтез

Некоторые йодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах йода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза).

Радиоэлектронная промышленность]

В последние годы резко повысился спрос на йод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.

Динамика потребления йода

Мировое потребление йода в 2005 году составило 25,8 тыс. тонн

Биологическая роль

Йод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, ламинария, фукус и другие) накапливают до 1 % йода. Богаты йодом водные растения семейства рясковых. Йод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.

Йод и щитовидная железа

У животных и человека йод входит в состав так называемых тиреоидных гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трийодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма.

В организме человека (масса тела 70 кг) содержится 12—20 мг йода. Суточная потребность человека в йоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза йода составляет 0,15 мг.

Недостаток йода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке йода отмечается усталость, головная боль, подавленное настроение, природная лень, нервозность и раздражительность; слабеет память и интеллект. Со временем появляется аритмия, повышается артериальное давление, падает уровень гемоглобина в крови.

Избыток йода в пище обычно легко переносится организмом, однако в отдельных случаях в людях с повышенной чувствительностью этот избыток может также привести к расстройствам щитовидной железы.

Токсичность

 

Йод токсичен. Смертельная доза (LD50) — 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров йода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких. При попадании на слизистую оболочку глаз появляется слезотечение, боль в глазах и покраснение. При попадании внутрь появляется общая слабость, головная боль, повышение температуры, рвота, понос, бурый налёт на языке, боли в сердце и учащение пульса. Через день появляется кровь в моче. Через 2 дня появляются почечная недостаточность и миокардит. Без лечения наступает летальный исход.

ПДК йода в воде 0,125 мг/дм³, в воздухе 1 мг/м³.

Радиоактивный йод-131 (радиойод), являющийся бета- и гамма-излучателем, особенно опасен для организма человека, так как радиоактивные изотопы биохимически не отличаются от стабильных.

Поэтому почти весь радиоактивный йод, как и обычный, концентрируется в щитовидной железе, что приводит к её облучению и дисфункции. Основным источником загрязнения атмосферы радиоактивным йодом являются атомные станции и фармакологическое производство.

В то же время это свойство радиойода позволяет использовать его для борьбы с опухолями щитовидной железы и диагностики её заболеваний (см. выше).

Источник: https://chem.ru/jod.html

Йод, свойства атома, химические и физические свойства

I 53  Йод

126,90447(3)     1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5

Йод — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации — главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

Атом и молекула йода. Формула йода. Строение атома йода

• Изотопы и модификации йода
• Свойства йода (таблица): температура, плотность, давление и пр.
• Физические свойства йода

Химические свойства йода. Взаимодействие йода. Химические реакции с йодом

Получение йода

Применение йода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула йода. Формула йода. Строение атома йода:

Йод (лат. Iodum, от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением I и атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации – главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

Йод – неметалл. Относится к группе галогенов.

Как простое вещество йод при нормальных условиях представляет собой  кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском. Йод легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом.

Молекула йода двухатомна.

Химическая формула йода I2.

Электронная конфигурация атома йода 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5. Потенциал ионизации атома йода равен 10,45 эВ (1008,3 кДж/моль).

Строение атома йода. Атом йода состоит из положительно заряженного ядра (+53), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 53 электрона. При этом 46 электронов находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем.

Поскольку йод расположен в пятом периоде, оболочек всего пять. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями.

Пятая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома йода на 5s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 5p-орбитали – четыре спаренных и один неспаренный электрон.

В свою очередь ядро атома йода состоит из 53 протонов и 74 нейтронов. Йод относится к элементам p-семейства.

Радиус атома йода составляет 136 пм.

Атомная масса атома йода составляет 126,90447(3) а. е. м.

Йод – химически активный неметалл.

Изотопы и модификации йода:

Свойства йода (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Общие сведения
Название	Йод/ Iodum
Символ	I
Номер в таблице	53
Тип	Неметалл
Открыт	Бернар Куртуа, Франция, 1811 г.
Внешний вид и пр.	Блестящий тёмно-серый неметалл. В газообразном состоянии — фиолетовый.
Содержание в земной коре	0,000049 %
Содержание в океане	6,0×10-6 %
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	126,90447(3) а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Радиус атома	136 пм
Химические свойства
Степени окисления	+7, +5, +3, +1, 0, −1
Валентность	+6, +4, +2, −2
Ковалентный радиус	133 пм
Радиус иона	(+7e) 50 (-1e) 220 пм
Электроотрицательность	2,66 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон)	1008,3 кДж/моль (10,45 эВ)
Электродный потенциал	+0,535 В
Физические свойства
Плотность (при  нормальных условиях)	4,93 г/см3
Температура плавления	113,7 °C (386,85 K)
Температура кипения	184,3 °C (457,4 K)
Уд. теплота плавления	15,52 кДж/моль
Уд. теплота испарения	41,95 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	54,44 Дж/(K·моль)
Молярный объём	25,7 см³/моль
Теплопроводность (при 300 K)	0,45 Вт/(м·К)
Электропроводность в твердой фазе	1,0х10-7 См/м
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a = 7,18 Å, b=4,71 Å, c = 9,81 Å
Отношение c/a	–
Температура Дебая

Физические свойства йода:

Химические свойства йода. Взаимодействие йода. Химические реакции с йодом:

Получение йода:

Применение йода:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. 
2. карта сайта
3. йод атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
   атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
   электронные формулы сколько атомов в молекуле йода йод
   сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Источник: https://xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai/yod-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

I — Иод

ИОД (йод) (лат. Iodum), I (читается «йод»), химический элемент с атомным номером 53, атомная масса 126,9045.

Иод расположен в пятом периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам.

Природный иод состоит только из одного нуклида — иода-127. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s2p5. В соединениях проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома иода 0,136 нм, ионные радиусы I–, I5+ и I7+ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома иода равны, соответственно, 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону –3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода 2,66, иод принадлежит к числу неметаллов.

Иод при обычных условиях — твердое черно-серое вещество с металлическим блеском и специфическим запахом.

Физические и химические свойства: кристаллическая решетка иода ромбическая, параметры элементарной ячейки а = 0,4792 нм, b = 0,7271 нм, с = 0,9803 нм. Температура плавления 113,5°C, температура кипения 184,35°C.

Важная особенность иода — способность сублимироваться (переходить из твердого в парообразное состояние) уже при комнатной температуре. Плотность иода 4,930 кг/см3.

Стандартный электродный потенциал I2/I– в водном растворе равен +0,535 В.

В парах, в расплаве и в кристаллах существует в виде двухатомных молекул I2. Длина связи 0,266 нм, энергия связи 148,8 кДж/моль. Степень диссоциации молекул на атомы при 727°C — 2,8%, при 1727°C — 89,5%.

Иод плохо растворим в воде, причем протекает обратимая реакция

I2 + H2O = HI + HIO

По реакционной способности иод — наименее активный галоген. Из неметаллов реагирует напрямую без нагревания только с фосфором (P) (образуется PI3) и мышьяком (As) (образуется AsI3), а также с другими галогенами. Так, с бромом (Br) иод реагирует практически без нагревания, причем образуется соединение состава IBr. При нагревании реагирует с водородом (H) Н2 с образованием газообразного HI.

Металлы реагируют с иодом обычно при нагревании. Протеканию реакции способствует наличие паров воды или добавление жидкой воды. Так, порошок алюминия (Al) вступает в реакцию с иодом, если к порошку добавить каплю воды:

2Al + 3I2 = 2AlI3.

Интересно, что со многими металлами иод образует соединения не в высшей степени окисления атома металла, а в низшей. Так, с медью (Cu) иод образует только соединение состава CuI, с железом (Fe) — состава FeI2. Все иодиды металлов, кроме иодидов AgI, CuI и Hg2I2, хорошо растворимы в воде.

• Иод реагирует с водным раствором щелочи, например:
• 3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O,
• а также с раствором соды:
• 3I2 + 3Na2CO3 = 5NaI + NaIO3 + 3CO2

Раствор иодистого водорода (H) HI в воде — сильная (иодистоводородная) кислота, по свойствам похожая на соляную кислоту. Иодноватистая кислота HIO — кислота очень слабая, существует только в разбавленных водных растворах. Также неустойчивы и ее соли — гипоиодиты.

Иодноватая кислота HIO3 представляет собой твердое вещество, в растворах ведет себя как сильная кислота. Соли этой кислоты — иодаты. Наиболее известен иодат калия (K) KIO3, используемый в аналитической химии.

Степени окисления +7 иода отвечает иодная кислота HIO4, которая из растворов выделяется в виде дигидрата HIO4·2Н2О. Интересно, что все 5 атомов водорода (H) в этом соединении могут быть замещены катионами металла. Например, известен периодат серебра (Ag) состава Ag5IO6.

Для обнаружения иода в водных растворах используют чрезвычайно чувствительную иодкрахмальную реакцию. Синяя окраска крахмала в растворе различна и появляется, если к раствору добавить ничтожное количество иода — 1 мкг и даже менее.

История открытия и название: иод был открыт в 1811 французским химиком Б. Куртуа, который извлекал соду (Na2CO3) и поташ (К2СО3) из золы морских водорослей. Однажды он прилил концентрированную серную кислоту к остатку маточного раствора.

К его удивлению, при этом наблюдалось выделение фиолетовых паров какого-то нового вещества (назван по цвету паров: греч. iodes — фиолетовый). В 1813-14 годах Ж.-Л. Гей-Люссак и Г.

Дэви доказали, что это — новое простое вещество, которому соответствует неизвестный ранее химический элемент.

Нужно отметить, что длительное время символом иода была латинская буква J. В те годы название элемента в химии записывали как «йод». И хотя после изменения знака элемента с J на I и утверждения нормы написания в химии элемента как «иод» прошло уже более 20 лет, написание «йод» сохранилось в современных словарях русского языка.

Нахождение в природе: иод — очень редкий элемент земной коры. Его содержание в ней оценивается всего в 1,4·10–5% (60-е место среди всех элементов). Так как иод химически достаточно активен, в свободном виде в природе он не встречается. Вместе с тем, соединения иода отличает высокая рассеянность — их микропримеси находят повсеместно.

Собственные минералы иода — иодаргирит AgI, лаурит Са(IO3)2 и дитцеит 7Са(IO3)2·8CaCrO4 — крайне редки и практического значения не имеют.

при получении иода разбавленные водные иодсодержащие растворы сначала обрабатывают для перевода иода в форму I2 нитритом натрия NaNO2, а выделившийся свободный иод отделяют экстракцией. Для очистки иода используют его способность легко сублимировать (см. выше).

Применение: иод применяют для получения высокочистого титана (Ti), циркония (Zr), гафния (Hf), ниобия (Nb) и других металлов (так называемое иодидное рафинирование металлов).

При иодидном рафинировании исходный металл с примесями переводят в форму летучих иодидов, а затем полученные иодиды разлагают на раскаленной тонкой нити. Нить изготовлена из заранее очищенного металла, который подвергают рафинированию.

Ее температуру подбирают такой, чтобы на нити могло происходить разложение только иодида очищаемого металла, а остальные иодиды оставались в паровой фазе.

Используют иод и в иодных лампах накаливания, имеющих вольфрамовую спираль и характеризующихся большим сроком службы.

Как правило, в таких лампах пары иода находятся в среде тяжелого инертного газа ксенона (Xe) (лампы часто называют ксеноновыми) и реагируют с атомами вольфрама (W), испаряющимися с нагретой спирали. Образуется летучий в этих условиях иодид, который рано или поздно оказывается вновь вблизи спирали.

Происходит немедленное разложение иодида, и освободившийся вольфрам (W) вновь оказывается на спирали. Иод применяют также в пищевых добавках, красителях, катализаторах, в фотографии, в аналитической химии.

Биологическая роль: иод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, или ламинария, фукус и другие) накапливают до 1% иода. Иод входит в скелетный белок губок сончин и скелетопротеины морских многощетинковых червей.

В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 12-20 мг иода, суточная потребность составляет около 0,2 мг.

Иод в медицине: в медицине используют «иодную настойку», обладающую дезинфицирующим действием. Следует иметь в виду, что обрабатывать иодной настойкой можно только небольшие раны, так как иод может вызвать омертвение ткани, что при больших ранах увеличит сроки их заживления.

Микроколичества иода жизненно необходимы человеку, дефицит иода в организме приводит к заболеванию щитовидной железы — эндемическому зобу, встречающемуся в местностях с низким содержанием иода в воздухе, почве, водах. Обычно это высокогорья и области, удаленные от моря.

Для того чтобы обеспечить поступление в организм необходимых количеств иода, используют иодированную поваренную соль.

Искусственные радионуклиды иода — иод-125, иод-131, иод-132 и другие — применяются для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы. Однако избыточное накопление радионуклида иода-131 в щитовидной железе (что, в частности, стало возможным после аварии на Чернобыльской АЭС) может привести к онкологическому заболеванию.

Для предотвращения накопления иода-131 в щитовидной железе в организм вводят немного обычного (стабильного) иода. Щитовидная железа, поглотив этот иод, им насыщается и захватывать радионуклид иод-131 более уже не в состоянии.

Так что даже если затем иод-131 и попадет в организм, он будет из него быстро выведен (период полураспада иода-131 сравнительно невелик и составляет около 8 суток, так что убыль радиоактивности происходит и за счет его распада).

Для того чтобы полностью «заблокировать» щитовидную железу от накопления в ней иода-131, врачи рекомендуют раз в неделю выпивать стакан молока, в который добавлена одна капля иодной настойки. Следует помнить, что иод токсичен и в виде I2, и в виде иодидов.

А знаете ли Вы, что…

Источник: http://WebElements.narod.ru/elements/I.htm

№53 Йод

Йод был открыт в 1811 г. парижским фабрикантом селитры, по имени Куртуа в соде, приготовленной из золы прибрежных растений. В 1813 г. Гей-Люссак исследовал новое вещество и дал ему название по фиолетовой окраске паров — иод. Оно произведено от греческого слова — темно-синий, фиалковый. Затем, когда было установлено его сходство с хлором, Дэви предложил именовать элемент иодином (аналогичное хлорином); это название принято в Англии и США до сих пор.

Получение:

Главным источником получения иода в СССР служат подземные буровые воды, которые содержат до 10 — 50 мг/л иода. Соединения иода также имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно.

Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают иод в своих тканях. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода.

Иод встречается также в виде солей калия — иодата КIO3 и периодата КIO4, сопутствующих залежам нитрата натрия (селитры) в Чили и Боливии.
Йод может быть получен аналогично хлору окислением HI различными окислителями.

В промышленности его обычно получают из иодидов, действуя на их растворы хлором. Таким образом, получение иода основано на окислении его ионов, причем в качестве окислителя применяется хлор.

Физические свойства:

Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском.

При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние.

Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей. Мало растворим в воде, хорошо во многих органических растворителях.

Химические свойства:

Свободный йод проявляет чрезвычайно высокую химическую активность. Он вступает во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения йода с металлами. С водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начинает идти обратная реакция — разложение иодоводорода:

H2 + I2 = 2HI — 53,1 кДж

Растворяется в растворах иодидов, образуя неустойчивые комплексы. Со щелочами диспропорционирует, образуя иодиды и гипоиодиты. Азотной кислотой окисляется до иодной кислоты.

Если к желтоватому водному раствора йода добавить сероводородной воды (водный раствор H2S), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:

H2S + I2 = S + 2HI

В соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Йодоводород, газ, очень похож по своим свойствам на хлороводород, но отличается более выраженными восстановительными свойствами.

Очень хорошо растворим в воде (425:1), концентрированный раствор йодоводорода дымит вследствие выделения HI, образующего с водяными парами туман.
В водном растворе принадлежит к числу наиболее сильных кислот.

Иодоводород уже при комнатной температуре постепенно окисляется кислородом воздуха, причем под действием света реакция сильно ускоряется:

4HI + O2 = 2I2 + 2H2O

Восстановительные свойства иодоводорода заметно проявляются при взаимодействии с концентрированной серной кислотой, которая при этом восстанавливается до свободной серы или даже до H2S. Поэтому HI невозможно получить действием серной кислоты на иодиды. Обычно иодоводород получают действием воды на соединения иода с фосфором — РI3. Последний подвергается при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и йодоводород:
РI3 + ЗН2О = Н3РО3 + 3HI
Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации) можно также получить, пропуская H2S в водную суспензию иода.

Иодиды, соли иодоводородной кислоты. Иодид калия применяют в медицине — в частности, при заболеваниях эндокринной системы, фотореактивы. Иодноватистая кислота — HOI является амфотерным соединением, у которого основные свойства несколько преобладают над кислотными. Может быть получена в растворе взаимодействием йода с водой
I2 + Н2О = НI + НОI

Иодноватая кислота — НIO3 может быть получена окислением йодной воды хлором:
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl Бесцветные кристаллы, вполне устойчивые при комнатной температуре. Сильная кислота, энергичный окислитель. Соли — иодаты, сильные окислители в кислой среде.

Оксид йода(V), иодноватый ангидрид, может быть получен при осторожном нагревании НIO3 до 200°С, порошок. При нагревании выше 300°С распадается на иод и кислород, проявляет окислительные свойства, в частности используется для поглощения CO в анализе:

5СО + I2O5 = I2 + 5CO2
Иодная кислота — HIO4 и ее соли (периодаты) хорошо изучены. Сама кислота может быть получена действием НСlO4 на иод: 2НСIО4 + I2=2НIO4 + Сl2
или электролизом раствора НIO3: НIO3+Н2О = Н2 (катод) + НIO4 (анод)
Из раствора иодная кислота выделяется в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав НIO4 ·2Н2О. Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту H5IO6 (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например, Ag5IO6). Иодная кислота — слабая, но более сильный окислитель, чем НСlO4.
Оксид иода (VII) I2О7 не получен.
Фториды йода, IF5, IF7 — жидкости, гидролизуются водой, фторирующие агенты.

Хлориды йода, ICl, ICl3 — крист. вещества, в растворах хлоридов растворяются с образованием комплексов [ICl2]- и [ICl4]-, иодирующие агенты.

Применение:

Иод широко применяются в химической промышленности (иодидное рафинирование Zr и Ti), для синтеза полуповодниковых материалов.

Иод и его соединения используются в аналитической химии (иодометрия) В медицине в виде так называемой йодной тинктуры (10% раствор иода в этиловом спирте), антисептического и кровоостанавливающего средства.

Соединения иода для профилактики (иодирование продуктов) и лечения заболеваний щитовидной железы, там же используются радиоактивные изотопы 125I, 131I, 132I. Мировое производство (без СССР) — около 10 тыс. т/год (1976).

ПДК около 1 мг/м3.

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info53.htm

Что такое Йод?

Всем привет! Каждый из вас хотя бы раз в жизни сталкивался с йодом. Скорее всего это был раствор коричневого цвета для обработки ран. Но на самом деле это был лишь 5% спиртовой раствор йода. Тогда что такое йод?

Сам по себе йод – это кристаллы черно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском. Но сам йод – неметалл. Это галоген, как фтор, хлор и бром. При нормальных условиях фтор и хлор – это газы, бром – это жидкость, а йод имеет форму твердых кристалловКристаллы йода в чистом виде.

Йод (с древнегреческого переводится как фиалковый, или фиолетовый) — 53 по счету химический элемент таблицы Менделеева. Простое вещество состоит из двух атомов йода, поэтому всегда записывается ка I2.

Если йод нагреть, то он не расплавится, а начнет сублимировать. То есть сразу переходить из твердого состояния в газообразное.

В газообразном состоянии йод представляет собой фиолетовые пары с резким запахом.

Газообразный йод

8 KI + 5 H2SO4 = 4 K2SO4 + 4 I2 + H2S + 4 H2O

А теперь поговорим о некоторых вариантах применения йода на практике:

1. отпечатки пальцев

химики довольно давно предложили метод проявления скрытых отпечатков пальцев парами йода.

для этого вещественное доказательство, например предмет одежды, помещают в специальную камеру, куда вносят некоторое количество йода.

при небольшом подогревании отпечатки проявляются почти сразу же, но при выдерживании на воздухе блекнут (йод возгоняется). по этой причине камеру снабжают прозрачной крышкой, чтобы быстро провести фотографирование.

2. антисептик

благодаря сильным антисептическим свойствам, йод эффективен при наличии воспалительных и гнойных процессов, кожного или ногтевого грибка.

в качестве антисептика используется, как правило, пятипроцентный раствор йода (о котором мы говорили в самом начале). более высокая концентрация йода способна вызвать достаточно сильный ожог кожи.

поэтому существую незыблемые правила применения йода (описанные в книге кутузова а.и. «необыкновенные возможности обыкновенного йода»).

• йодом обрабатывают только:
• · свежие порезы
• · свежие колотые и резаные раны
• · ранки от удаленных заусенцев
• не обрабатывают спиртовым йодом:
• · мокнущие старые раны
• · термические ожоги (химические ожоги можно лечить синим йодом)
• · пролежни
• · потницу
• · прыщи и высыпания

при этом йодом обрабатывают только край раны, его попадание даже на небольшой открытый участок пореза вызывает ощущения жжения. йодный раствор не должен перемешиваться с нашатырным спиртом или ихтиолом (мазью ихтиоловой), его не используют для обработки ран на слизистых поверхностях.

так же, йод может вызвать аллергическую реакцию, поэтому перед применением нужно нанести йод на внутреннюю часть локтя, если не появится покраснения, зуда или пятен, то можно смело использовать, конечно, если вы не находитесь в экстремальных условиях, где обеззаразить рану нужно как можно скорее, и проводить подобные тесты, просто нет времени.

инновации! будущее наступило! не нужно теперь искать вату или бинт))

3.заменитель радиоактивного йода

давайте представим, что в окружающую среду попали эти радиоактивные изотопы йода. (например в 40 км от вас) изотоп 136 йода вряд ли доберется до вас, так как его период полураспада очень маленький. всего полторы минуты. через 10 минут, после того как он попал в окружающую среду, можно будет считать, что он весь распался и вам он не угрожает.

изотоп 129 йода имеет огромный по человеческим меркам период полураспада (если есть 10 атомов 129 йода, то за время 1,57*10^7 лет распадется только 5 атомов). вероятность того, что он попадет к вам в организм достаточно большая. а вот сильно навредить он вам не сможет, так как в сравнении с человеческой жизнью, он достаточно стабильный.

изотопы 131 и 133 йода – это золотая середина, которая несет реальную угрозу.

они успеют попасть в организм, а затем достаточно быстро распадутся и нанесут вред вашему организму.

биологическое действие йода-131 связано с особенностями функционирования щитовидной железы. ее гормоны — тироксин и трийодтирояин — имеют в своем составе атомы йода. поэтому в норме щитовидная железа поглощает около 50% поступающего в организм йода.

естественно, железа не отличает радиоактивные изотопы йода от стабильных.накопление в щитовидной железе больших количеств йода-131 ведет к радиационному поражению (дисфункции щитовидной железы). возрастает также риск злокачественного перерождения тканей.

минимальная доза, при которой есть риск развития гипотиреоза у детей — 300 рад, у взрослых — 3400 рад. минимальные дозы, при которых появляется риск развития опухолей щитовидной железы, находятся в диапазоне 10-100 рад. наиболее велик риск при дозах 1200-1500 рад.

у женщин риск развития опухолей в четыре раза выше, чем у мужчин, у детей в три-четыре раза выше, чем у взрослых.

именно поэтому, если вы узнаете, что где-то произошел взрыв атомной бомбы или например произошла авария на атомной электростанции, вам необходимо развести раствор йода в стакане воды и выпить. либо за раз выпить несколько таблеток йодомарина. переборщить достаточно сложно. лишнее организм выведет естественным путем.

организм забьет щитовидку стабильным изотопом йода, который вы выпили. теперь, даже если в вас попадет радиоактивный изотоп йода, то он просто в скором времени выйдет с продуктами жизнедеятельности.

на этом всё. спасибо за внимание и не забывайте подписаться на наш дзен!

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5c5ab2e972176c00b0beb6c3/5c5c6460e5f8e300b15face5

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 3

Моль атомов РёРѕРґР° равен 126 9044 Рі РёРѕРґР°, Р° моль молекул РёРѕРґР° ( 12) — 253 8088 Рі РёРѕРґР°. Р’Рѕ избежание смешения этих понятий моль атомов элемента РёРЅРѕРіРґР° называют грамм-атомом.  [31]

• Восемь атомов РёРѕРґР° расположены РІ вершинах РєСѓР±Р°, описанного РІРѕРєСЂСѓРі октаэдра.  [33]
• Связывание атома РёРѕРґР° СЃ кислородом должно вызывать смещение РѕРґРЅРѕРіРѕ электрона РѕС‚ РёРѕРґР° Рє кислороду СЃ появлением ионных зарядов Рё возникновением общей пары электронов.  [34]
• Удары атома РёРѕРґР° РїРѕ РґСЂСѓРіРёРј атомам частицы Рќ21 РЅРµ РїСЂРёРІРѕРґСЏС‚ Рє образованию активированного комплекса.  [35]

Р’РѕРєСЂСѓРі атома РёРѕРґР° расположение связей приблизительно плоско-квадратное, причем РґРІРµ СЃРІСЏР·Рё длиннее РґРІСѓС… остальных ( СЃС…РѕРґРЅРѕРµ положение РІ структуре 1РЎ13, разд. РќР° топологической схеме ( СЂРёСЃ. 9.1 6) атомы кислорода, находящиеся РЅР° линиях S…  [37]

1. РџСЂРё этом атомы РёРѕРґР° возникают как РІ результате первичного распада C2H4J2, так Рё Р·Р° счет термической диссоциации молекулярного РёРѕРґР°.  [38]
2. Действительно, атомы РёРѕРґР°, возникающие РїСЂРё термической или фотодиссоциации молекул 12, РЅРµ атакуют молекулы углеводородов: атомы РЎ1 или Р’Рі взаимодействуют СЃ молекулами углеводородов, РЅРѕ только СЃ образованием молекул РќР“.  [39]
3. РџСЂРё этом атомы РёРѕРґР° восстанавливаются РґРѕ РёРѕРЅРѕРІ Р“, Рё желтая окраска раствора обесцвечивается.  [40]

Р’ нем атом РёРѕРґР° окружают семь электронных пар, простейшим симметричным расположением которых является пентагональная бипирамида ( 94) СЃ РґРІСѓРјСЏ аксиальными СЃРІСЏР·СЏРјРё I-F, оставшиеся пять связей равномерно распределены РІ плоскости С…Сѓ. Результаты исследований показывают, что молекула имеет строение, достаточно близкое Рє идеальному, РЅРѕ РІ РіСЂСѓРїРїРµ IPs наблюдается небольшое отклонение РѕС‚ плоского расположения атомов.  [41]

РџСЂРё этом атомы РёРѕРґР° восстанавливаются РґРѕ РёРѕРЅРѕРІ 1 -, Рё желтая окраска раствора обесцвечивается.  [42]

РџСЂРё этом атомы РёРѕРґР° восстанавливаются РґРѕ РёРѕРЅРѕРІ I, Рё желтая окраска раствора обесцвечивается.  [43]

Электрон Рё атом РёРѕРґР° находятся РІ РѕРґРЅРѕР№ сольватной сфере. Пунктиром показана орбиталь делокализованного электрона.  [44]

Введение второго атома иода протекает с более высокой скоростью, поэтому Д�Т является основным продуктом реакции.

Степень замещения Рё распределение иодтирозина РІ пептидах, полученных после гидролиза белка, определяют РїРѕ включению радиоактивной метки, Р° также методом дифференциальной спектрофото-метрии.  [45]

Страницы:      1    2    3    4

Источник: https://www.ngpedia.ru/id116598p3.html