Иод

Общие сведения и методы получения

Иод (I) относится к галогенам, при комнатной температуре представ­ляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блес­ком. В 1811 г., получай селитру, французский химик Бернар Куртуа об­ратил внимание на то, что медный котел, в котором выпаривался золь­ный раствор, быстро разъедается. Оказалось, что под действием кон­центрированной серной кислоты из раствора выделялись тяжелые фио­летовые пары. В 1813 г. Ш. Гей-Люссак детально исследовал новое ве­щество, установил его элементарную природу и назвал его иодом (от греческого «иоэйдес» — фиалковый или фиолетовый).

Содержание в земной коре составляет 4*10^-5 % (по массе). В сво­бодном виде не встречается, в виде иодидов содержится в морской во­де (0,06 мг/л), в некоторых видах морских водорослей, в водах нефтя­ных буровых скважин (от 10 до 50 мг/л). В виде органических соеди­нений входит в состав всех живых организмов. В организме человека концентрируется главным образом в щитовидной железе. Встречается также в виде солей иодата калия КЮ₃ и периодата калия КЮ4, сопут­ствующих залежам нитрата натрия.

 Для извлечения иода из нефтя­ных вод на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Вы­делившийся иод либо адсорбируют углем, либо выдувают воздухом. На иод, адсорбированный углем, действуют едкой щелочью или сульфитом натрия Na₂S0₃. Из продуктов реакции свободный иод выделяют действи­ем хлора или серной кислоты и окислителя (H₂S04-f-K₂Cr₂0₇). При вы­дувании воздухом иод поглощают смесью диоксида серы с водяным па­ром (S0₂-fH₂O ^na p) и затем вытесняют под хлором. Сырой кристалли­ческий иод очищают возгонкой.

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный номер 53, атомная масса
126,9045 а. е. м., атомный объем 25,72*10^-6 м³/моль, атомный радиус
0,133 нм, ионные радиусы I¹- 0,220 нм, Р+ 0,094 нм, 1⁷+ 0,050 нм. Кон-
фигурация внешних электронных оболочек 5 s ² 5 р⁵. Значения потенциа-
лов ионизации атома иода 1(эВ): 10,44; 19,0; 31,4. Сродство атома иода
к электрону 3,08 эВ, сродство к протону 6,4 эВ; электроотрицательность 2,6.

Химические свойства

 Электрохимический эквивалент иода (одновалентного) ра­вен 1,31523 мг/Кл.

Химическая активность иода наименьшая в ряду природных гало­генов, но все же он является энергичным окислителем, степень окисле­ния —1, +1, +3, +5, +7. При обычных условиях соединяется с боль­шинством металлов и неметаллов.

С кислородом непосредственно не соединяется, косвенным путем по­лучают оксиды I 2 O 4, I ₂ 0₅, I 4 O 9 и др. Наиболее важным является иодио-ватый ангидрид или оксид иода (V) 1₂0₅ — белое кристаллическое ве­щество, растворяется в воде с образованием йодноватой кислоты НЮз, при нагревании свыше 573 К распадается на иод и кислород, сильный окислитель. Остальные оксиды иода мало стойки. Известны кислород­ные кислоты иода и их соли: НЮ — иодиоватистая кислота и ее со­ли — гипоиодиты; НЮ₃ — йодноватая кислота и ее соли — иодаты; НЮ₄ — йодная кислота и ее соли — периодаты.

При сильном нагревании иод соединяется с водородом (реакция об­ратимая), образуя иодоводород HI — бесцветный газ, дымит на возду­хе, с резким удушливым запахом, хорошо растворим в воде, темпера-тура плавления —51°С, температура кипения —35°С, сильный восста­новитель, молекулярный кислород постепенно окисляет его до иода уже при комнатной температуре (под дейетвнем света реакция сильно ус­коряется). Водный раствор иодоводорода является сильной кислотой, соли которой — иодиды — по внешнему виду похожи на хлориды, поч­ти все хорошо растворимы в воде.

Иод энергично взаимодействует с металлами, образуя соли — иоди­ды. В соединениях с иодом многие металлы не проявляют своей вые-

шей валентности. Все иодиды, кроме Agl , CU 2 I 2, Hg ₂ I ₂ , хорошо раство­римы в воде. После прибавления нескольких капель воды к смеси иода или с порошком алюминия или с железными опилками, происходит бурная реакция — выделяются густые фиолетовые пары иода и обра­зуется АПз или Fe ₃ l 3. Со ртутью иод реагирует при растирании в ступ­ке, образуя Hgl ₂ . В отсутствии влаги с иодом реагирует лишь поверх­ностный слой металла. Для многих металлов характерно образование комплексных ионов ( Hgl 4~; РЫ^^-).

Соединения иода с азотом получают косвенным путем. С водным раствором аммиака ( NH ₃ ) иод образует трехиодистый азот NI ₃ — черио-коричневое вещество, сильно взрывающееся даже при легком прикосновении. При действии нода иа азотистоводородную кислоту nN ₃ в среде азота образуется азид иода Шз — бесцветное твердое взрывоопасное вещество

Соединения иода с серой получены в растворе циклогексана взаи­модействием хлорсульфанов с иодидом калия ( KI ). При этом образу, ются иодсульфаны, отвечающие формуле S_nI „, где п=2 —6.

При нагревании 2 моль иода с 0,67 моль красного фосфора образу­ется иодид фосфора (III) Р1з — твердое красное вещество. Реакция протекает энергично, с выделением теплоты и света. При совместном плавлении фосфора и иода образуется соединение Р₂1₄.

Прн температуре выше 523 К иод соединяется с кремнием, образуя белые кристаллы Sil₄, энергично взаимодействующие с водой.

Иод непосредственно соединяется с галогенами, образуя IC1, 1С1₃, IF5, IF7, IBr — малоустойчивые и химически чрезвычайно активные сое­динения.

Иод растворяется в щелочах, образуя нестойкие соли иодиоватистой кислоты (НЮ), которые переходят в соли йодноватой кислоты (НЮ₃).

Иод является окислителем, но более слабым, чем хлор и бром. Он окисляет сероводород (H₂S) до элементарной серы, сернистую кислоту (H₂S0₃) до серной кислоты (H₂S0₄), аммиак (NH₃) до элементарного азота, сам при этом восстанавливается до I^-. Легко выделяется в сво­бодном состоянии из растворов солей даже под действием слабых окис­лителей (солей Fe³+ и Си²+). Сильные окислители (хлор, гипохлориты, концентрированная HN0₃) окисляют иод до йодной кислоты (НЮ₄) и ее солей. При растворении иода в йодистых солях образуются полиио-диды (Ме \ъ, Mel_sи др.). Иод окрашивает крахмал в темио-синий цвет — это качественная реакция на иод.

В водных растворах частично гидролизуется. В воде растворяется плохо (0,3 г/л). Растворимость иода в воде (г/л) 0,1620; 0,3395; 0,9566 при температурах 273, 298, 333 К соответственно.

При растворении в воде, иод частично реагирует с ней, образуя смесь кислот: нодоводородной (HI) и иодиоватистой (НЮ). Лучше иод растворяется в большинстве органических растворителей: сероуг­лероде (CS₂), этиловом спирте (С₂Н₅ОН), диэтиловом эфире (С₂Н₅ОС₂Н₅), хлороформе (СНС1₃), бензоле (С₆Н₆), ацетоне, бензине и других. Очень легко иод растворяется в водном растворе иодида калия (KI), образуя соединение бурого цвета К[1]. Растворы иода в углево­дородах, их хлористых и бромистых производных, иитросоединеииях и сероуглероде окрашены в фиолетовый цвет, а в органических раство­рителях, содержащих кислород, азот, серу и иод, — в коричневый.

Области применения

Применяют в медицине в виде йодной тинктуры (10 °/о-ный раствор иода в этиловом спирте) как антисептическое и кровеостанавливающее

средство. Иод входит в состав ряда фармацевтических препаратов. Для лечения базедовой болезни в организм вводят искусственно получаемый радиоактивный ¹³¹1.

Элементарный иод и иодиды применяют как катализатор, при полу­чении веществ и материалов высокой степени чистоты (для глубокой очистки циркония, гафния и других тугоплавких металлов), а также в фотографии, в аналитической химии.

Иодиды находят широкое применение в радиоэлектронике (реле па­мяти, электрохимические диоды), в термоэлектрических преобразова­телях.