IOD: ISTORIC, PROPRIETĂȚI, STRUCTURĂ, OBȚINERE, RISCURI, UTILIZĂRI - CHIMIE - 2025

Iodul este un non reactiv - element metalic aparținând grupei 17 din tabelul periodic (halogeni) și este reprezentat prin simbolul chimic I. Acesta este , în esență , un element cunoscut destul de popular din apa de iod până tirozina hormonului .

În stare solidă iodul este gri închis cu un luciu metalic (imagine inferioară), capabil să se sublimeze pentru a produce o vapoare violetă care, atunci când este condensată pe o suprafață rece, lasă un reziduu întunecat. Experimentele pentru a demonstra aceste caracteristici au fost numeroase și atractive.

Cristale robuste de iod. Sursa: BunGee

Acest element a fost izolat pentru prima dată de Bernard Curtois în anul 1811, obținând în același timp compuși care au servit drept materie primă pentru fabricarea nitratului. Cu toate acestea, Curtois nu a identificat iodul ca element, un merit împărtășit de Joseph Gay-Lussac și Humphry Davy. Gay-Lussac a identificat elementul ca „iode”, termen care provenea din cuvântul grecesc „ioides” cu care a fost desemnată culoarea violet.

Iodul elementar, ca și ceilalți halogeni, este o moleculă diatomică, alcătuită din doi atomi de iod legați de o legătură covalentă. Interacția Van der Waals între moleculele de iod este cea mai puternică printre halogeni. Așa se explică de ce iodul este halogenul cu cele mai mari puncte de topire și fierbere. Mai mult, este cel mai puțin reactiv dintre halogeni și cel cu cea mai mică electronegativitate.

Iodul este un element esențial care trebuie ingerat, deoarece este necesar pentru creșterea corpului; dezvoltarea creierului și mental; metabolism în general etc., recomandând un aport zilnic de 110 pg / zi.

Deficitul de iod în starea fetală a unei persoane este asociat cu apariția cretinismului, afecțiune caracterizată prin încetinirea creșterii corpului; precum și dezvoltarea mentală și intelectuală insuficientă, strabismul etc.

Între timp, o deficiență de iod la orice vârstă a individului este asociată cu apariția unui capră, caracterizat printr-o hipertrofie a tiroidei. Goiterul este o boală endemică, deoarece este limitat la anumite zone geografice cu propriile lor caracteristici nutriționale.

Istorie

Descoperire

Iodul a fost descoperit de chimistul francez Bernard Curtois, în anul 1811, în timp ce lucra cu tatăl său la producția de nitrat, necesitând carbonat de sodiu pentru acest lucru.

Acest compus a fost izolat de alge marine pe care le-au colectat de pe coastele Normandiei și Bretania. În acest scop, algele au fost arse și cenușa a fost spălată cu apă, reziduurile rezultate fiind distruse odată cu adăugarea de acid sulfuric.

Odată, poate din greșeală, Curtois a adăugat un exces de acid sulfuric și s-a format un vapor violet care s-a cristalizat pe suprafețele reci, așezându-se ca cristale întunecate. Curtois bănuia că era în prezența unui element nou și îl numea „Substanța X”.

Curtois a descoperit că această substanță, atunci când a fost amestecată cu amoniacul, a format un solid maro (triiodură de azot) care a explodat la cel mai mic contact.

Cu toate acestea, Curtois s-a limitat să-și continue cercetările și a decis să dea mostre din substanța sa lui Charles Desormes, Nicolas Clément, Joseph Gay-Lussac și André-Marie Ampère, pentru a obține colaborarea lor.

Apariția numelui

În noiembrie 1813, Desormes și Clément au făcut publică descoperirea lui Curtois. În decembrie aceluiași an, Gay-Lussac a subliniat că noua substanță ar putea fi un element nou, sugerând numele „iode” din cuvântul grecesc „ioides”, desemnat pentru violet.

Sir Humphry Davy, care a primit o parte din eșantionul dat lui Ampère de Curtois, a experimentat cu proba și a remarcat o asemănare cu clorul. În decembrie 1813, Royal Society of London a fost implicată în identificarea unui element nou.

Deși a apărut o discuție între Gay-Lussac și Davy despre identificarea iodului, amândoi au recunoscut că Curtois a fost primul care l-a izolat. În 1839, Curtois a primit în sfârșit Premiul Montyn de la Royal Academy of Sciences, în recunoașterea izolării iodului.

Utilizări istorice

În 1839, Louis Daguerre a dat iodului prima utilizare comercială, inventând o metodă pentru producerea de imagini fotografice numite daguerrotipuri, pe foi subțiri de metal.

În 1905, patologul nord-american David Marine a investigat deficitul de iod în anumite boli și i-a recomandat aportul.

Proprietati fizice si chimice

Aspect

Sublimarea cristalelor de iod. Sursa: Ershova Elizaveta

Gri solid închis cu luciu metalic. Când sunt sublimate, vaporii săi sunt de culoare purpurie (imaginea de sus).

Greutatea atomică standard

126.904 u

Număr atomic (Z)

53

Punct de topire

113,7 ºC

Punct de fierbere

184,3 ºC

Densitate

Temperatura mediului ambiant: 4.933 g / cm ³

Solubilitate

Se dizolvă în apă pentru a produce soluții brune cu o concentrație de 0,03% la 20 ºC.

Această solubilitate este considerabil crescută dacă există ioni de iodură dizolvați anterior, deoarece se stabilește un echilibru între I ^- și I ₂ pentru a forma specia anionică I ₃ ^- , care solvă mai bine decât iodul.

În solvenții organici, cum ar fi cloroformul, tetraclorura de carbon și disulfura de carbon, iodul se dizolvă dând o tentă purpurie. De asemenea, se dizolvă în compuși azotati, cum ar fi piridina, chinolina și amoniacul, pentru a forma din nou o soluție maronie.

Diferența în colorations constă în faptul că iodul este dizolvat ca solvatați I ₂ molecule , sau sub formă de complexe de transfer de sarcină; aceștia din urmă apar atunci când avem de-a face cu solvenți polari (apă printre ei), care se comportă ca baze Lewis prin donarea electronilor la iod.

Miros

Pungent, iritant și caracteristic. Pragul de miros: 90 mg / m ³ și pragul de miros iritant: 20 mg / m ³ .

Coeficient de partiție octanol / apă

Jurnal P = 2,49

Descompunere

Când este încălzit până la descompunere, emite un fum de iodură de hidrogen și diverși compuși ioduri.

Viscozitate

2,27 cP la 116 ºC

Punct triplu

386,65 K și 121 kPa

Punct critic

819 K și 11,7 MPa

Căldură de fuziune

15,52 kJ / mol

Căldură de vaporizare

41,57 kJ / mol

Capacitate calorică molară

54,44 J / (mol K)

Presiunea de vapori

Iodul are o presiune moderată de vapori, iar la deschiderea recipientului se sublimează lent la un vapor violet, iritant pentru ochi, nas și gât.

Numere de oxidare

Numerele de oxidare ale iodului sunt: - 1 (I ^- ), +1 (I ⁺ ), +3 (I ³⁺ ), +4 (I ⁴⁺ ), +5 (I ⁵⁺ ), +6 ( I ⁶⁺ ) și +7 (I ⁷⁺ ). În toate sărurile de iod, cum ar fi KI, iodul are un număr de oxidare de -1, deoarece în ele avem anionul I ^- .

Iodul capătă numere de oxidare pozitive atunci când este combinat cu elemente mai electronegative decât acesta; de exemplu, în oxizii săi (I ₂ O ₅ și I ₄ O ₉ ) sau compuși interhalogenated (IF, I-CI și I-Br).

electronegativitate

2,66 pe scara Pauling

Energie de ionizare

Prima: 1.008,4 kJ / mol

Al doilea: 1.845 kJ / mol

Al treilea: 3.180 KJ / mol

Conductivitate termică

0,449 W / (m K)

Rezistență electrică

1,39 · 10 ⁷ Ω · m la 0 ºC

Ordine magnetică

Diamagnetic

reactivitatea

Iodul se combină cu majoritatea metalelor pentru a forma ioduri, precum și cu elemente nemetalice, cum ar fi fosforul și alți halogeni. Ionul de iod este un puternic agent de reducere, eliberând spontan un electron. Oxidarea iodului produce o nuanță maronie de iod.

Iodul, spre deosebire de iod, este un agent oxidant slab; mai slab decât bromul, clorul și fluorul.

Iodul cu numărul de oxidare +1 se poate combina cu alți halogeni cu numărul de oxidare -1, pentru a da halogenele de iod; de exemplu: bromură de iod, IBr. De asemenea, se combină cu hidrogenul pentru a da naștere la iodură de hidrogen, care după dizolvarea în apă se numește acid hidroiodic.

Acidul hidroiodic este un acid foarte puternic capabil să formeze ioduri prin reacție cu metale sau cu oxizii, hidroxizii și carbonații lor. Iodul are o stare de oxidare de +5 în acidul iodic (HIO ₃ ), care este deshidratat pentru a produce pentoxidul de iod (I ₂ O ₅ ).

Structura și configurația electronică

- Atomul de iod și legăturile sale

Molecula de iod diatomic. Sursa: Benjah-bmm27 prin Wikipedia.

Iodul în starea sa de bază constă dintr-un atom care are șapte electroni de valență, doar unul din a-și putea completa octetul și a deveni izoelectronic cu xenonul gazului nobil. Acești șapte electroni sunt aranjați pe orbitalii lor 5s și 5p în funcție de configurația lor electronică:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁵

Prin urmare, atomii I arată o puternică tendință de legare covalentă, astfel încât fiecare individ are opt electroni în carcasa sa cea mai exterioară. Astfel, doi atomi I se reunesc și formează legătura II, care definește molecula diatomică I ₂ (imaginea superioară); unitate moleculară de iod în cele trei stări fizice în condiții normale.

Imaginea arată molecula I ₂ reprezentată de un model de umplere spațială. Nu este doar o moleculă diatomică, ci și omonucleară și apolară; prin urmare, interacțiunile lor intermoleculare (I ₂ - I ₂ ) sunt guvernate de forțele de dispersie londoneze, care sunt direct proporționale cu masa lor moleculară și dimensiunea atomilor.

Această legătură II este totuși mai slabă în comparație cu celelalte halogene (FF, Cl-Cl și Br-Br). Acest lucru este teoretic datorat suprapunerii slabe a orbitalelor lor hibride sp ³ .

- Cristale

Masa moleculară a I ₂ permite forțelor sale dispersive să fie direcționale și suficient de puternice pentru a stabili un cristal ortorombic la presiune ambientală. Conținutul ridicat de electroni face ca lumina să promoveze tranzițiile de energie nesfârșite, ceea ce face ca cristalele de iod să se coloreze negru.

Cu toate acestea, atunci când iodul își sublimează vaporii prezintă o colorație violetă. Acest lucru este deja indicativ al unei tranziții mai specifice în orbitalele moleculare I ₂ (cele cu energie mai mare sau anti-legătură).

Celulă unitară ortorombică centrată pe bază pentru cristalul de iod. Sursa: Benjah-bmm27.

Mai sus sunt prezentate moleculele I ₂ , reprezentate de un model de sfere și tije, dispuse în interiorul celulei unității ortorombe.

Se poate observa că există două straturi: cel de jos cu cinci molecule, iar cel de mijloc cu patru. De asemenea, rețineți că o moleculă de iod stă la baza celulei. Sticla este construită distribuind periodic aceste straturi în toate cele trei dimensiuni.

Călătorind direcția paralelă cu legăturile II, se constată că orbitalii de iod se suprapun pentru a genera o bandă de conducere, ceea ce face din acest element un semiconductor; cu toate acestea, capacitatea sa de a conduce electricitatea dispare dacă este respectată direcția perpendiculară pe straturi.

Distanțele de legătură

Legătura II pare să se extindă; și, de fapt, este, deoarece lungimea legăturii sale crește de la 266 pm (stare gazoasă), la 272 pm (stare solidă).

Acest lucru se poate datora faptului că I ₂ molecule sunt foarte departe unul de altul în sectorul gazelor , forțele intermoleculare fiind aproape neglijabilă; în timp ce în solid, aceste forțe (II - II) devin tangibile, atrăgând atomii de iod a două molecule vecine unul față de celălalt și, în consecință, scurtând distanța intermoleculară (sau interatomică, văzută într-un alt mod).

Apoi, când cristalul de iod se sublimează, legătura II se contractă în faza gazoasă, deoarece moleculele vecine nu mai exercită aceeași forță atractivă (dispersivă) asupra împrejurimilor lor. Și, în mod logic, distanța I ₂ - I ₂ crește.

- Faze

S-a menționat anterior că legătura II este mai slabă în comparație cu ceilalți halogeni. În faza gazoasă la o temperatură de 575 ° C, 1% din I ₂ molecule dezintegra în atomi individuali I. Există atâta energie termică, încât doar doi mă reîntorc, se separă și așa mai departe.

În mod similar, această rupere a legăturii poate avea loc dacă se aplică presiuni enorme asupra cristalelor de iod. Prin comprimarea prea mult (sub presiune sute de mii de ori mai mare decât cea atmosferică), ' I ₂ molecule se rearanjează ca faza I monoatomica și iod este apoi că prezintă caracteristici metalice.

Cu toate acestea, există și alte faze cristaline, cum ar fi: ortoromba centrată pe corp (faza II), tetragonalul centrat pe corp (faza III) și cubul centrat pe față (faza IV).

Unde să găsești și să obții

Iodul are un raport ponderal, în raport cu scoarța terestră, de 0,46 ppm, ocupând locul 61 în abundență în acesta. Minerale de iod sunt rare, iar depozitele de iod exploatabile din punct de vedere comercial sunt iodate.

Mineralele de iod se găsesc în roci igrene, cu o concentrație de la 0,02 mg / kg până la 1,2 mg / kg, iar în rocile magmatice cu o concentrație de la 0,02 mg la 1,9 mg / kg. Poate fi găsit și în șistura Kimmeridge, cu o concentrație de 17 mg / kg greutate.

De asemenea, mineralele de iod se găsesc în rocile fosfat cu o concentrație cuprinsă între 0,8 și 130 mg / kg. Apa de mare are o concentrație de iod cuprinsă între 0,1 și 18 ug / L. Alge, bureți și stridii au fost anterior sursele principale de iod.

În prezent, însă, principalele surse sunt caliche, depozite de azotat de sodiu în deșertul Atacama (Chile) și saramuri, în principal din câmpul de gaze japonez din Minami Kanto, la est de Tokyo și câmpul de gaz Anadarko. Bazin în Oklahoma (SUA).

Caliciul

Iodul este extras din calic sub formă de iod și este tratat cu bisulfit de sodiu pentru a-l reduce la iod. Soluția este apoi reacționată cu iod proaspăt extras pentru a facilita filtrarea acesteia. Caliche a fost principala sursă de iod în secolele XIX și începutul secolului XX.

Saramură

După purificare, saramura este tratată cu acid sulfuric, care produce iodură.

Această soluție de iod este reacționată ulterior cu clor pentru a produce o soluție diluată de iod, care este evaporată de un flux de aer care este deviat către un turn de absorbție a dioxidului de sulf, producând următoarea reacție:

I ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ => 2 HI + H ₂ SO ₄

Ulterior, gazul cu iodură de hidrogen reacționează cu clorul pentru a elibera iodul în stare gazoasă:

2 HI + Cl ₂ => I ₂ HCI + 2

Și în final, iodul este filtrat, purificat și ambalat pentru utilizare.

Rolul biologic

- Dieta recomandată

Iodul este un element esențial, deoarece intervine în numeroase funcții la ființele vii, care sunt cunoscute mai ales la om. Singura modalitate prin care iodul intră în om este prin mâncarea pe care o mănâncă.

Dieta recomandată cu iod variază în funcție de vârstă. Astfel, un copil de 6 luni necesită un aport de 110 pg / zi; Dar de la vârsta de 14 ani, dieta recomandată este de 150 ug / zi. În plus, se afirmă că aportul de iod nu trebuie să depășească 1.100 ug / zi.

- Hormonii tiroidieni

Hormonul stimulant tiroidian (TSH) este secretat de glanda hipofizară și stimulează absorbția de iod de către foliculii tiroidieni. Iodul este transportat în foliculii tiroidieni, cunoscuți sub numele de coloizi, unde se leagă de aminoacidul tirozină pentru a forma monoiodotirozina și diiodotirozina.

În coloidul folicular, o moleculă de monoiodotironină se combină cu o moleculă de diiodotironină pentru a forma o moleculă numită triiodotironină (T ₃ ). Pe de altă parte, două molecule de diiodotrozină se pot uni, formând tetraiodotironină (T ₄ ). T ₃ și T ₄ sunt numiți hormoni tiroidieni.

Hormonii T ₃ și T ₄ sunt secretați în plasmă unde se leagă de proteinele plasmatice; inclusiv proteina transportoare de hormoni tiroidieni (TBG). Cele mai multe dintre hormonii tiroidieni sunt transportate în plasmă ca T ₄ .

Cu toate acestea, forma activă a hormonilor tiroidieni este T ₃ , astfel încât T ₄ în „organele albe” ale hormonilor tiroidieni, suferă deiodare și este transformată în T ₃ pentru a-și exercita acțiunea hormonală.

Efectele editează

Efectele acțiunii hormonilor tiroidieni sunt multiple, următoarele fiind posibile: metabolism crescut și sinteza proteinelor; promovarea creșterii corpului și dezvoltarea creierului; creșterea tensiunii arteriale și a frecvenței cardiace etc.

- Deficienta

Deficitul de iod și, prin urmare, al hormonilor tiroidieni, cunoscut sub numele de hipotiroidism, are numeroase consecințe care sunt influențate de vârsta persoanei.

Dacă deficitul de iod apare în timpul stării fetale a unei persoane, cea mai relevantă consecință este cretinismul. Această afecțiune se caracterizează prin semne precum funcția mentală afectată, dezvoltarea fizică întârziată, strabismul și maturizarea sexuală întârziată.

O deficiență de iod poate induce un gâsc, indiferent de vârsta la care apare deficiența. Un gâscă este o supradezvoltare a tiroidei, cauzată de stimularea excesivă a glandei de către hormonul TSH, eliberat din hipofiză ca urmare a deficitului de iod.

Dimensiunea excesivă a tiroidei (goiter) poate comprima traheea, limitând trecerea aerului prin ea. În plus, poate provoca leziuni ale nervilor laringieni care pot duce la răgușeală.

riscuri

Otrăvirea de la un aport excesiv de iod poate provoca arsuri la gură, gât și febră. De asemenea, dureri abdominale, greață, vărsături, diaree, puls slab și comă.

Un exces de iod produce unele dintre simptomele observate într-o deficiență: există o inhibare a sintezei hormonilor tiroidieni, crescând astfel eliberarea de TSH, ceea ce duce la o hipertrofie a tiroidei; adică un gâscă.

Studiile au arătat că aportul excesiv de iod poate provoca tiroidită și cancer tiroidian papilar. În plus, un aport excesiv de iod poate interacționa cu medicamente, limitându-le acțiunea.

A lua prea mult iod în combinație cu medicamente antitiroidiene, cum ar fi metimazolul, utilizat pentru tratarea hipertiroidismului, poate avea un efect aditiv și poate provoca hipotiroidism.

Inhibitori ai enzimei de conversie a angiotensinei (ACE), cum ar fi benazeprilul, sunt folosiți pentru a trata hipertensiunea. Luând o cantitate excesivă de iodură de potasiu crește riscul de hiperkalemie și hipertensiune.

Aplicații

Medicii

Iodul acționează ca un dezinfectant pentru piele sau rană. Are acțiune antimicrobiană aproape instantanee, pătrunde în interiorul microorganismelor și interacționează cu aminoacizii de sulf, nucleotide și acizi grași, ceea ce provoacă moartea celulelor.

Își exercită acțiunea antivirală în principal asupra virusurilor acoperite, postulând că atacă proteinele de pe suprafața virusurilor acoperite.

Iodura de potasiu sub formă de soluție concentrată este utilizată în tratamentul tireotoxicozei. De asemenea, este utilizat pentru a controla efectele radiațiilor de ¹³¹ I prin blocarea legării izotopului radioactiv la tiroidă.

Iodul este utilizat în tratamentul keratitei dendritice. Pentru a face acest lucru, corneea este expusă la vaporii de apă saturați de iod, pierzând temporar epiteliul corneei; dar există o recuperare completă din ea în două sau trei zile.

De asemenea, iodul are efecte benefice în tratamentul fibrozei chistice a sânului uman. De asemenea, s-a sugerat că ¹³¹ aș putea fi un tratament opțional pentru cancerul tiroidian.

Reacții și acțiune catalitică

Iodul este utilizat pentru a detecta prezența amidonului, dând o nuanță albastră. Reacția de iod cu amidon este, de asemenea, utilizată pentru a detecta prezența bancnotelor contrafăcute tipărite pe hârtie care conține amidon.

Tetraiodomercuratul de potasiu (II), cunoscut și sub numele de reactivul Nessler, este utilizat în detectarea amoniacului. De asemenea, în testul iodoformului se folosește o soluție alcalină de iod, pentru a arăta prezența cetilelor de metil.

Iodurile anorganice sunt utilizate la purificarea metalelor, cum ar fi titanul, zirconiul, hafniul și toriul. Într-o etapă a procesului, trebuie formate tetraiodidele acestor metale.

Iodul servește ca stabilizator pentru colofă, ulei și alte produse din lemn.

Iodul este utilizat ca catalizator în reacțiile de sinteză organică de metilare, izomerizare și deshidrogenare. Între timp, acidul hidroiodic este utilizat ca catalizator pentru producerea acidului acetic în procesele Monsanto și Cativa.

Iodul acționează ca un catalizator în condensarea și alchilarea aminelor aromatice, precum și în procesele de sulfatare și sulfație și pentru producerea de cauciucuri sintetice.

Fotografie și optică

Iodura de argint este o componentă esențială a filmului fotografic tradițional. Iodul este utilizat la fabricarea de instrumente electronice precum prisme cu un singur cristal, instrumente optice polarizante și sticlă capabilă să transmită raze infraroșii.

Alte utilizări

Iodul este utilizat la fabricarea pesticidelor, a coloranților anilini și a ftalinei. În plus, este utilizat în sinteza coloranților și este un agent de stingere a fumului. Și în final, iodura de argint servește ca nucleu de condensare pentru vaporii de apă din nori, pentru a provoca ploaie.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Stuart Ira Fox. (2003). Fiziologia umană. Prima editie. Editați | ×. McGraw-Hill Interamericana
3. Wikipedia. (2019). Iod. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Takemura Kenichi, Sato Kyoko, Fujihisa Hiroshi & Onoda Mitsuko. (2003). Structura modulată de iod solid în timpul disocierii sale moleculare sub presiune ridicată. Volumul naturii 423, paginile 971–974. doi.org/10.1038/nature01724
5. Chen L. și colab. (1994). Tranziții structurale de fază de iod la înaltă presiune. Institutul de Fizică, Academia Sinica, Beijing. doi.org/10.1088/0256-307X/11/2/010
6. Stefan Schneider & Karl Christe. (26 august 2019). Iod. Encyclopædia Britannica. Recuperat de la: britannica.com
7. Dr. Doug Stewart. (2019). Fapte cu element de iod. Chemicool. Recuperat de la: chemicool.com
8. Centrul Național de Informații Biotehnologice. (2019). Iod. Baza de date PubChem. CID = 807. Recuperat din: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
9. Rohner, F., Zimmermann, M., Jooste, P., Pandav, C., Caldwell, K., Raghavan, R., & Raiten, DJ (2014). Biomarkeri ai nutriției pentru dezvoltare - revizuirea iodului. The Journal of nutrition, 144 (8), 1322S-1342S. doi: 10.3945 / jn.113.181974
10. Advameg. (2019). Iod. Chimie explicată. Recuperat de la: chemistryexplained.com
11. Traci Pedersen. (19 aprilie 2017). Fapte despre Iod. Recuperat de la: livescience.com
12. Megan Ware, RDN, LD. (30 mai 2017). Tot ce trebuie să știți despre iod. Recuperat de la: medicalnewstoday.com
13. Institutul Național de Sănătate. (9 iulie 2019). Iod. Recuperat din: ods.od.nih.gov