Йод

Эта статья о химическом элементе. Для других видов использования см. Йод (устранение неоднозначности) .

Йод, ₅₃ я

Йод
Произношение	/ Aɪ aɪ aɪ aɪ n , - d ɪ n , - d iː n / ( Глаз -дина, -⁠din, -⁠deen )
Появление	блестящее металлическое серое твердое твердое вещество, черная/фиолетовая жидкость, фиолетовый газ
Стандартный атомный вес A r ° (i)
	126.904 47 ± 0.000 03 126,90 ± 0,01 ( сокращено )
Йод в периодической таблице
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Br ↑ I ↓ At tellurium ← iodine → xenon
Atomic number (Z)	53
Group	group 17 (halogens)
Period	period 5
Block	p-block
Electron configuration	[Kr] 4d10 5s2 5p5
Electrons per shell	2, 8, 18, 18, 7
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	(I2) 386.85 K ​(113.7 °C, ​236.66 °F)
Boiling point	(I2) 457.4 K ​(184.3 °C, ​363.7 °F)
Density (at 20° C)	4.944 g/cm3
Triple point	386.65 K, ​12.1 kPa
Critical point	819 K, 11.7 MPa
Heat of fusion	(I2) 15.52 kJ/mol
Heat of vaporisation	(I2) 41.57 kJ/mol
Molar heat capacity	(I2) 54.44 J/(mol·K)
Vapour pressure (rhombic) P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 260 282 309 342 381 457
Atomic properties
Oxidation states	−1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (a strongly acidic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 2.66
Ionisation energies	1st: 1008.4 kJ/mol 2nd: 1845.9 kJ/mol 3rd: 3180 kJ/mol
Atomic radius	empirical: 140 pm
Covalent radius	139±3 pm
Van der Waals radius	198 pm
Spectral lines of iodine
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​base-centered orthorhombic (oS8)
Lattice constants	a = 725.79 pm b = 478.28 pm c = 982.38 pm (at 20 °C)
Thermal expansion	74.9×10−6/K (at 20 °C)
Thermal conductivity	0.449 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	1.3×107 Ω⋅m (at 0 °C)
Magnetic ordering	diamagnetic
Molar magnetic susceptibility	−88.7×10−6 cm3/mol (298 K)
Bulk modulus	7.7 GPa
CAS Number	7553-56-2
History
Discovery and first isolation	Bernard Courtois (1811)
Isotopes of iodine
Main isotopes Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 123I synth 13.2232 h β+100% 123Te 124I synth 4.1760 d ε 124Te 125I synth 59.392 d ε 125Te 127I 100% stable 129I trace 1.614×107 y β− 129Xe 131I synth 8.0249 d β−100% 131Xe 135I synth 6.58 h β− 135Xe

Йод - химический элемент ; есть символ I и атомный 53 У . номер него кипит до фиолетового газа при 184 ° C (363 ° F). Элемент был обнаружен французским химиком Бернардом Куртуа в 1811 году и был назван два года спустя Джозефом Луи Гей-Луссаком после древнегреческого ώδης , что означает «фиолетовый».

Йод встречается во многих состояниях окисления, включая йодид (я ⁻ ), йодат ( я ⁻
₃ ) и различные периодические анионы. Будучи самым тяжелым важным минеральным питательным веществом , йод необходим для синтеза гормонов щитовидной железы . Дефицит йода затрагивает около двух миллиардов человек и является ведущей причиной предотвратимой интеллектуальной недостатки .

Доминирующими производителями йода сегодня являются Чили и Япония . Из-за своего высокого атомного числа и простоты прикрепления к органическим соединениям он также обнаружил пользу в качестве нетоксического радиоконтрастного материала. Из -за специфичности его поглощения человеческим организмом радиоактивные изотопы йода также могут использоваться для лечения рака щитовидной железы . Йод также используется в качестве катализатора в промышленной продукции уксусной кислоты и некоторых полимеров .

It is on the World Health Organization's List of Essential Medicines.

History

Iodine crystals sublimating into a purple gas

In 1811, iodine was discovered by French chemist Bernard Courtois, who was born to a family of manufacturers of saltpetre (an essential component of gunpowder). At the time of the Napoleonic Wars, saltpetre was in great demand in France. Saltpetre produced from French nitre beds required sodium carbonate, which could be isolated from seaweed collected on the coasts of Normandy and Brittany. To isolate the sodium carbonate, seaweed was burned and the ash washed with water. The remaining waste was destroyed by adding sulfuric acid. Courtois once added excessive sulfuric acid and a cloud of violet vapour rose. He noted that the vapour crystallised on cold surfaces, making dark black crystals. Courtois suspected that this material was a new element but lacked funding to pursue it further.

Courtois gave samples to his friends, Charles Bernard Desormes (1777–1838) and Nicolas Clément (1779–1841), to continue research. He also gave some of the substance to chemist Joseph Louis Gay-Lussac (1778–1850), and to physicist André-Marie Ampère (1775–1836). On 29 November 1813, Desormes and Clément made Courtois' discovery public by describing the substance to a meeting of the Imperial Institute of France. On 6 December 1813, Gay-Lussac found and announced that the new substance was either an element or a compound of oxygen and he found that it is an element. Gay-Lussac suggested the name "iode" (anglicized as "iodine"), from the Ancient Greek Ιώδης (iodēs, "violet"), because of the colour of iodine vapor. Ampère had given some of his sample to British chemist Humphry Davy (1778–1829), who experimented on the substance and noted its similarity to chlorine and also found it as an element. Davy sent a letter dated 10 December to the Royal Society of London stating that he had identified a new element called iodine. Arguments erupted between Davy and Gay-Lussac over who identified iodine first, but both scientists found that both of them identified iodine first and also knew that Courtois is the first one to isolate the element.

In 1873, the French medical researcher Casimir Davaine (1812–1882) discovered the antiseptic action of iodine. Antonio Grossich (1849–1926), an Istrian-born surgeon, was among the first to use sterilisation of the operative field. In 1908, he introduced tincture of iodine as a way to rapidly sterilise the human skin in the surgical field.

In early periodic tables, iodine was often given the symbol J, for Jod, its name in German; in German texts, J is still frequently used in place of I.

Properties

Iodine vapour in a flask, demonstrating its characteristic rich purple colour

Iodine is the fourth halogen, being a member of group 17 in the periodic table, below fluorine, chlorine, and bromine; since astatine and tennessine are radioactive, iodine is the heaviest stable halogen. Iodine has an electron configuration of [Kr]4d¹⁰5s²5p⁵, with the seven electrons in the fifth and outermost shell being its valence electrons. Like the other halogens, it is one electron short of a full octet and is hence an oxidising agent, reacting with many elements in order to complete its outer shell, although in keeping with periodic trends, it is the weakest oxidising agent among the stable halogens: it has the lowest electronegativity among them, just 2.66 on the Pauling scale (compare fluorine, chlorine, and bromine at 3.98, 3.16, and 2.96 respectively; astatine continues the trend with an electronegativity of 2.2). Elemental iodine hence forms diatomic molecules with chemical formula I₂, where two iodine atoms share a pair of electrons in order to each achieve a stable octet for themselves; at high temperatures, these diatomic molecules reversibly dissociate a pair of iodine atoms. Similarly, the iodide anion, I⁻, is the strongest reducing agent among the stable halogens, being the most easily oxidised back to diatomic I₂. (Astatine goes further, being indeed unstable as At⁻ and readily oxidised to At⁰ or At⁺.)

The halogens darken in colour as the group is descended: fluorine is a very pale yellow, chlorine is greenish-yellow, bromine is reddish-brown, and iodine is violet.

Elemental iodine is slightly soluble in water, with one gram dissolving in 3450 mL at 20 °C and 1280 mL at 50 °C; potassium iodide may be added to increase solubility via formation of triiodide ions, among other polyiodides. Nonpolar solvents such as hexane and carbon tetrachloride provide a higher solubility. Polar solutions, such as aqueous solutions, are brown, reflecting the role of these solvents as Lewis bases; on the other hand, nonpolar solutions are violet, the color of iodine vapour. Charge-transfer complexes form when iodine is dissolved in polar solvents, hence changing the colour. Iodine is violet when dissolved in carbon tetrachloride and saturated hydrocarbons but deep brown in alcohols and amines, solvents that form charge-transfer adducts.

The melting and boiling points of iodine are the highest among the halogens, conforming to the increasing trend down the group, since iodine has the largest electron cloud among them that is the most easily polarised, resulting in its molecules having the strongest Van der Waals interactions among the halogens. Similarly, iodine is the least volatile of the halogens, though the solid still can be observed to give off purple vapor. Due to this property iodine is commonly used to demonstrate sublimation directly from solid to gas, which gives rise to a misconception that it does not melt in atmospheric pressure. Because it has the largest atomic radius among the halogens, iodine has the lowest first ionisation energy, lowest electron affinity, lowest electronegativity and lowest reactivity of the halogens.

Structure of solid iodine

The interhalogen bond in diiodine is the weakest of all the halogens. As such, 1% of a sample of gaseous iodine at atmospheric pressure is dissociated into iodine atoms at 575 °C. Temperatures greater than 750 °C are required for fluorine, chlorine, and bromine to dissociate to a similar extent. Most bonds to iodine are weaker than the analogous bonds to the lighter halogens. Gaseous iodine is composed of I₂ molecules with an I–I bond length of 266.6 pm. The I–I bond is one of the longest single bonds known. It is even longer (271.5 pm) in solid orthorhombic crystalline iodine, which has the same crystal structure as chlorine and bromine. (The record is held by iodine's neighbour xenon: the Xe–Xe bond length is 308.71 pm.) As such, within the iodine molecule, significant electronic interactions occur with the two next-nearest neighbours of each atom, and these interactions give rise, in bulk iodine, to a shiny appearance and semiconducting properties. Iodine is a two-dimensional semiconductor with a band gap of 1.3 eV (125 kJ/mol): it is a semiconductor in the plane of its crystalline layers and an insulator in the perpendicular direction.

Isotopes

Main article: Isotopes of iodine

Of the forty known isotopes of iodine, only one occurs in nature, iodine-127. The others are radioactive and have half-lives too short to be primordial. As such, iodine is both monoisotopic and mononuclidic and its atomic weight is known to great precision, as it is a constant of nature.

The longest-lived of the radioactive isotopes of iodine is iodine-129, which has a half-life of 15.7 million years, decaying via beta decay to stable xenon-129. Some iodine-129 was formed along with iodine-127 before the formation of the Solar System, but it has by now completely decayed away, making it an extinct radionuclide. Its former presence may be determined from an excess of its daughter xenon-129, but early attempts to use this characteristic to date the supernova source for elements in the Solar System are made difficult by alternative nuclear processes giving iodine-129 and by iodine's volatility at higher temperatures. Due to its mobility in the environment iodine-129 has been used to date very old groundwaters. Traces of iodine-129 still exist today, as it is also a cosmogenic nuclide, formed from cosmic ray spallation of atmospheric xenon: these traces make up 10⁻¹⁴ to 10⁻¹⁰ of all terrestrial iodine. It also occurs from open-air nuclear testing, and is not hazardous because of its very long half-life, the longest of all fission products. At the peak of thermonuclear testing in the 1960s and 1970s, iodine-129 still made up only about 10⁻⁷ of all terrestrial iodine. Excited states of iodine-127 and iodine-129 are often used in Mössbauer spectroscopy.

The other iodine radioisotopes have much shorter half-lives, no longer than days. Some of them have medical applications involving the thyroid gland, where the iodine that enters the body is stored and concentrated. Iodine-123 has a half-life of thirteen hours and decays by electron capture to tellurium-123, emitting gamma radiation; it is used in nuclear medicine imaging, including single photon emission computed tomography (SPECT) and X-ray computed tomography (X-Ray CT) scans. Iodine-125 has a half-life of fifty-nine days, decaying by electron capture to tellurium-125 and emitting low-energy gamma radiation; the second-longest-lived iodine radioisotope, it has uses in biological assays, nuclear medicine imaging and in radiation therapy as brachytherapy to treat a number of conditions, including prostate cancer, uveal melanomas, and brain tumours. Finally, iodine-131, with a half-life of eight days, beta decays to an excited state of stable xenon-131 that then converts to the ground state by emitting gamma radiation. It is a common fission product and thus is present in high levels in radioactive fallout. It may then be absorbed through contaminated food, and will also accumulate in the thyroid. As it decays, it may cause damage to the thyroid. The primary risk from exposure to high levels of iodine-131 is the chance occurrence of radiogenic thyroid cancer in later life. Other risks include the possibility of non-cancerous growths and thyroiditis.

Protection usually used against the negative effects of iodine-131 is by saturating the thyroid gland with stable iodine-127 in the form of potassium iodide tablets, taken daily for optimal prophylaxis. However, iodine-131 may also be used for medicinal purposes in radiation therapy for this very reason, when tissue destruction is desired after iodine uptake by the tissue. Iodine-131 is also used as a radioactive tracer.

Chemistry and compounds

Main article: Iodine compounds

Halogen bond energies (kJ/mol)

X	XX	HX	BX3	AlX3	CX4
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Iodine is quite reactive, but it is much less reactive than the other halogens. For example, while chlorine gas will halogenate carbon monoxide, nitric oxide, and sulfur dioxide (to phosgene, nitrosyl chloride, and sulfuryl chloride respectively), iodine will not do so. Furthermore, iodination of metals tends to result in lower oxidation states than chlorination or bromination; for example, rhenium metal reacts with chlorine to form rhenium hexachloride, but with bromine it forms only rhenium pentabromide and iodine can achieve only rhenium tetraiodide. By the same token, however, since iodine has the lowest ionisation energy among the halogens and is the most easily oxidised of them, it has a more significant cationic chemistry and its higher oxidation states are rather more stable than those of bromine and chlorine, for example in iodine heptafluoride.

Charge-transfer complexes

I₂•PPh₃ charge-transfer complexes in CH₂Cl₂. From left to right: (1) I₂ dissolved in dichloromethane – no CT complex. (2) A few seconds after excess PPh₃ was added – CT complex is forming. (3) One minute later after excess PPh₃ was added, the CT complex [Ph₃PI]⁺I⁻ has been formed. (4) Immediately after excess I₂ was added, which contains [Ph₃PI]⁺[I₃]⁻.

The iodine molecule, I₂, dissolves in CCl₄ and aliphatic hydrocarbons to give bright violet solutions. In these solvents the absorption band maximum occurs in the 520 – 540 nm region and is assigned to a π^* to σ^* transition. When I₂ reacts with Lewis bases in these solvents a blue shift in I₂ peak is seen and the new peak (230 – 330 nm) arises that is due to the formation of adducts, which are referred to as charge-transfer complexes.

Hydrogen iodide

The simplest compound of iodine is hydrogen iodide, HI. It is a colourless gas that reacts with oxygen to give water and iodine. Although it is useful in iodination reactions in the laboratory, it does not have large-scale industrial uses, unlike the other hydrogen halides. Commercially, it is usually made by reacting iodine with hydrogen sulfide or hydrazine:

2 I₂ + N₂H₄ H₂O⟶ 4 HI + N₂

At room temperature, it is a colourless gas, like all of the hydrogen halides except hydrogen fluoride, since hydrogen cannot form strong hydrogen bonds to the large and only mildly electronegative iodine atom. It melts at −51.0 °C (−59.8 °F) and boils at −35.1 °C (−31.2 °F). It is an endothermic compound that can exothermically dissociate at room temperature, although the process is very slow unless a catalyst is present: the reaction between hydrogen and iodine at room temperature to give hydrogen iodide does not proceed to completion. The H–I bond dissociation energy is likewise the smallest of the hydrogen halides, at 295 kJ/mol.

Aqueous hydrogen iodide is known as hydroiodic acid, which is a strong acid. Hydrogen iodide is exceptionally soluble in water: one litre of water will dissolve 425 litres of hydrogen iodide, and the saturated solution has only four water molecules per molecule of hydrogen iodide. Commercial so-called "concentrated" hydroiodic acid usually contains 48–57% HI by mass; the solution forms an azeotrope with boiling point 126.7 °C (260.1 °F) at 56.7 g HI per 100 g solution. Hence hydroiodic acid cannot be concentrated past this point by evaporation of water. Unlike gaseous hydrogen iodide, hydroiodic acid has major industrial use in the manufacture of acetic acid by the Cativa process.

Unlike hydrogen fluoride, anhydrous liquid hydrogen iodide is difficult to work with as a solvent, because its boiling point is low, it has a small liquid range, its permittivity is low and it does not dissociate appreciably into H₂I⁺ and HI⁻
₂ ions – the latter, in any case, are much less stable than the bifluoride ions (HF⁻
₂) due to the very weak hydrogen bonding between hydrogen and iodine, though its salts with very large and weakly polarising cations such as Cs⁺ and NR⁺
₄ (R = Me, Et, Buⁿ) may still be isolated. Anhydrous hydrogen iodide is a poor solvent, able to dissolve only small molecular compounds such as nitrosyl chloride and phenol, or salts with very low lattice energies such as tetraalkylammonium halides.

Other binary iodine compounds

With the exception of the noble gases, nearly all elements on the periodic table up to einsteinium (EsI₃ is known) are known to form binary compounds with iodine. Until 1990, nitrogen triiodide was only known as an ammonia adduct. Ammonia-free NI₃ was found to be isolable at –196 °C but spontaneously decomposes at 0 °C. For thermodynamic reasons related to electronegativity of the elements, neutral sulfur and selenium iodides that are stable at room temperature are also nonexistent, although S₂I₂ and SI₂ are stable up to 183 and 9 K, respectively. As of 2022, no neutral binary selenium iodide has been unambiguously identified (at any temperature). Sulfur- and selenium-iodine polyatomic cations (e.g., [S₂I₄²⁺][AsF₆^–]₂ and [Se₂I₄²⁺][Sb₂F₁₁^–]₂) have been prepared and characterized crystallographically.

Given the large size of the iodide anion and iodine's weak oxidising power, high oxidation states are difficult to achieve in binary iodides, the maximum known being in the pentaiodides of niobium, tantalum, and protactinium. Iodides can be made by reaction of an element or its oxide, hydroxide, or carbonate with hydroiodic acid, and then dehydrated by mildly high temperatures combined with either low pressure or anhydrous hydrogen iodide gas. These methods work best when the iodide product is stable to hydrolysis. Other syntheses include high-temperature oxidative iodination of the element with iodine or hydrogen iodide, high-temperature iodination of a metal oxide or other halide by iodine, a volatile metal halide, carbon tetraiodide, or an organic iodide. For example, molybdenum(IV) oxide reacts with aluminium(III) iodide at 230 °C to give molybdenum(II) iodide. An example involving halogen exchange is given below, involving the reaction of tantalum(V) chloride with excess aluminium(III) iodide at 400 °C to give tantalum(V) iodide:

$${\ce {3TaCl5 + {\underset {(excess)}{5AlI3}}-> 3TaI5 + 5AlCl3}}$$

Lower iodides may be produced either through thermal decomposition or disproportionation, or by reducing the higher iodide with hydrogen or a metal, for example:

$${\ce {TaI5{}+Ta->[{\text{thermal gradient}}][{\ce {630^{\circ }C\ ->\ 575^{\circ }C}}]Ta6I14}}$$

Most metal iodides with the metal in low oxidation states (+1 to +3) are ionic. Nonmetals tend to form covalent molecular iodides, as do metals in high oxidation states from +3 and above. Both ionic and covalent iodides are known for metals in oxidation state +3 (e.g. scandium iodide is mostly ionic, but aluminium iodide is not). Ionic iodides MI_n tend to have the lowest melting and boiling points among the halides MX_n of the same element, because the electrostatic forces of attraction between the cations and anions are weakest for the large iodide anion. In contrast, covalent iodides tend to instead have the highest melting and boiling points among the halides of the same element, since iodine is the most polarisable of the halogens and, having the most electrons among them, can contribute the most to van der Waals forces. Naturally, exceptions abound in intermediate iodides where one trend gives way to the other. Similarly, solubilities in water of predominantly ionic iodides (e.g. potassium and calcium) are the greatest among ionic halides of that element, while those of covalent iodides (e.g. silver) are the lowest of that element. In particular, silver iodide is very insoluble in water and its formation is often used as a qualitative test for iodine.

Iodine halides

The halogens form many binary, diamagnetic interhalogen compounds with stoichiometries XY, XY₃, XY₅, and XY₇ (where X is heavier than Y), and iodine is no exception. Iodine forms all three possible diatomic interhalogens, a trifluoride and trichloride, as well as a pentafluoride and, exceptionally among the halogens, a heptafluoride. Numerous cationic and anionic derivatives are also characterised, such as the wine-red or bright orange compounds of ICl⁺
₂ and the dark brown or purplish black compounds of I₂Cl⁺. Apart from these, some pseudohalides are also known, such as cyanogen iodide (ICN), iodine thiocyanate (ISCN), and iodine azide (IN₃).

Iodine monochloride

Iodine monofluoride (IF) is unstable at room temperature and disproportionates very readily and irreversibly to iodine and iodine pentafluoride, and thus cannot be obtained pure. It can be synthesised from the reaction of iodine with fluorine gas in trichlorofluoromethane at −45 °C, with iodine trifluoride in trichlorofluoromethane at −78 °C, or with silver(I) fluoride at 0 °C. Iodine monochloride (ICl) and iodine monobromide (IBr), on the other hand, are moderately stable. The former, a volatile red-brown compound, was discovered independently by Joseph Louis Gay-Lussac and Humphry Davy in 1813–1814 not long after the discoveries of chlorine and iodine, and it mimics the intermediate halogen bromine so well that Justus von Liebig was misled into mistaking bromine (which he had found) for iodine monochloride. Iodine monochloride and iodine monobromide may be prepared simply by reacting iodine with chlorine or bromine at room temperature and purified by fractional crystallisation. Both are quite reactive and attack even platinum and gold, though not boron, carbon, cadmium, lead, zirconium, niobium, molybdenum, and tungsten. Their reaction with organic compounds depends on conditions. Iodine chloride vapour tends to chlorinate phenol and salicylic acid, since when iodine chloride undergoes homolytic fission, chlorine and iodine are produced and the former is more reactive. However, iodine chloride in carbon tetrachloride solution results in iodination being the main reaction, since now heterolytic fission of the I–Cl bond occurs and I⁺ attacks phenol as an electrophile. However, iodine monobromide tends to brominate phenol even in carbon tetrachloride solution because it tends to dissociate into its elements in solution, and bromine is more reactive than iodine. When liquid, iodine monochloride and iodine monobromide dissociate into I
₂X⁺
and IX⁻
₂ ions (X = Cl, Br); thus they are significant conductors of electricity and can be used as ionising solvents.

Iodine trifluoride (IF₃) is an unstable yellow solid that decomposes above −28 °C. It is thus little-known. It is difficult to produce because fluorine gas would tend to oxidise iodine all the way to the pentafluoride; reaction at low temperature with xenon difluoride is necessary. Iodine trichloride, which exists in the solid state as the planar dimer I₂Cl₆, is a bright yellow solid, synthesised by reacting iodine with liquid chlorine at −80 °C; caution is necessary during purification because it easily dissociates to iodine monochloride and chlorine and hence can act as a strong chlorinating agent. Liquid iodine trichloride conducts electricity, possibly indicating dissociation to ICl⁺
₂ and ICl⁻
₄ ions.

Iodine pentafluoride (IF₅), a colourless, volatile liquid, is the most thermodynamically stable iodine fluoride, and can be made by reacting iodine with fluorine gas at room temperature. It is a fluorinating agent, but is mild enough to store in glass apparatus. Again, slight electrical conductivity is present in the liquid state because of dissociation to IF⁺
₄ and IF⁻
₆. The pentagonal bipyramidal iodine heptafluoride (IF₇) is an extremely powerful fluorinating agent, behind only chlorine trifluoride, chlorine pentafluoride, and bromine pentafluoride among the interhalogens: it reacts with almost all the elements even at low temperatures, fluorinates Pyrex glass to form iodine(VII) oxyfluoride (IOF₅), and sets carbon monoxide on fire.

Iodine oxides and oxoacids

Structure of iodine pentoxide

Iodine oxides are the most stable of all the halogen oxides, because of the strong I–O bonds resulting from the large electronegativity difference between iodine and oxygen, and they have been known for the longest time. The stable, white, hygroscopic iodine pentoxide (I₂O₅) has been known since its formation in 1813 by Gay-Lussac and Davy. It is most easily made by the dehydration of iodic acid (HIO₃), of which it is the anhydride. It will quickly oxidise carbon monoxide completely to carbon dioxide at room temperature, and is thus a useful reagent in determining carbon monoxide concentration. It also oxidises nitrogen oxide, ethylene, and hydrogen sulfide. It reacts with sulfur trioxide and peroxydisulfuryl difluoride (S₂O₆F₂) to form salts of the iodyl cation, [IO₂]⁺, and is reduced by concentrated sulfuric acid to iodosyl salts involving [IO]⁺. It may be fluorinated by fluorine, bromine trifluoride, sulfur tetrafluoride, or chloryl fluoride, resulting iodine pentafluoride, which also reacts with iodine pentoxide, giving iodine(V) oxyfluoride, IOF₃. A few other less stable oxides are known, notably I₄O₉ and I₂O₄; their structures have not been determined, but reasonable guesses are I^III(I^VO₃)₃ and [IO]⁺[IO₃]⁻ respectively.

Standard reduction potentials for aqueous I species

E°(couple)	a(H+) = 1 (acid)	E°(couple)	a(OH−) = 1 (base)
I2/I−	+0.535	I2/I−	+0.535
HOI/I−	+0.987	IO−/I−	+0.48
0	0	IO− 3/I−	+0.26
HOI/I2	+1.439	IO−/I2	+0.42
IO− 3/I2	+1.195	0	0
IO− 3/HOI	+1.134	IO− 3/IO−	+0.15
IO− 4/IO− 3	+1.653	0	0
H5IO6/IO− 3	+1.601	H 3IO2− 6/IO− 3	+0.65

More important are the four oxoacids: hypoiodous acid (HIO), iodous acid (HIO₂), iodic acid (HIO₃), and periodic acid (HIO₄ or H₅IO₆). When iodine dissolves in aqueous solution, the following reactions occur:

I2 + H2O	⇌ HIO + H+ + I−	-	I2 + 2 OH−	⇌ IO− + H2O + I−	Kalk = 30 mol2 L−2

Hypoiodous acid is unstable to disproportionation. The hypoiodite ions thus formed disproportionate immediately to give iodide and iodate:

3 IO⁻ ⇌ 2 I⁻ + IO⁻
₃ K = 10²⁰

Йод и йодита еще менее стабильны и существуют только как мимолетное промежуточное соединение при окислении йодида до йодата, если вообще. Iodates are by far the most important of these compounds, which can be made by oxidising alkali metal iodides with oxygen at 600 °C and high pressure, or by oxidising iodine with chlorates. Unlike chlorates, which disproportionate very slowly to form chloride and perchlorate, iodates are stable to disproportionation in both acidic and alkaline solutions. From these, salts of most metals can be obtained. Iodic acid is most easily made by oxidation of an aqueous iodine suspension by electrolysis or fuming nitric acid. Iodate has the weakest oxidising power of the halates, but reacts the quickest.

Многие периодаты известны, в том числе не только ожидаемый тетраэдрический IO ⁻
₄ , но также и квадратный пирамидальный io ³⁻
₅ , октаэдрический ортопериодат io ⁵⁻
₆ , [io ₃ (OH) ₃ ] ²⁻ , [I ₂ O ₈ (OH ₂ )] ⁴⁻ , и я
₂ o ⁴⁻
₉ ​Они обычно производятся путем окисляющего щелочного йодата натрия электрохимически (с оксидом свинца) в качестве анода) или газом хлора:

Это ⁻
₃ + 6 Ох ⁻ → IO ⁵⁻
₆ + 3 H ₂ O + 2 E ⁻

Это ⁻
₃ + 6 Ох ⁻ + Cl ₂ → me ⁵⁻
₆ + 2 кл ⁻ + 3 H ₂ O

Они термодимически и кинетически мощные окислительные агенты, быстро окисляя MN ²⁺ в Mno ⁻
₄ , и расщепляющие гликолы , α- дикетоны , α- кетолы , α- аминоалкохолы и α- диамины . Ортопериодат особенно стабилизирует высокие состояния окисления среди металлов из -за его очень высокого отрицательного заряда в размере -5. Ортопериодическая кислота , H ₅ IO ₆ , является стабильной и дегидратирует при 100 ° C в вакууме к метапиодиновой кислоте , HIO ₄ . Попытка пойти дальше не приводит к несуществующему йодному гептоксиду (I ₂ O ₇ ), а скорее йод пентоксид и кислород. Периодическая кислота может быть протонирована серной кислотой с получением I (OH) ⁺
₆ Катион, изоэлектронный до TE (OH) ₆ и SB (OH) ⁻
₆ , и давая соли бисульфатом и сульфатом.

Полиодиновые соединения

Когда йод растворяется в сильных кислотах, таких как ярко -серная кислота, ярко -синий парамагнитный раствор, включая I ⁺
₂ катионы сформированы. Твердое соль диодинового катиона может быть получена путем окисления йода с пентафторидом сурьмы :

2 I ₂ + 5 SBF ₅ SO ₂ ⟶ 20 ° C 2 I ₂ SB ₂ F ₁₁ + SBF ₃

Соль I ₂ SB ₂ F ₁₁ темно -синий, а тантала синий аналог _{I 2} TA ₂ F ₁₁ также известен . Тогда как длина связи I - I в I ₂ - 267 вечера, что в i ⁺
₂ составляет всего 256 вечера, так как отсутствующий электрон в последнем был удален из орбиты антибонтирования, что делает связь прочнее и, следовательно, короче. В растворе фторусульфуриновой кислоты , Deeplue I ⁺
₂ обратимо димеризации ниже -60 ° C, образуя красный прямоугольный диамагнитный i ²⁺
₄ ​Другие полиодиновые катионы не так хорошо охарактеризованы, в том числе согнутые темно-коричневые или черные i ⁺
₃ и центрозимметричный C _{2 ч} зеленый или черный I ⁺
₅ , известный в ASF ⁻
₆ и Alcl ⁻
₄ соли среди других.

Единственным важным полиодидным анионом в водном растворе является линейный триодид , i ⁻
₃ ​Его формация объясняет, почему растворимость йода в воде может быть увеличена за счет добавления раствора йодида калия:

Я ₂ + я ⁻ ⇌ я ⁻
₃ ( k _eq = c. 700 и 20 ° C)

Многие другие полиодиды могут быть найдены, когда растворы, содержащие йод и йодид, кристаллизуются, такие как я ⁻
₅ , я ⁻
₉ , я ²⁻
₄ , и я ²⁻
₈ , чьи соли с большими, слабо поляризующими катионами, такими как CS ⁺ может быть изолирован.

Органоодиновые соединения

Основная статья: соединение органоооджина

Структура окислительного агента 2-цидоксибензойной кислоты

Органические соединения были фундаментальными в разработке органического синтеза, например, в Хофманн аминов устранении , Уильямсона синтез эфира , реакция сцепления Вюрца , и в Grignard Reagents .

Углеродный связь является общей функциональной группой , которая является частью основной органической химии ; Формально эти соединения можно рассматривать как органические производные йодидного аниона . Самые простые органоодиновые соединения , алкил йодид , могут быть синтезированы реакцией спиртов с триодидом фосфора ; Затем они могут использоваться в реакциях нуклеофильной замещения или для приготовления реагентов Grignard . Связь C - I является самым слабым из всех углерод -галогеновых связей из -за незначительной разницы в электроотрицательности между углеродом (2,55) и йодом (2,66). Таким образом, йодид является лучшей уходной группой среди галогенов, в такой степени, что многие органоодиновые соединения становятся желтыми, когда они хранятся со временем из -за разложения в элементарный йод; Таким образом, они обычно используются в органическом синтезе из -за простого образования и расщепления связи C - I. Они также значительно плотнее, чем другие органогалогенные соединения из -за высокого атомного веса йода. Несколько органических окисляющих средств, таких как йоданы, содержат йод в более высоком уровне окисления, чем -1, таких как 2-оксибензойная кислота , общий реагент для окисления спиртов до альдегидов , и йодобензоловый дихлорид (PHICL ₂ ), используемый для селективного хлорирования алкенов и алкинов . Одним из наиболее известных использований органоооооооооооооооооооооо из-за так называемого теста йодоформы , где йодоформ (CHI ₃ ) продуцируется исчерпывающим йодированием метилкетона ( или другого соединения, способного окислять до метилктона), как, как следует:

Некоторые недостатки использования органических соединений по сравнению с органохлорными или органоброминовыми соединениями являются большие затраты и токсичность производных йода, поскольку йод является дорогостоящим, а органоооооооооооооооооооооооооа из них были более сильными алкилирующими агентами. Например, йодоацетамид и йодоуксусную денатуру белки необратимо алкилирующих остатков цистеина и предотвращения реформации дисульфидных связей.

Обмен галогенами для производства йодоалканов с помощью реакции Finkelstein немного осложняется тем фактом, что йодид является лучшей уходной группой, чем хлорид или бромид. Тем не менее, разница достаточно мала, чтобы реакция была приведена к завершению, используя дифференциальную растворимость солей галогенидов или с использованием большого избытка соли галогенидов. В классической реакции Finkelstein алкилхлорид или алкил бромид превращается в алкил йодид путем обработки раствором йодида натрия в ацетоне . Йодид натрия растворим в ацетоне, а хлорид натрия , а бромид натрия - нет. Реакция движется в сторону продуктов путем массового действия из -за осадков нерастворимой соли.

Появление и производство

Йод является наименее распространенным из стабильных галогенов, составляющих только 0,46 частей на миллион земных корных пород (сравните: фтор : 544 ч / млн, хлор : 126 ч / млн, бром : 2,5 ч / млн), что делает его 60 -м наиболее распространенным элементом. Йодидные минералы редки, и большинство отложений, которые достаточно сконцентрированы для экономического экстракции, являются йодатными минералами. Примеры включают Lautarite , CA (IO ₃ ) ₂ и Dietzeite, 7CA (IO ₃ ) ₂ · 8CACRO ₄ . Это минералы, которые встречаются в виде примесей трассировки в калише , обнаруженных в Чили , основным продуктом которого является нитрат натрия . В общей сложности они могут содержать не менее 0,02% и не более 1% йода по массе. Йодат натрия экстрагируется из калиша и снижается до йодида бисульфитом натрия . Этот раствор затем реагируется со свежо извлеченным йодатом, что приводит к комбо -штампев с йодом, что может быть отфильтровано.

Калише была основным источником йода в 19 веке и продолжает быть важной сегодня, заменяя водоросль (которая больше не является экономически жизнеспособным источником), Но в конце 20 -го века расколы стали сопоставимым источником. Японское газовое поле Minami Kantō к востоку от Токио и американское газовое поле бассейна Анадарко на северо -западе Оклахомы являются двумя крупнейшими такими источниками. Рассохи более 60 ° C от глубины источника. Рассох сначала очищают и подкисляют с использованием серной кислоты , а затем присутствует йодид окисляется до йода с хлором. Раствор йода производится, но разбавляется и должен быть сконцентрирован. Воздух взорван в раствор, чтобы испарить йод, который передается в поглощающую башню, где диоксид серы уменьшает йод. Йодид водорода (HI) реагирует с хлором для осаждения йода. После фильтрации и очистки йод упакован.

2 HO + CL ₂ → I ₂ ↑ + 2 + 2 HCl

I ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 HI + H ₂ SO ₄

2 o Господь ₂ → I ₂ ↓ + 2 HCl

Эти источники гарантируют, что Чили и Япония являются крупнейшими производителями йода сегодня. Альтернативно, рассол может быть обработан нитратом серебра , чтобы осадить йод в виде йодида серебра , который затем разлагается реакцией с железом с образованием металлического серебра и раствора йодида железа (II) . Затем йод освобождается смещением хлором .

Приложения

Около половины всех произведенных йода переходят в различные органоодиновые соединения , еще 15% остаются в качестве чистого элемента, еще 15% используется для формирования йодида калия и еще 15% для других неорганических йодных соединений . Среди основных применений йодных соединений являются катализаторы , добавки для корма для животных, стабилизаторы, красители, ковры и пигменты, фармацевтическая, санитария (от настойка йода ) и фотографии; Незначительное использование включает ингибирование смога , посев облаков и различные применения в аналитической химии .

Химический анализ

Тестирование семян для крахмала с раствором йода

Анионы йодида и йодата часто используются для количественного объемного анализа, например, в йодометрии . Йод и крахмал образуют синий комплекс, и эта реакция часто используется для тестирования на крахмал или йода и в качестве индикатора в йодометрии. Тест йода для крахмала все еще используется для обнаружения поддельных банкнот, напечатанных на бумаге, содержащей крахмал.

Значение йода - это масса йода в граммах, которая потребляется 100 граммами химического вещества, обычно жира или масла. Числа йода часто используются для определения количества ненасыщенности в жирных кислотах . Это ненасыщение в форме двойных связей , которые реагируют с йодными соединениями.

Тетраодомеркурат калия (II) , K ₂ HGI ₄ , также известен как реагент Несслера. Он часто используется в качестве чувствительного точечного теста для аммиака . Аналогичным образом, реагент Майера (раствор калий -тетраодомеркурат (II)) используется в качестве осаждающего реагента для проверки на алкалоиды . Водный щелочный йод раствор используется в тесте йодоформ на метилкетоны .

Спектроскопия

Спектр молекулы йода I ₂ состоит из (не исключительно) десятков тысяч острых спектральных линий в диапазоне длины волны 500–700 нм. Следовательно, это обычно используемая эталонная длины волны (вторичный стандарт). Измеряя спектроскопическую технику без допплера, сосредотачиваясь на одной из этих линий, гипертонкая структура молекулы йода выявляет себя. В настоящее время разрешена линия так, что либо 15 компонентов (из даже вращательных квантовых чисел, j _даже ), либо 21 компонента (из нечетных квантовых чисел, J _add ) измеримы.

Йодид цезия и йодид натрия, легированный таллием, используются в кристаллических сцинтилляторах для обнаружения гамма-лучей. Эффективность высокая, а дисперсионная спектроскопия возможна энергией, но разрешение довольно плохое.

Космическое движение

Прокрутки ионных двигателей , использующие йод в качестве реакционной массы более компактно, с меньшей массой (и стоимостью), и работают более эффективно, чем ионные ионные движители сетки , которые использовались для продвижения предыдущих космических кораблей, таких как японские Hayabusa зонды , сателлит Goce Satellite НАСА ESA. , или миссия ДАРТ , каждая из которых использовала Ксенон для этой цели. йода Атомный вес составляет всего на 3,3% меньше, чем у ксенона, в то время как его первые две энергии ионизации в среднем на 12% меньше; Вместе они делают йод -ионы перспективной заменой. Тем не менее, йод вводит проблемы с химической реакционной способностью, отсутствующими в ксеноновой плазме.

Использование йода должно обеспечивать более распространенное применение технологии ионо-вытяжных технологий, особенно с небольшими космическими транспортными средствами. По данным Европейского космического агентства , «это маленькое, но потенциально разрушительное инновации могут помочь очистить небо космического мусора , позволяя крошечными спутниками дешево и легко самоуничтожению в конце своих миссий, направляясь в атмосферу, где они сгорит ".

В начале 2021 года французская группа Thrustme провела внедорожную демонстрацию ионного двигателя с электрическим питанием для космического корабля, где йод использовался вместо ксенона в качестве источника плазмы , чтобы сгенерировать тягу путем ускорения ионов с помощью электростатического поля. Полем

Лекарство

Основная статья: йод (медицинское использование)

Элементный йод (я ² ) используется как антисептик в медицине. Ряд водорастворимых соединений, от триодида (I ₃ ⁻ , сгенерировано in situ путем добавления йодида в плохо растворимый йод элементарного элемента) к различным йодофам , медленно разлагается, чтобы высвободить I ² при применении.

Соли йодида и йодата используются в низких дозах в йодированной соли . Насыщенный раствор йодида калия используется для лечения острого тиреотоксикоза . Он также используется для блокировки поглощения йода-131 в щитовидной железе (см. Раздел изотопов выше), когда этот изотоп используется как часть радиофармацевтических препаратов (таких как iobenguane ), которые не нацелены на ткани щитовидной железы или типа щитовидной железы.

Диатризовая кислота , йодсодержащий радиопрофильный агент

В качестве элемента с высокой электронной плотностью и атомным числом йод поглощает рентгеновские лучи слабые, чем 33,3 кэВ из-за фотоэлектрического эффекта внутренних электронов. Урганооооооооооооооооооооооа изысканности используются с внутривенной инъекцией в качестве рентгеновских радиоконтрастных агентов. Это приложение часто сочетается с расширенными рентгеновскими методами, такими как ангиография и компьютерная томография . В настоящее время все растворимые в воде радиоконтрастные агенты полагаются на йодсодержащие соединения .

Другие

Основная статья: йод

Производство этилендиамин дигидрооооооооооооооооооооооа по скобке питания для скота потребляет большую часть доступного йода. Другим значительным применением является катализатор производства уксусной кислоты Monsanto Cativa и процессами . В этих технологиях, которые поддерживают потребность в мировом уксусном кислоте, гидроидроидная кислота превращает сырье метанола в метил йодид, который подвергается карбонилированию . Гидролиз результирующего йодида ацетил -йодида регенерирует гидроиоооооооооооооооооооооооооо. И дает уксусную кислоту.

Неорганические йодиды находят специализированные применения. Титан , цирконий , хафний и торий очищают процессом бурного бура Ван Аркеля , который включает обратимое образование тетраодидов этих элементов. Серебряный йодид является основным ингредиентом традиционной фотографической пленки. Тысячи килограммов йодида серебра используются ежегодно для посева облака , чтобы вызвать дождь.

органооооооооооооооооооооооооооо для организма Эритрозин является важным пищевым раскраски. Перфтоороалкильные йодиды являются предшественниками важных поверхностно -активных веществ, таких как перфторомоктансульфоновая кислота .

Реакция йодных часов (в которой йод также служит испытанием для крахмала, образуя темно -синий комплекс), является популярным образовательным демонстрационным экспериментом и примером, казалось бы, колебательной реакции (это только концентрация промежуточного продукта, колеблется).

¹²⁵ Я используется в качестве радиовязи при исследовании, какие лиганды обращаются к каким рецепторам распознавания растительных паттернов (PRR).

Биологическая роль

Основная статья: йод в биологии

Система щитовидной железы гормонов щитовидной железы T ₃ и T ₄

Сравнение содержания йода в моче во Франции (в микрограмме/день), для некоторых регионов и департаментов (средние уровни йода мочи, измеряемые по микрограммам на литр в конце двадцатого века (1980–2000)))

Йод является важным элементом для жизни, и при атомном числе z = 53 является самым тяжелым элементом, обычно необходимым для живых организмов. ( Lanthanum и другие лантаноиды , а также вольфрам с z = 74 и уран с z = 92, используются несколькими микроорганизмами. ) Необходимо для синтеза регулирующих рост гормонов щитовидной железы тетраодотиронина и триоидотиронина (T ₄ и T ₃ соответственно, названные в честь их количества атомов йода). Дефицит йода приводит к снижению продукции T ₃ и T ₄ и сопутствующему увеличению ткани щитовидной железы в попытке получить больше йода, вызывая заболевание Goitre . Основной формой гормона щитовидной железы в крови является тетраодотиронин (T ₄ ), который имеет более длительную жизнь, чем триоидотиронин (T ₃ ). У людей соотношение T ₄ к T ₃ , выпущенное в кровь, составляет между 14: 1 и 20: 1. T ₄ преобразуется в Active T ₃ (в три-четыре раза более сильную, чем T ₄ ) в клетках с помощью deiodinases (5'-oidinase). Они дополнительно обрабатываются декарбоксилированием и деиодизация для получения йодотиронамина (T ₁ A) и тиронамин (T ₀ A '). Все три изоформы деиодиназ представляют собой селен -содержащие ферменты; Таким образом, металлический селен необходим для производства трийодотиронина и тетраодотиронина.

Йод составляет 65% от молекулярной массы T ₄ и 59% T ₃ . От пятнадцати до 20 мг йода сосредоточено в тканях щитовидной железы и гормонах, но 70% всего йода в организме обнаружены в других тканях, включая молочные железы, глаза , слизистую оболочку желудка, тимус, спинномозговая жидкость спинномозговая жидкость, хороидный фом , хороидный фокус, артерии, швоя, тимус , слюнные железы. Во время беременности плацента способна хранить и накапливать йод. В клетках этих тканей йод входит непосредственно по натрия-эйдо-симпора (NIS). Действие йода в тканях млекопитающих связано с развитием плода и новорожденного, а в других тканях известно.

Диетические рекомендации и потребление

Ежедневный уровень потребления, рекомендованный Соединенных Штатов Национальной медицинской академией , составляет от 110 до 130 мкг для детей до 12 месяцев, 90 мкг для детей до восьми лет, 130 мкг для детей до 13 лет, 150 мкг для взрослых, 220 мкг для беременных женщин и 290 мкг для кормящих женщин. Допустимый верхний уровень потребления (TUIL) для взрослых составляет 1100 мкг/день. Этот верхний предел оценивался путем анализа влияния добавок на гормон стимулирования щитовидной железы .

Европейское управление по безопасности пищевых продуктов (EFSA) относится к коллективному набору информации как диетических справочных значений, причем упоминание населения (PRI) вместо RDA и средним требованием вместо уха; ИИ и UL определяются так же, как в Соединенных Штатах. Для женщин и мужчин в возрасте 18 лет и старше, PRI для йода установлена ​​на 150 мкг/день; PRI во время беременности и лактации составляет 200 мкг/день. Для детей в возрасте 1–17 лет PRI увеличивается с возрастом с 90 до 130 мкг/день. Эти PRI сравнимы с RDA США, за исключением этого для лактации.

Щитовидная железа нуждается в 70 мкг/день йода, чтобы синтезировать необходимые ежедневные количества T4 и T3. Более высокие рекомендуемые ежедневные уровни йода, по -видимому, необходимы для оптимальной функции ряда систем организма, включая молочные железы , слизистую оболочку желудка , слюнные железы , клетки мозга , сосудистое сплетение , тимус , артерии .

Источники йода натуральных пищевых продуктов включают морепродукты , которые содержат рыбу , водоросли , водоросль , моллюсков и другие продукты , которые содержат молочные продукты , яйца , мясо , овощи , пока животные ели йод богато, а растения выращивают на богатой йодине почву. Йодированная соль укрепляется йодатом калия , солью йода, калия, кислорода.

По состоянию на 2000 год среднее потребление йода от пищи в Соединенных Штатах составило от 240 до 300 мкг/день для мужчин и от 190 до 210 мкг/день для женщин. Общее население США имеет адекватное йодное питание, с кормящими женщинами и беременными женщинами, имеющими легкий риск дефицита. В Японии потребление считалось намного выше, в диапазоне от 5280 мкг/день до 13 800 мкг/день от Вакаме и Комбу , которые едят, Как в виде Kombu и Wakame и Kombu и Wakame Omami экстрактов для супового бульона и картофельных чипсов . Тем не менее, новые исследования показывают, что потребление Японии ближе к 1000–3000 мкг/день. Взрослый UL в Японии в последний раз пересматривался до 3000 мкг/день в 2015 году.

После того, как были выполнены программы укрепления йода, такие как йодизация соли некоторые случаи гипертиреоза, , были обнаружены вызванного йодом (так называемый феномен на основе JOD ). Состояние происходит в основном у людей старше 40 лет, и риск выше, когда дефицит йода высок, а первый рост потребления йода высок.

Дефицит

Основная статья: Дефицит йода

В районах, где в рационе мало йода, которые представляют собой отдаленные внутренние районы и далекие гористые районы, где не употребляются продукты, богатые йодом, дефицит йода порождает гипотиреоз , симптомы которой являются крайняя усталость , горит , умственное замедление , депрессия , низкое увеличение веса и низкая температура базального тела . Дефицит йода является основной причиной предотвратимой интеллектуальной инвалидности , результат, который происходит в первую очередь, когда дети или маленькие дети становятся гипотиреоидками без йода. Добавление йода в соль в значительной степени разрушило эту проблему в более богатых районах, но дефицит йода остается серьезной проблемой общественного здравоохранения в более бедных районах сегодня. Дефицит йода также является проблемой в определенных областях всех континентов мира. Обработка информации, тонкие моторные навыки и визуальные проблемы нормализуются с помощью йодового воспроизведения у людей с дефицитом йода.

Меры предосторожности

Токсичность

Йод

Опасности
GHS Маркировка :
Пиктограммы
Сигнальное слово	Опасность
Заявления об опасности	H312 , H315 , H319 , H332 , H335 , H372 , H400
МЕРЫ ОФИНАЯ заявления	P261 , P273 , P280 , P305 , P314 , P338 , P351
NFPA 704 (Огненная бриллиант)	3 0 0

Элементный йод (i ₂ ) токсичен, если он принимается перорально неразбавлено. Смертельная доза для взрослых человека составляет 30 мг/кг, что составляет около 2,1–2,4 грамма для человека весом от 70 до 80 кг (даже когда эксперименты на крысах продемонстрировали, что эти животные могут выжить после съедания дозы 14000 мг/кг и все еще живет после этого). Избыток йода является более цитотоксичным в присутствии дефицита селена . Дополнение йода в популяциях с дефицитом селена проблематична по этой причине. Токсичность вытекает из его окислительных свойств, с помощью которых она денатурирует белки (включая ферменты).

Элементный йод также является раздражителем кожи. Прямой контакт с кожей может привести к повреждению, а сплошные кристаллы йода следует обрабатывать с осторожностью. Растворы с высокой концентрацией йода элементарного йода, такие как настойка йода и раствора Лугола , способны вызывать повреждение тканей, если они используются при длительной очистке или антисепсии; Аналогичным образом, жидкость -повидон-йод (бетадин), пойманная на кожу, привела к химическим ожогам в некоторых зарегистрированных случаях.

Профессиональная экспозиция

Люди могут быть подвергнуты йоду на рабочем месте путем ингаляции, проглатывания, контакта с кожей и зрительного контакта. Администрация по безопасности и гигиене труда (OSHA) установила правовой предел ( допустимый лимит воздействия ) для воздействия йода на рабочем месте при 0,1 млн. Промилле (1 мг/м ³ ) в течение 8-часового рабочего дня. Национальный институт безопасности и гигиены труда (NIOSH) установил рекомендуемый предел воздействия (REL) 0,1 м.д. (1 мг/м. ³ ) в течение 8-часового рабочего дня. На уровнях 2 частей на миллион йод сразу же опасен для жизни и здоровья .

Аллергические реакции

Некоторые люди развивают гиперчувствительность к продуктам и продуктам, содержащим йод. Применение настойки йода или бетадина может вызвать сыпь, иногда тяжелую. Парентеральное использование контрастных агентов на основе йода (см. Выше) может вызвать реакции, начиная от легкой сыпи до смертельной анафилаксии . Такие реакции привели к заблуждению (широко распространенному, даже среди врачей) о том, что у некоторых людей аллергия на сам йод; Даже аллергия на продукты, богатую йодом, была так толкована. На самом деле, никогда не было подтвержденного сообщения об истинной аллергии на йод, поскольку аллергия на йод или йод солей биологически невозможно. Реакции гиперчувствительности на продукты и продукты, содержащие йод, по -видимому, связаны с другими их молекулярными компонентами; Таким образом, человек, который продемонстрировал аллергию на одну пищу или продукт, содержащий йод, может не иметь аллергической реакции на другую. Пациенты с различной пищевой аллергией (рыбы, моллюски, яйца, молоко, морские водоросли, водоросль, мясо, овощи, комбу, вакаме) не имеют повышенного риска для контрастной средней гиперчувствительности. Как и во всех лекарствах, история аллергии пациента должна быть подвергнута сомнению и проконсультирована до того, как будет введен любой содержащий йод.

US DEA List I Статус

Фосфор снижает йод до гидрооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооды , которая является реагентом, эффективным для снижения эфедрина и псевдоэфедрина до метамфетамина . По этой причине йод был обозначен Администрацией по борьбе с наркотиками Соединенных Штатов как химическое вещество Precursor List I до 21 CFR 1310.02 .

Библиография

• Greenwood NN , Earnshaw A (1997). Химия элементов (2 -е изд.). Баттерворт-Хейнеманн . ISBN  978-0-08-037941-8 .