JÓD: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, ZÍSKÁVÁNÍ, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Jodu je reaktivní non - kovový prvek patřící do skupiny 17 periodické tabulky (halogeny) a je reprezentován chemická značka I. Je to v podstatě prvek zcela známá z jodu vodou až hormonu tyrosinu.

V pevném stavu je jód tmavě šedý s kovovým leskem (spodní obrázek), který je schopen sublimovat za vzniku fialově zbarvené páry, která po kondenzaci na chladném povrchu zanechává tmavý zbytek. Pokusy prokazující tyto vlastnosti byly četné a atraktivní.

Robustní krystaly jodu. Zdroj: BunGee

Tento prvek byl poprvé izolován Bernardem Curtoisem v roce 1811, přičemž byly získány sloučeniny, které sloužily jako surovina pro výrobu dusičnanů. Nicméně, Curtois neidentifikoval jod jako prvek, zásluhy sdílené Joseph Gay-Lussac a Humphry Davy. Gay-Lussac identifikoval prvek jako „ioda“, což je termín, který pochází z řeckého slova „ioides“, se kterým byla označena fialová barva.

Elementární jód je stejně jako ostatní halogeny diatomická molekula tvořená dvěma atomy jodu spojenými kovalentní vazbou. Van der Waalsova interakce mezi molekulami jodu je nejsilnější mezi halogeny. To vysvětluje, proč je jód halogen s nejvyšší teplotou tání a teplotou varu. Kromě toho je to nejméně reaktivní halogeny a ten s nejnižší elektronegativitou.

Jód je nezbytným prvkem, který je třeba spolknout, protože je nezbytný pro růst těla; mozek a duševní vývoj; metabolismus obecně atd., doporučující denní příjem 110 ug / den.

Nedostatek jódu ve fetálním stavu člověka je spojen s výskytem cretinismu, což je stav charakterizovaný zpomalením růstu těla; stejně jako nedostatečný duševní a intelektuální vývoj, strabismus atd.

Mezitím je nedostatek jódu v kterémkoli věku jedince spojen s výskytem strumy, charakterizované hypertrofií štítné žlázy. Goiter je endemická choroba, protože je omezena na určité zeměpisné oblasti s vlastními nutričními charakteristikami.

Dějiny

Objev

Jód objevil francouzský chemik Bernard Curtois v roce 1811 při práci se svým otcem na výrobě dusičnanů, což pro tento účel vyžadovalo uhličitan sodný.

Tato směs byla izolována od mořských řas, které shromáždily při pobřeží Normandie a Bretaně. Za tímto účelem byly řasy spáleny a popel byl promyt vodou, výsledné zbytky byly zničeny přidáním kyseliny sírové.

Jednou, možná náhodnou chybou, Curtois přidal přebytek kyseliny sírové a vytvořila se fialová pára, která krystalizovala na chladných površích a usadila se jako tmavé krystaly. Curtois měl podezření, že je v přítomnosti nového prvku, a nazval jej „látka X“.

Curtois objevil, že tato látka ve směsi s amoniakem vytvořila hnědou pevnou látku (trijodid dusíku), která explodovala při nejmenším kontaktu.

Curtois se však v pokračování svého výzkumu omezil a rozhodl se dát vzorky své podstaty Charlesi Desormesovi, Nicolasovi Clémentovi, Josephovi Gay-Lussacovi a André-Marie Ampèrovi, aby dosáhli jejich spolupráce.

Vznik jména

V listopadu 1813, Desormes a Clément zveřejnili Curtoisův objev. V prosinci téhož roku Gay-Lussac poukázal na to, že nová látka by mohla být novým prvkem a navrhla název „ioda“ z řeckého slova „ioides“, označeného jako fialová.

Sir Humphry Davy, který obdržel část vzorku, kterou Curtois dostal Ampere, experimentoval se vzorkem a zaznamenal podobnost s chlorem. V prosinci 1813 byla Královská společnost v Londýně zapojena do identifikace nového prvku.

Přestože mezi Gay-Lussacem a Davyem proběhla diskuse o identifikaci jodu, oba uznali, že Curtois byl první, kdo jej izoloval. V roce 1839 Curtois konečně obdržel Montynovu cenu od Královské akademie věd za uznání izolace jodu.

Historická použití

V 1839, Louis Daguerre dal jódu jeho první komerční použití, vynalézat způsob pro produkci fotografických obrazů volal daguerreotypes, na tenkých plechech kovu.

V roce 1905 vyšetřil severoamerický patolog David Marine nedostatek jódu u některých chorob a doporučil jeho příjem.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled

Sublimace jodových krystalů. Zdroj: Ershova Elizaveta

Masivní tmavě šedá s kovovým leskem. Při sublimaci jsou jeho páry fialové barvy (horní obrázek).

Standardní atomová hmotnost

126,904 u

Atomové číslo (Z)

53

Bod tání

113,7 ° C

Bod varu

184,3 ° C

Hustota

Okolní teplota: 4,933 g / cm ³

Rozpustnost

Rozpouští se ve vodě a vytváří hnědé roztoky o koncentraci 0,03% při 20 ° C.

Tato rozpustnost se výrazně zvyšuje v případě, že se předem rozpustí jodidové ionty, protože rovnováze mezi I ^- a I _{2 je založena} na I tvořit aniontové entity ₃ ^-, které solváty lepší než jod.

V organických rozpouštědlech, jako je chloroform, chlorid uhličitý a sulfid uhličitý, se jod rozpustí a získá fialový odstín. Také se rozpustí v dusíkatých sloučeninách, jako je pyridin, chinolin a amoniak, za vzniku opětného nahnědlého roztoku.

Rozdíl v zabarvení spočívá v tom, že jód se rozpustí v solvatovaných I ₂ molekuly, nebo jako komplexy s přenosem náboje; ta se objevují, když jedná o polární rozpouštědla (voda mezi nimi), která se chovají jako Lewisovy báze darováním elektronů jodu.

Zápach

Štiplavý, dráždivý a charakteristický. Prahová hodnota zápachu: 90 mg / m ³ a prahová hodnota dráždivého zápachu: 20 mg / m ³.

Rozdělovací koeficient oktanol / voda

Log P = 2,49

Rozklad

Při zahřátí k rozkladu se uvolňuje kouř z jodovodíku a různých sloučenin jodidů.

Viskozita

2,27 cP při 116 ° C

Triple point

386,65 K a 121 kPa

Kritický bod

819 K a 11,7 MPa

Teplo fúze

15,52 kJ / mol

Odpařovací teplo

41,57 kJ / mol

Molární kalorická kapacita

54,44 J / (mol K)

Tlak páry

Jód má mírný tlak par a když se nádoba otevře, pomalu sublimuje na fialovou páru, dráždí oči, nos a hrdlo.

Oxidační čísla

Oxidační čísla pro jod jsou: - 1 (I ^-), +1 (I ⁺), +3 (I ³⁺), +4 (I ⁴⁺), +5 (I ⁵⁺), +6 (I ⁶⁺) a +7 (I ⁷⁺). Ve všech jodidových solích, jako je KI, má jod oxidační číslo -1, protože v nich máme anion I ^-.

Jód získává pozitivní oxidační čísla, když je kombinován s prvky elektronegativnějšími než to; například ve svých oxidů (I ₂ O ₅ a I ₄ O ₉) nebo interhalogenated sloučeniny (IF, I-Cl a I-Br).

Elektronegativita

2,66 na Paulingově stupnici

Ionizační energie

První: 1,008,4 kJ / mol

Za druhé: 1 845 kJ / mol

Třetí: 3 180 KJ / mol

Tepelná vodivost

0,499 W / (m K)

Elektrický odpor

1,39 · 107 ⁷ Ω · m při 0 ° C

Magnetický řád

Diamagnetický

Reaktivita

Jód se kombinuje s většinou kovů za vzniku jodidů a nekovových prvků, jako je fosfor a další halogeny. Iodidový ion je silné redukční činidlo, které spontánně uvolňuje elektron. Oxidace jodidu vytváří nahnědlý odstín jódu.

Jód je na rozdíl od jodidu slabým oxidačním činidlem; slabší než brom, chlor a fluor.

Jod s oxidačním číslem +1 se může kombinovat s jinými halogeny s oxidačním číslem -1, čímž se získají halogenidy jodu; například: jodbromid, IBr. Podobně se kombinuje s vodíkem za vzniku jodovodíku, který se po rozpuštění ve vodě nazývá kyselina jodovodíková.

Kyselina jodovodíková je velmi silná kyselina schopná vytvářet jodidy reakcí s kovy nebo jejich oxidy, hydroxidy a uhličitany. Jód má stát k 5 oxidace v jodičnou kyseliny (HIO ₃), který dehydratuje za vzniku jodu oxid fosforečný (I ₂ O ₅).

Struktura a elektronická konfigurace

- Jódový atom a jeho vazby

Molekula atomu jodu. Zdroj: Benjah-bmm27 prostřednictvím Wikipedie.

Jód ve svém základním stavu sestává z atomu, který má sedm valenčních elektronů, z nichž pouze jeden je schopen dokončit svůj oktet a stát se isoelektronickým xenonem vzácných plynů. Těchto sedm elektronů je uspořádáno do svých 5s a 5p orbitálů podle jejich elektronické konfigurace:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁵

Atomy I proto vykazují silnou tendenci kovalentně se navazovat, takže každý z nich má ve své nejvzdálenější skořápce osm elektronů. Tak dva I atomy spojily a forma vazbu II, který definuje diatomic molekulu I ₂ (horní obrázek); molekulární jednotka jodu ve svých třech fyzikálních stavech za normálních podmínek.

Na obrázku I ₂ molekuly reprezentovány modelem prostorové plnění. Není to jen diatomická molekula, ale také homonukleární a nepolární; jejich intermolekulární interakce (I ₂ - I ₂) se proto řídí londýnskými disperzními silami, které jsou přímo úměrné jejich molekulové hmotnosti a velikosti atomů.

Tato vazba II je však slabší ve srovnání s ostatními halogeny (FF, Cl-Cl a Br-Br). To je teoreticky v důsledku špatné překrytí jejich sp ³ hybridní orbitaly.

- Krystaly

Molekulová hmotnost I ₂ umožňuje, aby její disperzní síly byly směrové a dostatečně silné, aby vytvořily ortorombický krystal při okolním tlaku. Jeho vysoký obsah elektronů způsobuje, že světlo podporuje nekonečné energetické přechody, což způsobuje, že jodové krystaly špiní černou.

Když však jód sublimuje, jeho páry vykazují fialové zbarvení. To je již svědčí o konkrétnější přechodu v rámci I ₂ molekulových orbitalů (tyto vyšší energie nebo anti-lepení).

Orthorombická jednotková buňka pro jódový krystal. Zdroj: Benjah-bmm27.

Je uvedeno výše, jsou I ₂ molekuly, zastoupených ve koule a pruty vzoru, uspořádané v kosočtverečné buňce.

Je vidět, že existují dvě vrstvy: spodní s pěti molekulami a střední se čtyřmi. Také si všimněte, že jodová molekula sedí na základně buňky. Sklo je vytvářeno periodickým rozdělováním těchto vrstev do všech tří rozměrů.

Cestou ve směru rovnoběžném s vazbami II se zjistilo, že jodové orbitaly se překrývají, aby se vytvořilo vodivé pásmo, které z tohoto prvku činí polovodič; jeho schopnost vést elektřinu však zmizí, pokud bude dodržen směr kolmý na vrstvy.

Spojovací vzdálenosti

Zdá se, že se odkaz II rozšířil; a ve skutečnosti je, protože délka jeho vazby se zvyšuje z 266 pm (plynný stav) na 272 pm (solid state).

To může být způsobeno tím, že se I ₂ molekuly jsou velmi daleko od sebe v plynu, jejich mezimolekulární síly je téměř zanedbatelný; zatímco v pevném, tyto síly (II - II) stanou se hmatatelní, přitahovat atomy jodu dvou sousedních molekul k sobě a následně zkracovat intermolekulární vzdálenost (nebo interatomic, viděný jiným způsobem).

Když se potom jódové krystaly sublimují, vazba II se v plynné fázi stahuje, protože sousední molekuly již na své okolí nevyvíjejí stejnou atraktivní (disperzní) sílu. A logicky se také zvětšuje vzdálenost I ₂ - I ₂.

- Fáze

Již bylo zmíněno, že vazba II je slabší ve srovnání s ostatními halogeny. V plynné fázi při teplotě 575 ° C, 1% z I ₂ molekuly se rozpadají na jednotlivé atomy I. Je tu tolik tepelné energie, že se jen dva, k nimž se znovu připojuji, oddělí a tak dále.

Podobně k tomuto přerušení vazby může dojít, pokud jsou na jodové krystaly aplikovány obrovské tlaky. Lisováním příliš mnoho (pod tlakem stovky tisíc krát větší než atmosférický), se I ₂ molekuly přeskupí jako monatomic fáze I a jód se pak uvádí, že projevují kovové vlastnosti.

Existují však i jiné krystalické fáze, jako například: ortorombikum zaměřené na tělo (fáze II), tetragonální zaměřování na tělo (fáze III) a krychlový tvar na obličeji (fáze IV).

Kde najít a získat

Jód má hmotnostní poměr, ve vztahu k zemské kůře, 0,46 ppm, což je 61. místo v něm. Jodidové minerály jsou vzácné a komerčně využitelnými jodovými ložisky jsou jodičnany.

Jodové minerály se nacházejí v vyvřelých horninách s koncentrací 0,02 mg / kg až 1,2 mg / kg a v magmatických horninách s koncentrací 0,02 mg až 1,9 mg / kg. Může být také nalezena v břidlicově Kimmeridge s koncentrací 17 mg / kg hmotnosti.

Jodové minerály se také nacházejí ve fosfátových horninách s koncentrací v rozmezí 0,8 až 130 mg / kg. Mořská voda má koncentraci jodu v rozmezí od 0,1 do 18 µg / L. Mořské řasy, houby a ústřice byly dříve hlavními zdroji jódu.

V současnosti jsou však hlavními zdroji kalich, depozity dusičnanu sodného v poušti Atacama (Chile) a solanky, zejména z japonského plynového pole v Minami Kanto na východ od Tokia a plynového pole Anadarko. Povodí v Oklahomě (USA).

Caliche

Jód se extrahuje z caliche ve formě jodičnanu a zpracovává se hydrogensiřičitanem sodným, aby se redukoval na jodid. Roztok pak reaguje s čerstvě extrahovaným jodičnanem, aby se usnadnila jeho filtrace. Caliche byl hlavním zdrojem jodu v 19. a na počátku 20. století.

Brine

Po čištění se na solanku působí kyselinou sírovou, čímž se získá jodid.

Tento roztok jodidu se následně nechá reagovat s chlorem za vzniku zředěného roztoku jodu, který se odpaří proudem vzduchu, který je odkloněn do absorpční věže oxidu siřičitého, čímž se získá následující reakce:

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

Následně plynný jodovodík reaguje s chlorem a uvolňuje jod v plynném stavu:

2 HI + Cl ₂ => I ₂ + 2 HCl

A konečně je jód filtrován, čištěn a balen pro použití.

Biologická role

- Doporučená strava

Jód je nezbytným prvkem, protože zasahuje do mnoha funkcí v živých bytostech, které jsou zvláště známé u lidí. Jediným způsobem, jak jód vstoupit do člověka, je jídlo, které jí.

Doporučená jódová strava se liší s věkem. Šestiměsíční dítě tedy vyžaduje příjem 110 ug / den; Ale od 14 let je doporučená strava 150 µg / den. Kromě toho se uvádí, že příjem jódu by neměl překročit 1100 µg / den.

- Hormony štítné žlázy

Hormony stimulující štítnou žlázu (TSH) se vylučují hypofýzou a stimulují příjem jódu thyroidními folikuly. Jód je přenášen do folikulů štítné žlázy, známých jako koloidy, kde se váže na aminokyselinu tyrosin za vzniku monoiodotyrosinu a diiodotyrosinu.

Ve folikulární koloidu, molekula monoiodothyronine spojí s molekulou diiodothyronine za vzniku molekul s názvem trijodtyronin (T ₃). Na druhé straně se mohou spojit dvě molekuly dijodtyrosinu, čímž se vytvoří tetrajodtyronin (T ₄). T ₃ a T ₄ se nazývají hormony štítné žlázy.

Hormony T ₃ a T ₄ jsou vylučovány do plasmy, kde se váží na proteiny plazmy; včetně transportního proteinu hormonu štítné žlázy (TBG). Většina hormonů štítné žlázy jsou transportovány v plazmě jako T ₄.

Nicméně, aktivní forma hormonů štítné žlázy je T ₃, takže T ₄ v „bílých orgánů“ hormonů štítné žlázy, podstupuje deiodination a je transformován do T ₃ uplatnit svou hormonálním účinkem.

Úpravy efektů

Účinky působení hormonů štítné žlázy jsou četné, přičemž je možné následující: zvýšený metabolismus a syntéza proteinů; podpora růstu těla a vývoje mozku; zvýšený krevní tlak a srdeční frekvence atd.

- Nedostatek

Nedostatek jódu a tedy hormonů štítné žlázy, známý jako hypotyreóza, má četné důsledky, které jsou ovlivněny věkem člověka.

Dojde-li k nedostatku jodu během fetálního stavu člověka, nejdůležitějším důsledkem je kretinismus. Tento stav je charakterizován příznaky, jako je narušená mentální funkce, opožděný fyzický vývoj, strabismus a opožděné sexuální zrání.

Nedostatek jódu může vyvolat strumu, bez ohledu na věk, ve kterém k nedostatku dochází. Goiter je nadměrný rozvoj štítné žlázy, způsobený nadměrnou stimulací žlázy hormonem TSH, uvolněným z hypofýzy v důsledku nedostatku jódu.

Nadměrná velikost štítné žlázy (strumy) může stlačit průdušnici a omezit průchod vzduchu skrz ni. Kromě toho může dojít k poškození laryngeálních nervů, které může vést k chrapotání.

Rizika

Otrava při nadměrném příjmu jódu může způsobit popáleniny v ústech, krku a horečce. Také bolesti břicha, nauzea, zvracení, průjem, slabý puls a kóma.

Přebytek jodu způsobuje některé z příznaků pozorovaných při nedostatku: dochází k inhibici syntézy hormonů štítné žlázy, čímž se zvyšuje uvolňování TSH, což má za následek hypertrofii štítné žlázy; to je, goiter.

Studie ukázaly, že nadměrný příjem jódu může způsobit tyreoiditidu a papilární rakovinu štítné žlázy. Kromě toho může nadměrný příjem jódu interagovat s léky, což omezuje jejich účinek.

Užívání příliš velkého množství jódu ve spojení s antithyroidními léky, jako je methimazol, které se používají k léčbě hypertyreózy, může mít aditivní účinek a způsobit hypotyreózu.

Inhibitory angiotensin-konvertujícího enzymu (ACE), jako je benazepril, se používají k léčbě hypertenze. Užívání nadměrného množství jodidu draselného zvyšuje riziko hyperkalémie a hypertenze.

Aplikace

Lékaři

Jód působí jako dezinfekční prostředek na kůži nebo ránu. Má téměř okamžitý antimikrobiální účinek, proniká dovnitř mikroorganismů a interaguje s aminokyselinami síry, nukleotidy a mastnými kyselinami, což způsobuje buněčnou smrt.

Antivirový účinek provádí hlavně na zakryté viry a předpokládá se, že napadá proteiny na povrchu zakrytých virů.

K léčbě thyrotoxikózy se používá jodid draselný ve formě koncentrovaného roztoku. Používá se také ke kontrole účinků záření ^131I blokováním vazby radioaktivního izotopu na štítnou žlázu.

Jód se používá k léčbě dendritické keratitidy. Za tímto účelem je rohovka vystavena vodní páře nasycené jodem, čímž dočasně ztrácí epitel rohovky; ale dojde k úplnému uzdravení za dva nebo tři dny.

Také jód má příznivé účinky při léčbě cystické fibrózy lidského prsu. Podobně bylo navrženo, že ¹³¹ I by mohl být volitelnou léčbou rakoviny štítné žlázy.

Reakce a katalytické působení

Jód se používá k detekci přítomnosti škrobu, čímž se získá modrý nádech. Reakce jodu se škrobem se také používá k detekci přítomnosti padělaných bankovek vytištěných na papíře obsahujícím škrob.

Při detekci amoniaku se používá tetra jodistan (2) draselný (II), známý také jako Nesslerovo činidlo. V testu jodů se také používá alkalický roztok jódu, aby se prokázala přítomnost methylketonů.

Anorganické jodidy se používají při čištění kovů, jako je titan, zirkonium, hafnium a thium. V jedné fázi procesu musí být vytvořeny tetrajodidy těchto kovů.

Jód slouží jako stabilizátor kalafuny, oleje a dalších produktů ze dřeva.

Jód se používá jako katalyzátor při organických syntézních reakcích methylace, izomerace a dehydrogenace. Kyselina jodovodíková se mezitím používá jako katalyzátor pro výrobu kyseliny octové v Monsanto a Cativa procesech.

Jód působí jako katalyzátor při kondenzaci a alkylaci aromatických aminů, při sulfataci a sulfataci a při výrobě syntetických kaučuků.

Fotografie a optika

Jodid stříbrný je nezbytnou součástí tradičního fotografického filmu. Jód se používá při výrobě elektronických nástrojů, jako jsou krystaly z monokrystalu, polarizační optické nástroje a sklo schopné přenášet infračervené paprsky.

Další použití

Jód se používá při výrobě pesticidů, anilinových barviv a faleinů. Kromě toho se používá při syntéze barviv a je hasivem kouře. A konečně, jodid stříbrný slouží jako kondenzační jádro pro vodní páru v oblacích, aby způsobil déšť.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Stuart Ira Fox. (2003). Fyziologie člověka. První vydání. Upravit. McGraw-Hill Interamericana
3. Wikipedia. (2019). Jód. Obnoveno z: en.wikipedia.org
4. Takemura Kenichi, Sato Kyoko, Fujihisa Hiroshi a Onoda Mitsuko. (2003). Modulovaná struktura pevného jodu během jeho molekulární disociace za vysokého tlaku. Nature, svazek 423, strany 971–974. doi.org/10.1038/nature01724
5. Chen L. a kol. (1994). Strukturální fázové přechody jodu při vysokém tlaku. Fyzikální ústav, Academia Sinica, Peking. doi.org/10.1088/0256-307X/11/2/010
6. Stefan Schneider a Karl Christe. (26. srpna 2019). Jód. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
7. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o jódovém prvku. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
8. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Jód. PubChem Database. CID = 807. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
9. Rohner, F., Zimmermann, M., Jooste, P., Pandav, C., Caldwell, K., Raghavan, R., & Raiten, DJ (2014). Biomarkery výživy pro vývoj - přehled jódu. The Journal of výživy, 144 (8), 1322S-1342S. doi: 10,3945 / jn.113,181974
10. Advameg. (2019). Jód. Vysvětlení chemie. Obnoveno z: chemistryexplained.com
11. Traci Pedersen. (19. dubna 2017). Fakta o jódu. Obnoveno z: livescience.com
12. Megan Ware, RDN, LD. (30. května 2017). Vše, co potřebujete vědět o jodu. Obnoveno z: medicalnewstoday.com
13. Národní ústav zdraví. (9. července 2019). Jód. Obnoveno z: ods.od.nih.gov