ИО́Д

ИО́Д, йод (лат. Iodum), $\ce{I}$, хи­мич. эле­мент VII груп­пы ко­рот­кой фор­мы (17-й груп­пы длин­ной фор­мы) пе­рио­дич. сис­те­мы, от­но­сит­ся к га­ло­ге­нам; ат. н. 53, ат. м. 126,90447. В при­ро­де встре­ча­ет­ся один ста­биль­ный изо­топ $\ce{^{127}I}$. Ис­кус­ст­вен­но по­лу­че­ны ра­дио­ак­тив­ные изо­то­пы с мас­совы­ми чис­ла­ми 108–144.

Историческая справка

И. впер­вые вы­де­лил в 1811 франц. хи­мик Б. Кур­туа, дей­ст­вуя кон­цен­три­ров. $\ce{H_2SO_4}$ на зо­лу мор. во­до­рос­лей. Лат. назв. эле­мен­та про­ис­хо­дит от греч. ώδης – фио­ле­то­вый и свя­за­но с цве­том па­ров ио­да.

Распространённость в природе

Со­дер­жа­ние И. в зем­ной ко­ре со­став­ля­ет 4·10^-5% по мас­се. В при­ро­де И. в осн. на­хо­дит­ся в мор. во­де и мор. во­до­рос­лях, а так­же в неф­тя­ных бу­ро­вых во­дах; вхо­дит в со­став ми­не­ра­лов – ио­ди­дов при­род­ных и ио­да­тов, напр. лау­та­ри­та $\ce{Ca(IO_3)_2}$.

Свойства

Кон­фи­гу­ра­ция внеш­ней элек­трон­ной обо­лоч­ки ато­ма И. $5s^25p^5$. В со­еди­не­ни­ях И. про­яв­ля­ет сте­пе­ни окис­ле­ния -1, +1, +3, +5, +7; элек­тро­от­ри­ца­тель­ность по По­лин­гу 2,66; атом­ный ра­ди­ус 140 пм; ра­ди­ус ио­нов $\ce{I^-}$ 206 пм, $\ce{I^{5+}}$ 109 пм. В га­зо­об­раз­ном, жид­ком и твёр­дом со­стоя­ни­ях И. су­ще­ст­ву­ет в ви­де двух­атом­ных мо­ле­кул $\ce{I_2}$. За­мет­ная дис­со­циа­ция (ок. 3%) мо­ле­кул $\ce{I_2}$ на ато­мы на­чи­на­ет­ся при темп-ре вы­ше 800 °C, а так­же под дей­ст­ви­ем све­та. Мо­ле­ку­лы $\ce{I_2}$ диа­маг­нит­ны.

И. – кри­ста­ллич. ве­ще­ст­во чёр­но­го цве­та с фио­ле­то­вым ме­тал­лическим блес­ком; кри­стал­лич. ре­шёт­ка ром­би­че­ская; $t_{\text{пл}}$ 113,7 °C, $t_{\text{кип}}$ 184,3 °C, плот­ность твёр­до­го И. 4940 кг/м³. И. пло­хо рас­тво­рим в во­де (0,33 г/дм³ при 25 °C); рас­тво­ри­мость И. в во­де воз­рас­та­ет при уве­ли­че­нии темп-ры, а так­же при до­бав­ле­нии ио­ди­да ка­лия $\ce{KI}$ за счёт об­ра­зо­ва­ния ком­плек­са $\ce{KI_3}$. И. хо­ро­шо рас­тво­рим во мно­гих ор­га­нич. рас­тво­ри­те­лях (бен­зо­ле, гек­са­не, спир­тах, че­ты­рёх­хло­ри­стом уг­ле­ро­де и др.). Твёр­дый И. лег­ко воз­го­ня­ет­ся с об­ра­зо­ва­ни­ем фио­ле­то­вых па­ров, имею­щих рез­кий спе­ци­фич. за­пах.

И. – наи­ме­нее хи­ми­че­ски ак­тив­ный га­ло­ген. С бла­го­род­ны­ми га­за­ми, ки­сло­ро­дом, се­рой, азо­том, уг­ле­ро­дом И. не­по­сред­ст­вен­но не взаи­мо­дей­ст­ву­ет. При на­гре­ва­нии И. реа­ги­ру­ет с ме­тал­ла­ми (об­ра­зу­ют­ся ио­ди­ды ме­тал­лов, напр. ио­дид алю­ми­ния $\ce{AlI_3}$), фос­фо­ром (ио­дид фос­фо­ра $\ce{PI_3}$), во­до­ро­дом (ио­до­во­до­род $\ce{HI}$), др. га­ло­ге­на­ми (меж­га­ло­ген­ные со­еди­не­ния). И. – ме­нее силь­ный окис­ли­тель, чем хлор и бром. Для И. бо­лее харак­тер­ны вос­ста­но­ви­тель­ные свой­ст­ва. Так, хлор окис­ля­ет И. до иод­но­ва­той ки­сло­ты $\ce{HIO_3:\, \, I_2+5Cl_2+6H_2O=2HIO_3+10HCl}$.

Для И. из­вес­тен ряд ки­сло­род­со­дер­жа­щих ки­слот, со­от­вет­ст­вую­щих разл. сте­пе­ням окис­ле­ния И.: иод­но­ва­ти­стая $\ce{HIO}$ (сте­пень окис­ле­ния И. +1; со­ли – ги­по­и­о­ди­ты, напр. ги­пои­о­дит ка­лия $\ce{KIO}$), иод­но­ва­тая $\ce{HIO_3}$ (+5; ио­да­ты, напр. ио­дат ка­лия $\ce{KIO_3}$), пе­ри­од­ная, или ме­таи­од­ная, $\ce{HIO_4}$ и ор­то­пе­ри­од­ная, или ор­тои­од­ная, $\ce{H_5IO_6}$ (+7; со­ли – ме­та­перио­да­ты, напр. ме­та­пе­рио­дат ка­лия $\ce{KIO_4}$; ор­то­пе­рио­да­ты, напр. ди­гид­ро­ор­то­пе­рио­дат ка­лия $\ce{K_3H_2IO_6}$; об­щее назв. для со­лей ки­слот, со­дер­жа­щих И. в сте­пе­ни окис­ле­ния +7, – пе­рио­да­ты). Ки­сло­род­со­дер­жа­щие ки­сло­ты и их со­ли об­ла­да­ют окис­лит. свой­ст­ва­ми. $\ce{HIO}$ – сла­бая ки­сло­та; $\ce{HIO}$ и ги­пои­о­ди­ты су­ще­ст­ву­ют толь­ко в вод­ных рас­тво­рах. Рас­тво­ры $\ce{HIO}$ по­лу­ча­ют взаи­мо­дей­ст­ви­ем И. с во­дой, рас­тво­ры ги­пои­о­ди­тов – взаи­мо­дей­ст­ви­ем И. с рас­тво­ра­ми ще­ло­чей. $\ce{HIO_3}$ – бес­цвет­ное кри­стал­лич. ве­ще­ст­во с $t_{\text{пл}}$ 110 °C, хо­ро­шо рас­тво­ри­мое в во­де; при на­гре­ва­нии до 300 °C от­ще­п­ля­ет во­ду с об­ра­зо­ва­ни­ем ки­слот­но­го ок­си­да $\ce{I_2O_5}$. По­лу­ча­ют $\ce{HIO_3}$ окис­ле­ни­ем И. ды­мя­щей азот­ной ки­слотой: $\ce{3I_2+10HNO_3=6HIO_3+10NO+ +2H_2O}$. Ио­да­ты – рас­тво­ри­мые в во­де кри­стал­лич. ве­ще­ст­ва; по­лу­ча­ют при взаи­мо­дей­ст­вии И. с го­ря­чи­ми рас­твора­ми ще­ло­чей. При на­гре­ва­нии вы­ше 400 °C ио­да­ты раз­ла­га­ют­ся, напр.: $\ce{4KIO_3= KI+ 3KIO_4}$. $\ce{H_5IO_6}$  – бес­цвет­ное кри­стал­лич. ве­ще­ст­во, $\ce{t_{\text{пл}}}$ 128 °C. На­гре­ва­ние $\ce{H_5IO_6}$ до 100 °C в ва­куу­ме при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию $\ce{HIO_4 (H_5IO_6 =HIO_4+2H_2O)}$, ко­то­рая при бо­лее вы­со­кой темп-ре раз­ла­га­ет­ся: $\ce{2HIO_4= 2HIO_3+ O_2}$. В вод­ных рас­тво­рах $\ce{H_5IO_6}$ про­яв­ля­ет свой­ст­ва сла­бой мно­го­ос­нов­ной ки­сло­ты. По­лу­ча­ют $\ce{H_5IO_6}$ об­мен­ной ре­ак­ци­ей, напр. $\ce{Ba_3(H_2IO_6)_2+ 3H_2SO_4=2H_5IO_6+ 3BaSO_4}$, с по­сле­дую­щим упа­ри­ва­ни­ем фильт­ра­та. Пе­рио­да­ты – кри­стал­лич. ве­ще­ст­ва, ус­той­чи­вы к на­гре­ва­нию, рас­тво­ри­мы в во­де; по­лу­ча­ют элек­тро­хи­мич. окис­ле­ни­ем ио­да­тов.

Рас­тво­ре­ние И. в во­де – слож­ный хи­мич. про­цесс, вклю­чаю­щий не толь­ко рас­тво­ре­ние, но и дис­про­пор­цио­ни­ро­ва­ние $\ce{(I_2+ H_2О= HI+ HIO)}$ и раз­ло­же­ние $\ce{HIO (3HIO=2HI+HIO_3)}$. Ско­рость дис­про­пор­цио­ни­ро­ва­ния $\ce{HIO}$ ве­ли­ка, осо­бен­но в ще­лоч­ных рас­тво­рах $\ce{(3I_2+ + 6NaOH= NaIO_3+ 5NaI+ 3H_2O)}$. По­сколь­ку кон­стан­та рав­но­ве­сия ре­ак­ции $\ce{I_2+H_2O=HI+HIO}$ ма­ла ($K=$2·10^-13), то И. в вод­ном рас­тво­ре при­сут­ст­ву­ет в ви­де $\ce{I_2}$, а иод­ная во­да при хра­не­нии в тем­но­те не раз­ла­га­ет­ся и име­ет ней­траль­ную ре­ак­цию.

Биологическая роль

И. от­но­сит­ся к мик­ро­эле­мен­там. Су­точ­ная по­треб­ность че­ло­ве­ка в И. ок. 0,2 мг. Осн. фи­зио­ло­гич. зна­че­ние И. оп­ре­де­ля­ет­ся его уча­сти­ем в функ­ции щи­то­вид­ной же­ле­зы. По­сту­паю­щий в неё И. уча­ст­ву­ет в био­син­те­зе ти­рео­ид­ных гор­мо­нов. Не­дос­таток по­сту­п­ле­ния И. при­во­дит к раз­ви­тию эн­де­ми­чес­ко­го зо­ба, из­бы­ток И. в ор­га­низ­ме от­ме­ча­ет­ся при не­ко­то­рых за­бо­ле­ва­ни­ях пе­че­ни.

Получение

В пром-сти И. вы­де­ля­ют из бу­ро­вых вод и из зо­лы мор. во­до­рос­лей. Для из­вле­че­ния И. бу­ро­вые во­ды, со­дер­жа­щие ио­ди­ды, об­ра­ба­ты­ва­ют при под­кис­ле­нии хло­ром; вы­де­лив­ший­ся И. вы­ду­ва­ют во­дя­ным па­ром. Для очи­ст­ки И. че­рез ре­ак­ци­он­ную смесь про­пуска­ют ди­ок­сид се­ры $\ce{SO_2\, \, (I_2+SO_2+2H_2O=2HI+H_2SO_4)}$ и окис­ля­ют об­ра­зую­щий­ся $\ce{HI}$ до $\ce{I_2}$ (напр., хло­ром: $\ce{2HI+ Cl_2= 2HCl+ I_2}$). Ио­да­ты, об­ра­зую­щие­ся при сжи­га­нии во­до­рос­лей, вос­ста­нав­ли­ва­ют ди­ок­си­дом се­ры ($\ce{2NaIO_3+5SO_2+ 4H_2O= 2NaHSO_4+ 3H_2SO_4+ I_2}$); вы­де­лив­ший­ся И. очи­ща­ют воз­гон­кой. В ла­бо­ра­то­рии И. по­лу­ча­ют окис­ле­ни­ем ио­ди­дов в ки­слой сре­де (напр., с по­мо­щью ди­ок­си­да мар­ган­ца: $\ce{2KI+MnO_2+ 2H_2SO_4= I_2+ MnSO_4+ 2H_2O+ K_2SO_4}$); об­ра­зую­щий­ся И. экс­т­ра­ги­ру­ют или от­де­ля­ют пе­ре­гон­кой с во­дя­ным па­ром.

Ми­ро­вое про­из-во И. 15–16 тыс. т/год (2004).

Применение

И. и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся в ме­ди­ци­не; пре­па­ра­ты И., спо­соб­ные вы­сво­бо­ж­дать эле­мен­тар­ный И., об­ла­да­ют ан­ти­бак­те­ри­аль­ны­ми, про­ти­во­гриб­ко­вы­ми и про­ти­во­вос­па­ли­тель­ны­ми свой­ст­ва­ми. И. ис­поль­зу­ет­ся в транс­порт­ных хи­ми­че­ских ре­ак­ци­ях для по­лу­че­ния вы­со­ко­чис­тых $\ce{Ti,\, Zr}$ и др. ме­тал­лов, а так­же крем­ния; для за­пол­нения иод­ных ламп на­ка­ли­ва­ния, которые ха­рак­те­ри­зу­ют­ся вы­со­кой све­то­вой от­да­чей, не­боль­ши­ми раз­ме­ра­ми и дли­тель­ным сро­ком экс­плуа­та­ции. Ра­дио­ак­тив­ные изо­то­пы $\ce{^{125}I}$ ($T_{1/2}$ 59,4 сут), $\ce{^{131}I}$ ($T_{1/2}$ 8,04 сут), $\ce{^{132}I}$ ($T_{1/2}$ 2,28 ч) ис­поль­зу­ют­ся в био­ло­гии и ме­ди­ци­не для оп­ре­де­ле­ния функ­цио­наль­но­го со­стоя­ния щи­то­вид­ной же­ле­зы и ле­че­ния её за­бо­ле­ва­ний.

И. ток­си­чен, его па­ры раз­дра­жа­ют сли­зи­стые обо­лоч­ки, вы­зы­ва­ют дер­ма­ти­ты.