№53 Йод

История открытия:

Йод был открыт в 1811 г. парижским фабрикантом селитры, по имени Куртуа в соде, приготовленной из золы прибрежных растений. В 1813 г. Гей-Люссак исследовал новое вещество и дал ему название по фиолетовой окраске паров - иод. Оно произведено от греческого слова - темно-синий, фиалковый. Затем, когда было установлено его сходство с хлором, Дэви предложил именовать элемент иодином (аналогичное хлорином); это название принято в Англии и США до сих пор.

Получение:

Главным источником получения иода в СССР служат подземные буровые воды, которые содержат до 10 - 50 мг/л иода. Соединения иода также имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают иод в своих тканях. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Иод встречается также в виде солей калия - иодата КIO₃ и периодата КIO₄, сопутствующих залежам нитрата натрия (селитры) в Чили и Боливии.
Йод может быть получен аналогично хлору окислением HI различными окислителями. В промышленности его обычно получают из иодидов, действуя на их растворы хлором. Таким образом, получение иода основано на окислении его ионов, причем в качестве окислителя применяется хлор.

Физические свойства:

Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей. Мало растворим в воде, хорошо во многих органических растворителях.

Химические свойства:

Свободный йод проявляет чрезвычайно высокую химическую активность. Он вступает во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения йода с металлами.
С водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начинает идти обратная реакция - разложение иодоводорода:
H₂ + I₂ = 2HI - 53,1 кДж
Растворяется в растворах иодидов, образуя неустойчивые комплексы. Со щелочами диспропорционирует, образуя иодиды и гипоиодиты. Азотной кислотой окисляется до иодной кислоты.
Если к желтоватому водному раствора йода добавить сероводородной воды (водный раствор H₂S), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:
H₂S + I₂ = S + 2HI

В соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Йодоводород, газ, очень похож по своим свойствам на хлороводород, но отличается более выраженными восстановительными свойствами. Очень хорошо растворим в воде (425:1), концентрированный раствор йодоводорода дымит вследствие выделения HI, образующего с водяными парами туман.
В водном растворе принадлежит к числу наиболее сильных кислот.
Иодоводород уже при комнатной температуре постепенно окисляется кислородом воздуха, причем под действием света реакция сильно ускоряется:
4HI + O₂ = 2I₂ + 2H₂O
Восстановительные свойства иодоводорода заметно проявляются при взаимодействии с концентрированной серной кислотой, которая при этом восстанавливается до свободной серы или даже до H₂S. Поэтому HI невозможно получить действием серной кислоты на иодиды. Обычно иодоводород получают действием воды на соединения иода с фосфором - РI₃. Последний подвергается при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и йодоводород:
РI₃ + ЗН₂О = Н₃РО₃ + 3HI
Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации) можно также получить, пропуская H₂S в водную суспензию иода.
Иодиды, соли иодоводородной кислоты. Иодид калия применяют в медицине - в частности, при заболеваниях эндокринной системы, фотореактивы.
Иодноватистая кислота - HOI является амфотерным соединением, у которого основные свойства несколько преобладают над кислотными. Может быть получена в растворе взаимодействием йода с водой
I₂ + Н₂О = НI + НОI
Иодноватая кислота - НIO₃ может быть получена окислением йодной воды хлором:
I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl
Бесцветные кристаллы, вполне устойчивые при комнатной температуре. Сильная кислота, энергичный окислитель. Соли - иодаты, сильные окислители в кислой среде.
Оксид йода(V), иодноватый ангидрид, может быть получен при осторожном нагревании НIO₃ до 200°С, порошок. При нагревании выше 300°С распадается на иод и кислород, проявляет окислительные свойства, в частности используется для поглощения CO в анализе:
5СО + I₂O₅ = I₂ + 5CO₂
Иодная кислота - HIO₄ и ее соли (периодаты) хорошо изучены. Сама кислота может быть получена действием НСlO₄ на иод: 2НСIО₄ + I₂=2НIO₄ + Сl₂
или электролизом раствора НIO₃: НIO₃+Н₂О = Н₂ (катод) + НIO₄ (анод)
Из раствора иодная кислота выделяется в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав НIO₄ ·2Н₂О. Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту H₅IO₆ (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например, Ag₅IO₆). Иодная кислота - слабая, но более сильный окислитель, чем НСlO₄.
Оксид иода (VII) I₂О₇ не получен.
Фториды йода, IF₅, IF₇ - жидкости, гидролизуются водой, фторирующие агенты.
Хлориды йода, ICl, ICl₃ - крист. вещества, в растворах хлоридов растворяются с образованием комплексов [ICl₂]^- и [ICl₄]^-, иодирующие агенты.

Применение:

Иод широко применяются в химической промышленности (иодидное рафинирование Zr и Ti), для синтеза полуповодниковых материалов.
Иод и его соединения используются в аналитической химии (иодометрия) В медицине в виде так называемой йодной тинктуры (10% раствор иода в этиловом спирте), антисептического и кровоостанавливающего средства. Соединения иода для профилактики (иодирование продуктов) и лечения заболеваний щитовидной железы, там же используются радиоактивные изотопы ¹²⁵I, ¹³¹I, ¹³²I.
Мировое производство (без СССР) - около 10 тыс. т/год (1976).
ПДК около 1 мг/м³.