Физические и химические свойства йода

 

 

 

 

Введение

 

1. Физические и  химические свойства йода

 

2. Соединения йода

 

3. Физиологическая роль  йода

 

Заключение

 

Список источников литературы

 

 

 

Введение

 

 

 

Йод открыт французским химиком  Куртуа в 1811 году, он относится к VII группе периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер элемента - 53. В  природе он находится в виде стабильного  изотопа с атомной массой 127. Искусственно получены радиоактивные изотопы  с атомной массой 125, 129, 131 и другой. Йод относится к подгруппе  галогенов, являющихся самыми химически  активными неметаллами.

 

Атом йода имеет 7 валентных  электронов и вакантные d-орбитали, что дает возможность проявления нечетных валентностей. Йод проявляет  в своих соединениях различные  степени окисления: -1; +1; +3; +5; +7. В  отличие от других галогенов йод  образует ряд относительно устойчивых соединений, в которых он проявляет нечетные положительные степени окисления. Большой радиус атома и относительно низкая энергия ионизации дают возможность элементу быть не только акцептором, но и донором электронов во многих химических реакциях. Наиболее устойчивы соединения, в которых йод проявляет степени окисления -1; +1; +5. Соединения семивалентного йода имеют меньшее значение.

 

При комнатной температуре  йод представляет собой фиолетово-черные кристаллы с металлическим блеском  плотностью 4,94 г/см3. Кристаллы состоят  из двухатомных молекул, связанных  между собой силами межмолекулярного взаимодействия Ван-дер-Ваальса. При  нагревании до 183°С йод возгоняется, образуя фиолетовые пары. Жидкий йод  может быть получен при нагревании до 114°С под давлением. В парах  вблизи температуры возгонки йод  находится в виде молекул I2 , при  температуре выше 800°С молекулы йода диссоциируют на атомы.

 

 

 

 

1. Физические и химические  свойства йода

 

 

 

Йод малорастворим в воде. При комнатной температуре в 100 г воды растворяется около 0,03 г йода, с повышением температуры растворимость  йода несколько увеличивается. Гораздо  лучше йод растворяется в органических растворителях. В глицерине растворимость  йода составляет 0,97 г йода, в четыреххлористом углероде - 2,9 г, в спирте, эфире и  сероуглероде - около 20 г йода на 100 г  растворителя. При растворении йода в бескислородных органических растворителях (четыреххлористый углерод, сероуглерод, бензол) образуются фиолетовые растворы; с кислородсодержащими растворителями йод дает растворы, имеющие бурую  окраску. В фиолетовых растворах  йод находится в виде молекул I2, в бурых - в виде неустойчивых соединений со слабыми донорно-акцепторными связями [Неницеску, 1968]. Йод хорошо растворяется в водных растворах йодидов, при  этом образуется комплексный трийодид-ион, находящийся в равновесии с исходными  веществами и продуктами гидролиза. Трийодид-ион участвует в химических реакциях как эквимолярная смесь  молекулярного йода и йодид-иона.

 

Атом йода обладает очень  легко поляризуемой электронной  оболочкой. Катионы большинства  элементов способны глубоко проникать  в электронную оболочку йода, вызывая  значительную ее деформацию. Вследствие этого соединения йода обладают более  ковалентным характером, чем аналогичные  соединения остальных галогенов. Высокая  поляризуемость приводит к возможности  существования структур с положительным  концом диполя на атоме йода. Положительно поляризованный атом йода обусловливает цветность и высокую физиологическую активность химических соединений йода [Мохнач, 1968].

 

Химическая активность йода ниже, чем у других галогенов. Йод  взаимодействует с большинством металлов и с некоторыми неметаллами. Йод не взаимодействует непосредственно  с благородными металлами, инертными  газами, кислородом, азотом, углеродом. Соединения йода с некоторыми из этих элементов могут быть получены косвенным  путем. С большинством элементов  йод образует йодиды, при взаимодействии с галогенами образуются соединения положительно поляризованного йода. Йодиды щелочных и щелочноземельных элементов - солеобразные соединения, хорошо растворимые в воде. Йодиды тяжелых металлов более ковалентны. В отличие от легких галогенов  йод стабилизирует низшие степени  окисления у элементов с переменной валентностью. Не существует йодидов  трехвалентного железа и четырехвалентного  марганца. Это связано с большим  радиусом йодид-иона и недостаточной  окислительной активностью йода.

 

Йодиды неметаллических  элементов - вещества с молекулярной структурой и преимущественно ковалентными связями, обладающие кислотным характером. Эти вещества в природе существовать не могут, так как легко разлагаются  водой (гидролизуются). Специальными методами могут быть получены соединения, содержащие катион одновалентного йода. Однако они  также неустойчивы и легко  гидролизуются.

 

Насыщенные органические соединения не взаимодействуют с  йодом, так как энергия связи  углерод - водород больше энергии  связи углерод-йод. Йод способен присоединяться к кратным углерод - углеродным связям. Степень ненасыщенности вещества можно характеризовать  йодным числом, то есть количеством  йода, присоединяющегося к единице  массы органического соединения. Йод способен замещать водород в  активных ароматических системах (толуол, фенол, анилин, нафталин), однако реакция  идет труднее, чем для хлора и  брома.

 

 

 

2. Соединения йода

 

 

 

Важнейшими соединениями йода являются йодистый водород, йодиды, соединения положительно одновалентного йода, йодаты и йодорганические соединения. Йодистый водород - газ с резким раздражающим запахом. Один объем воды при комнатной  температуре растворяет более 1000 объемов  йодистого водорода, при этом происходит выделение энергии. Водный раствор йодистого водорода – йодистоводородная кислота - является очень сильной кислотой. Растворы йодистоводородной кислоты и йодид-ион в кислой среде проявляют восстановительные свойства. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы «йод - йодид-ион» равен +0,54 В, то есть йодид-ион в кислой среде является более сильным восстановителем, чем ион двухвалентного железа. Йодид-ион взаимодействует с ионом двухвалентной меди с образованием нерастворимого в воде йодида одновалентной меди и выделением молекулярного йода. Таким образом, в кислой среде невозможно одновременное существование йодид-ионов и ионов трехвалентного железа, соединений трех- и четырехвалентного марганца, ионов двухвалентной меди. С другой стороны, молекулярный йод окисляет сероводород и сульфид-ион при любом значении рН, образуя при этом йодид-ион. Окислительно-восстановительные свойства йода определяют формы нахождения элемента в различных природных системах. В сильнокислых почвах с господством окислительной обстановки накопление йодидов невозможно, тогда как в анаэробных условиях, создающихся, в частности, в глеевых горизонтах почв, эта форма микроэлемента является устойчивой.

 

В нейтральной среде йодиды более устойчивы, чем в кислой, хотя и в этих условиях растворы йодидов медленно окисляются кислородом воздуха с выделением молекулярного  йода. В щелочной среде устойчивость йодидов возрастает.

 

Растворимость йодидов возрастает в ряду йодид ртути, йодид золота, йодид серебра, йодид одновалентной  меди, йодид свинца. Остальные йодиды металлических катионов и аммония  хорошо растворимы в воде.

 

Наибольшей реакционной  способностью и физиологической  активностью обладают соединения положительно одновалентного йода. Вследствие своей  неустойчивости и реакционной способности  они встречаются в биосфере в  низких концентрациях. Как было отмечено раньше, однозарядный положительный  катион йода может быть получен специальными методами в лаборатории, но в естественных условиях он крайне неустойчив. В природе  соединения положительно поляризованного  одновалентного йода находятся в  других формах.

 

Окись одновалентного йода не существует. Содержащая йод в степени  окисления +1 йодноватистая кислота  является очень неустойчивым соединением. Ее разбавленный раствор получают при  встряхивании водного раствора йода с окисью ртути. В кислой среде  йодноватистая кислота является сильным окислителем, в щелочной среде при рН выше 9 гипойодит-ион  взаимодействует с водой с  образованием йодид-иона и йодат-иона.

 

Молекулярный йод, в отличие  от кислорода и азота, не является неполярным веществом. Измерения дипольного момента молекулярного йода в  свободном состоянии и в растворах  дают величины от 0,6 до 1,5 D, что указывает  на значительное разделение зарядов  в молекуле. В биосфере невозможно изолированное существование молекулярного  йода. Везде, в любых средах биосферы молекулы йода будут сталкиваться с поляризующими веществами, из которых наибольшее значение имеет вода.

 

По классическим представлениям при растворении молекулярного  йода в воде устанавливается равновесие:

 

 

 

I2 + H2O=I + HOI.

 

 

 

Равновесие сильно смещено  влево. Образующаяся йодноватистая  кислота может взаимодействовать  с водой как амфотерное соединение. Исследования В.О. Мохнача и сотрудников [Мохнач, 1968] показали, что в растворах  молекулярного йода не обнаруживается йодид-ион. Ультрафиолетовые спектры  поглощения системы «молекулярный  йод-вода» обнаруживают максимумы  поглощения в диапазонах 288 - 290 нм, 350 - 354 нм и около 460 нм. Первая полоса - поглощение трийодид-иона, вторая соответствует  аниону IO- , третья - поляризованной гидратированной  молекуле йода. Отсутствие поглощения в диапазоне 224 - 226 нм свидетельствует  об отсутствии йодид-ионов в растворе. По мнению автора, в растворах молекулярного  йода устанавливается равновесие 2I2 + Н2О =2Н+ + I3 +IO-. Анион йодноватистой  кислоты является причиной сильной  окислительной и физиологической  активности растворов молекулярного  йода.

 

Другим важным соединением, содержащим положительно поляризованный одновалентный йод, является однохлористый  йод. Он образуется при непосредственном взаимодействии йода с хлором. Однохлористый  йод представляет собой кристаллы  желтого цвета, плавящиеся при 27°  С и кипящие при 100 - 102 °С с частичным  разложением. Более устойчивая форма  однохлористого йода - рубиново-красные  кристаллы.

 

Относительно характера  химической связи в этом соединении существует несколько мнений. Неницеску [1968] указывает на преимущественно  ковалентную связь, аргументируя это  низкой температурой плавления и  кипения вещества. Он же указывает, что жидкий однохлористый йод  не проводит электрический ток. Однако Фарадей обнаружил электропроводность однохлористого йода в жидком состоянии, причем йод выделялся на катоде, а хлор - на аноде. Растворы однохлористого йода в ионизирующих растворителях  обнаруживают аналогичные свойства. В парах молекула однохлористого йода имеет дипольный момент 0,65 D. В неполярных растворителях значение дипольного момента сильно возрастает: до 1,47 D в циклогексане и 1,49 D в четыреххлористом углероде, что указывает на существенно ионный характер связи. В полярных растворителях проявляется диссоциация однохлористого йода вследствие сильных электроноакцепторных свойств положительно поляризованного йода.

 

Исследования спектров поглощения растворов однохлористого йода в  ультрафиолетовой и видимой области [Мохнач, 1974] показали, что в спиртовых  и солянокислых растворах однохлористого йода йод находится в форме  йодид-иона и аниона йодноватистой  кислоты. В водных растворах появляется полоса поглощения, отвечающая гидратированной  молекуле йода.

 

Однохлористый йод обладает высокой биологической активностью. Он используется в медицине и ветеринарии  в качестве антибактериального и  дезинфицирующего средства, а также  в органическом синтезе как йодирующий агент.

 

Неорганические соединения положительного трехвалентного йода неустойчивы. Органические соединения подразделяются на две группы: соединения йодония, имеющие некоторое химическое сходство с соединениями аммония, и йодозосоединения, содержащие

 

связанный с йодом атом кислорода. В природе стабильные соединения трехвалентного йода не обнаружены, хотя нельзя исключать, что некоторые  из них являются промежуточными продуктами метаболизма йода.

 

Одной из важнейших форм нахождения йода в объектах биосферы является йод в степени окисления +5. Известны как неорганические, так и органические производные пятивалентного йода. Неорганические соединения пятивалентного йода являются производными йодноватой кислоты НЮ3. Йодноватая кислота представляет собой  бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при 110°С без разложения, хорошо растворимое в воде и нерастворимое  в неполярных органических растворителях. Нагревание йодноватой кислоты до 195°С приводит к отщеплению воды и образованию  пятиокиси йода [Неницеску, 1968]. Йодноватая кислота является сильной кислотой, в разбавленных водных растворах  практически полностью диссоциирует на ионы. В кислой среде йодноватая кислота - достаточно сильный окислитель. Стандартный окислительно-восстановительный  потенциал системы «йодноватая  кислота / молекулярный йод» равен +1,19 В, системы «йодноватая кислота / йодид-ион» -+1,085 В. В нейтральной  и тем более в щелочной среде  окислительная активность йодноватой кислоты намного ниже.

 

В природе относительно широко распространены соли йодноватой кислоты - йодаты. Йодаты представляют собой  кристаллические вещества, бесцветные, если не окрашен катион. Большинство  йодатов хорошо растворяются в воде. К труднорастворимым йодатам  относятся йодаты щелочноземельных металлов (кальция, стронция, бария), а также йодат церия, йодат свинца, йодат серебра. Некоторые из этих соединений встречаются в природе.

 

Йодаты более устойчивы, чем аналогичные броматы и  хлораты, но также проявляют окислительные  свойства. В щелочной среде йодаты могут быть окислены сильными окислителями (гипохлоритом натрия или молекулярным хлором) до перйодатов - соединений семивалентного йода. Известны перйодаты натрия, серебра  и некоторых других катионов. Соответствующая  степени окисления йода +7 кислота  плавится при 130°С с разложением  на пятиокись йода и молекулярный кислород. Высокая окислительная  активность соединений семивалентного йода является причиной узкого распространения  этой формы микроэлемента в объектах биосферы. Перйодаты могут быть устойчивы  только в нейтральных и щелочных почвах сухих и жарких областей.

 

Многообразие химических форм соединений йода, легкость перехода между различными валентными соединениями, легкая летучесть свободного йода дали повод великому советскому геохимику  А.Е. Ферсману охарактеризовать йод  как элемент со сказочными свойствами. Уникальные свойства йода и его соединений позволяют этому элементу присутствовать в микроколичествах во всех без исключения объектах живой и неживой природы. Соединения йода в разных валентных  состояниях обладают различной миграционной способностью и действием на живые  организмы, поэтому при рассмотрении судьбы микроэлемента в биосфере необходимо учитывать как его  валентные состояния в конкретных объектах биосферы, так и возможные  окислительно-восстановительные превращения  в рассматриваемых условиях.

 

 

 

3. Физиологическая роль  йода

 

 

 

Йод принадлежит к числу  важнейших микроэлементов, принимающих  участие в интимнейших процессах  обмена веществ в высокоразвитых организмах. В этой своей высшей функции йод не может быть заменен  никаким другим химическим элементом. Жизнь на земле без йода невозможно представить, так как без него она вообще невозможна.

 

В ходе длительной эволюции наземных организмов их внутренняя среда  претерпела значительные количественные изменения по сравнению с колыбелью  жизни - водой Мирового океана. Содержание солей в океанской воде составляет в среднем 3,5%, а в плазме крови  человека - 0,9%, то есть в четыре раза меньше. Однако для йода природа  сделала исключение. Среднее содержание йода в океанской воде составляет 0,000005%, а в плазме крови - 0,00001%, то есть содержание йода во внутренней среде человека не только не снизилось, а, наоборот, сохранилось на уровне вдвое большем, чем в воде океана. Таким образом, человек разумный является видом-концентратором йода. Этот факт подчеркивает ту уникальную роль, которую играет йод в жизнедеятельности человеческого организма.