Иод

Иод впервые выделил в 1811 г. французский химик Б. Куртуа, действуя концентрированной H₂ SO₄ на золу морских водорослей. Латинское название элемента происходит от греч. ἰώδης – фиолетовый и связано с цветом паров иода.

Содержание иода в земной коре составляет 4·10^–5 % по массе. В природе иод в основном находится в морской воде и морских водорослях, а также в нефтяных буровых водах; входит в состав минералов – природных иодидов и иодатов, например лаутарита Ca(IO₃ )₂ .

Конфигурация внешней электронной оболочки атома иода 5s² 5p⁵ . В соединениях иод проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5, +7; электроотрицательность по Полингу 2,66; атомный радиус 140 пм; радиус ионов I^– 206 пм, I⁵⁺ 109 пм. В газообразном, жидком и твёрдом состояниях иод существует в виде двухатомных молекул I₂ . Заметная диссоциация (около 3 %) молекул I₂ на атомы начинается при температуре выше 800 °C, а также под действием света. Молекулы I₂ диамагнитны.

Иод – кристаллическое вещество чёрного цвета с фиолетовым металлическим блеском; кристаллическая решётка ромбическая; t_пл 113,7 °C, t_кип 184,3 °C, плотность твёрдого иода 4940 кг/м³ . Иод плохо растворим в воде (0,33 г/дм³ при 25 °C); растворимость иода в воде возрастает при увеличении температуры, а также при добавлении иодида калия KI за счёт образования комплекса KI₃ . Иод хорошо растворим во многих органических растворителях (бензоле, гексане, спиртах, четырёххлористом углероде и др.). Твёрдый иод легко возгоняется с образованием фиолетовых паров, имеющих резкий специфический запах.

Иод – наименее химически активный галоген. С благородными газами, кислородом, серой, азотом, углеродом иод непосредственно не взаимодействует. При нагревании иод реагирует с металлами (образуются иодиды металлов, например иодид алюминия AlI₃ ), фосфором (иодид фосфора PI₃ ), водородом (иодоводород HI), другими галогенами (межгалогенные соединения). Иод – менее сильный окислитель, чем хлор и бром. Для иода более характерны восстановительные свойства. Так, хлор окисляет иод до иодноватой кислоты HIO₃ , ${\displaystyle I_{2}+5Cl_{2}+6H_{2}O=2HIO_{3}+10HCl}$. Для иода известен ряд кислородсодержащих кислот, соответствующих различным степеням окисления иода: иодноватистая HIO (степень окисления иода +1; соли – гипоиодиты, например гипоиодит калия KIO), иодноватая HIO₃ (+5; иодаты, например иодат калия KIO₃ ), периодная, или метаиодная, HIO₄ и ортопериодная, или ортоиодная, H₅ IO₆ (+7; соли – метапериодаты, например метапериодат калия KIO₄ ; ортопериодаты, например дигидроортопериодат калия K₃ H₂ IO₆ ; общее название для солей кислот, содержащих иод в степени окисления +7, – периодаты). Кислородсодержащие кислоты и их соли обладают окислительными свойствами. HIO – слабая кислота; HIO и гипоиодиты существуют только в водных растворах. Растворы HIO получают взаимодействием иода с водой, растворы гипоиодитов – взаимодействием иода с растворами щелочей. HIO₃ – бесцветное кристаллическое вещество с t_пл 110 °C, хорошо растворимое в воде; при нагревании до 300 °C отщепляет воду с образованием кислотного оксида I₂ O₅ . Получают HIO₃ окислением иода дымящей азотной кислотой: ${\displaystyle 3I_{2}+10HNO_{3}=6HIO_{3}+10NO+2H_{2}O}$. Иодаты – растворимые в воде кристаллические вещества; получают при взаимодействии иода с горячими растворами щелочей. При нагревании выше 400 °C иодаты разлагаются, например: ${\displaystyle 4KIO_{3}=KI+3KIO_{4}}$. H₅ IO₆ – бесцветное кристаллическое вещество, t_пл 128 °C. Нагревание H₅ IO₆ до 100 °C в вакууме приводит к образованию HIO₄ (${\displaystyle H_{5}IO_{6}=HIO_{4}+2H_{2}O}$), которая при более высокой температуре разлагается: ${\displaystyle 2HIO_{4}=2HIO_{3}+O_{2}}$. В водных растворах H₅ IO₆ проявляет свойства слабой многоосновной кислоты. Получают H₅ IO₆ обменной реакцией, например ${\displaystyle Ba_{3}(H_{2}IO_{6})_{2}+3H_{2}SO_{4}=2H_{5}IO_{6}+3BaSO_{4}}$, с последующим упариванием фильтрата. Периодаты – кристаллические вещества, устойчивы к нагреванию, растворимы в воде; получают электрохимическим окислением иодатов.

Растворение иода в воде – сложный химический процесс, включающий не только растворение, но и диспропорционирование (${\displaystyle I_{2}+H_{2}{\text{О}}=HI+HIO}$) и разложение HIO (${\displaystyle 3HIO=2HI+HIO_{3}}$). Скорость диспропорционирования HIO велика, особенно в щелочных растворах (${\displaystyle 3I_{2}+6NaOH=NaIO_{3}+5NaI+3H_{2}O}$). Поскольку константа равновесия реакции ${\displaystyle I_{2}+H_{2}O=HI+HIO}$ мала (K = 2·10^–13 ), то иод в водном растворе присутствует в виде I₂ , а иодная вода при хранении в темноте не разлагается и имеет нейтральную реакцию.

Иод относится к микроэлементам. Суточная потребность человека в иоде около 0,2 мг. Основное физиологическое значение иода определяется его участием в функции щитовидной железы. Поступающий в неё иод участвует в биосинтезе тиреоидных гормонов. Недостаток поступления иода приводит к развитию эндемического зоба, избыток иода в организме отмечается при некоторых заболеваниях печени.

В промышленности иод выделяют из буровых вод и из золы морских водорослей. Для извлечения иода буровые воды, содержащие иодиды, обрабатывают при подкислении хлором; выделившийся иод выдувают водяным паром. Для очистки иода через реакционную смесь пропускают диоксид серы SO₂ (${\displaystyle I_{2}+SO_{2}+2H_{2}O=2HI+H_{2}SO_{4}}$) и окисляют образующийся HI до I₂ (например, хлором: ${\displaystyle 2HI+Cl_{2}=2HCl+I_{2}}$). Иодаты, образующиеся при сжигании водорослей, восстанавливают диоксидом серы (${\displaystyle 2NaIO_{3}+5SO_{2}+4H_{2}O=2NaHSO4+3H_{2}SO_{4}+I_{2}}$); выделившийся иод очищают возгонкой. В лаборатории иод получают окислением иодидов в кислой среде (например, с помощью диоксида марганца: ${\displaystyle 2KI+MnO_{2}+2H_{2}SO_{4}=I_{2}+MnSO_{4}+2H_{2}O+K_{2}SO_{4}}$); образующийся иод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром.

Мировое производство иода 27,6 тыс. т/год (2018).

Иод и его соединения применяются в медицине; препараты иода, способные высвобождать элементарный иод, обладают антибактериальными, противогрибковыми и противовоспалительными свойствами. Иод используется в химических транспортных реакциях для получения высокочистых Ti, Zr и других металлов, а также кремния; для заполнения иодных ламп накаливания, которые характеризуются высокой световой отдачей, небольшими размерами и длительным сроком эксплуатации. Радиоактивные изотопы ¹²⁵ I (период полураспада T_1/2 59,4 сут), ¹³¹ I (T_1/2 8,04 сут), ¹³² I (T_1/2 2,28 ч) используются в биологии и медицине для определения функционального состояния щитовидной железы и лечения её заболеваний.

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