Το Ιώδιο (αγγλ.:Iodine) είναι αμέταλλο χημικό στοιχείο με ατομικό αριθμό 53, και σχετική ατομική μάζα περίπου 127 g/mol. Ανήκει στην ομάδα των αλογόνων (VIIA ή 17η ομάδα) και στον τομέα p του περιοδικού συστήματος.
Είναι ένα κρυσταλλικό, πτητικό, αργυρόλευκο στερεό με μεταλλική λάμψη. Έχει σημείο τήξης 113,7 oC και σημείο βρασμού 184,3 oC. Σε θερμοκρασία δωματίου εξαχνώνεται αργά προς ιώδεις ατμούς, εξαιρετικά ερεθιστικούς για τα μάτια και το αναπνευστικό σύστημα. Η ονομασία ιώδιο αποδόθηκε εξαιτίας του χρώματος των ατμών του.
Το στοιχειακό ιώδιο είναι αρκετά δραστικό και παρουσιάζει διαβρωτική δράση, όταν έρχεται σε επαφη με μέταλλα. Αυτό οφείλεται στην ηλεκτραρνητικότητα του, την ικανότητα, δηλαδή, να δέχεται ηλεκτρόνια για να συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα (υποστιβάδα 5p) Στις ενώσεις του απαντά, τις περισσότερες φορές, με αριθμό οξείδωσης -1. Γενικά, οι χημικές ιδιότητες του ιωδίου προσομοιάζουν με αυτές των άλλων αλογόνων (φθόριο, χλώριο, βρώμιο). Παρουσιάζουν, ωστόσο, διαφορές, εξαιτίας του μεγάλου μεγέθους του ατόμου του, αλλά και της μικρότερης δραστικότητάς του σε σχέση με τα άλλα αλογόνα.
Ανακαλύφθηκε τυχαία το 1811 από τον Γάλλο χημικό Μπερνάρ Κουρτουά, μετά από κατεργασία παραπροϊόντων παρασκευής νιτρικού καλίου.
Στο φυσικό περιβάλλον απαντά αποκλειστικά με τη μορφή ενώσεων. Στο φλοιό της Γης το ιώδιο βρίσκεται σε περιεκτικότητα 1,4 ppm. Το θαλασσινό νερό περιέχει, επίσης, αξιόλογες ποσότητες ιωδιούχων αλάτων.
Κύρια παραγωγός χώρα είναι η Χιλή, η οποία χρησιμοποιεί ως πρώτη ύλη το νίτρο της Χιλής. Σε άλλες χώρες το ιώδιο παρασκευάζεται από φυσική άλμη.
Ο βιολογικός ρόλος του ιωδίου είναι ιδιαίτερα αξιοσημείωτος, αφού αποτελεί βασικό ιχνοστοιχείο για τον οργανισμό. Η έλλειψή του οδηγεί σε ασθένειες, όπως η βρογχοκήλη. Στις παραθαλάσσιες χώρες δεν παρατηρείται έλλειψη του ιχνοστοιχείου, καθώς μικρές ποσότητες αλάτων ταξιδεύουν στην ατμόσφαιρα και απορροφώνται από τα φυτά και τα ζώα.
Σημαντικές ποσότητες ιωδίου αξιοποιούνται στην ιατρική, όπου εφαρμόζεται ως απολυματικό και αντισηπτικό μέσο (βάμμα ιωδίου, povidone iodine). Εφαρμογές βρίσκει και στην αναλυτική χημεία, αφού χρησιμοποιείται για την ποιοτική ταυτοποίηση ορισμένων οργανικών ενώσεων και τον ποσοτικό προσδιορισμό με βάση τη μέθοδο της ιωδομετρίας.
Το στοιχειακό ιώδιο είναι αρκετά επικίνδυνο, αφού ερεθίζει τα μάτια και το αναπνευστικό σύστημα. Οι ατμοί του είναι εξαιρετικά διεισδυτικοί, γι' αυτό και αποθηκεύεται συνήθως σε ειδικά δοχεία που ονομάζονται φιάλες ιωδίου.
Το φυσικό ιώδιο βρίσκεται με τη μορφή του σταθερού ισοτόπου του 127I.
Ανακάλυψη
Το ιώδιο παρασκευάστηκε τυχαία από τον Γάλλο χημικό Μπερνάρ Κουρτουά το 1811, όχι σε κάποιο ερευνητικό εργαστήριο, αλλά στις εγκαταστάσεις παραγωγής νίτρου της οικοτεχνίας του. Η παραγωγή νίτρου (KNO3, νιτρικού καλίου) για την παρασκευή της πυρίτιδας, γινόταν με πρώτες ύλες στάχτη από φύκια και νιτρικά άλατα από την κοπριά και την σήψη φυτικών και ζωικών υπολειμμάτων. Η στάχτη αυτή είναι πλούσια σε χλωριούχο νάτριο και κάλιο. Η κατεργασία της περιελάμβανε, αρχικά, την παραλαβή των αλάτων με νερό και, κατόπιν, την εξάτμιση του νερού σε δεξαμενές. Σε κάποιο στάδιο, σχηματιζόταν μια λάσπη, που κατά διαστήματα έπρεπε να απομακρυνθεί και να υποστεί επεξεργασία με θειικό οξύ. Φαίνεται ότι κάποια φορά το οξύ που χρησιμοποιήθηκε ήταν πολύ πυκνό, ώστε, με την προσθήκη του, έλαβε χώρα μια βίαιη αντίδραση και σχηματίστηκε ένα νέφος με ιώδες χρώμα και ερεθιστική οσμή. Όταν κατακάθισε το νέφος στα γειτονικά αντικείμενα, τα κάλυψε με γυαλιστερούς, σχεδόν μαύρους κρυστάλλους.
Ο Κουρτουά αντιλήφθηκε άμεσα τη σημασία του περιστατικού και ασχολήθηκε σύντομα με την μελέτη των ιδιοτήτων της νέας ουσίας. Με τα πρωτόγονα μέσα που διέθετε, διαπίστωσε ότι η ουσία μπορούσε να ενωθεί με το υδρογόνο, τον φώσφορο, τα μέταλλα και ότι σχημάτιζε εκρηκτικό παράγωγο με την αμμωνία. Υποπτεύθηκε ότι πρόκειται για νέο χημικό στοιχείο, αλλά δεν είχε τις δυνατότητες για περαιτέρω μελέτη. Μεταβίβασε, τότε, τα πορίσματα της έρευνας που διεξήγε, μαζί με μια ποσότητα κρυσταλλικού ιωδίου, σε φίλους του χημικούς. Αυτοί συνέχισαν τις έρευνες και, τελικά, ανακοίνωσαν την ανακάλυψη του στοιχείου, αποφεύγοντας όμως την αναφορά στο όνομα του Κουρτουά και αποσιωπώντας τον καθοριστικό του ρόλο. Η νέα ουσία ονομάστηκε ιώδιο, εξαιτίας του χρώματος των ατμών της.[1]
Εμφανίσεις
Το ιώδιο δεν απαντά ποτέ σε ελεύθερη κατάσταση στη φύση. Βρίσκεται σε μικρές ποσότητες στο θαλάσσιο νερό με τη μορφή ανιόντων ιωδίου (Ι-) και σε περιεκτικότητα της τάξης των 50 mg/τόνο θαλάσσιου νερού. Σημαντικές ποσότητες βρίσκονται, επίσης, σε φυσικες άλμες.[2]
Περιεκτικότητα ιωδίου στους ωκεανούς:
Τοποθεσία Περιεκτικότητα (ppm)
Επιφάνεια Ατλαντικού 4,89·10−2
Βυθός Ατλαντικού 5,6·10−2
Επιφάνεια Ειρηνικού 4,3·10−2
Βυθός Ειρηνικού 5,8·10−2
Στο σύμπαν το ιώδιο βρίσκεται σε περιεκτικότητα 0,0001 ppm και στο φλοιό της Γης με περιεκτικότητα 1,4 ppm. Ιώδιο συναντάται και στους μετεωρίτες, σε μικρότερη περικτικότητα (0,26 ppm).[3]
Απομόνωση του ιωδίου
Βιομηχανική κλίμακα
Για μεγάλο χρονικό διάστημα, μοναδική πηγή ιωδίου ήταν τα φύκια, ώσπου ανακαλύφθηκαν πλούσια κοιτάσματα NaNO3 στην έρημο Ατακάμα της Χιλής. Από τα κοιτάσματα αυτά προέρχεται ένα μεγάλο μέρος της παγκόσμιας παραγωγής.[1]
Βιομηχανικά παρασκευάζεται από το «νίτρο της Χιλής», το οποίο περιέχει, κατά κύριο λόγο, νιτρικό νάτριο (NaNO3), αλλά και μικρές ποσότητες ιωδικού νατρίου (NaIO3) και ιωδιούχου νατρίου (NaI), από το οποίο και λαμβάνεται με αναγωγή του από χλώριο:
\( {\displaystyle \mathrm {2I^{-}+Cl_{2}{\xrightarrow {}}2Cl^{-}+I_{2}} } \)
Στις ΗΠΑ και στην Ιαπωνία ως πρώτη ύλη χρησιμοποιείται η φυσική άλμη, από την οποία παρασκευάζεται με τον ίδιο τρόπο, όπως πιο πάνω.[4]
Αυτή η μέθοδος παρασκευής παρέχει ιώδιο μέτριας καθαρότητας. Προκειμένου να παρασκευαστεί καθαρό ιώδιο, το παρασκευσθέν προϊόν υφίσταται περαιτέρω επεξεργασία με άλατα του (δισθενούς) χαλκού:
\( {\displaystyle \mathrm {Cu^{2+}+2I^{-}{\xrightarrow {}}CuI_{2}} } \)
Το παραγόμενο ιωδίδιο σταδιακά αποσυντίθεται προς ιωδίδιο του μονοσθενούς χαλκού και καθαρό ιώδιο:
\( {\displaystyle \mathrm {2CuI_{2}{\xrightarrow {}}2CuI+2I_{2}} }\)
Εργαστηριακή κλίμακα
Εργαστηριακά μπορεί να παρασκευαστεί με οξείδωση του ιωδιούχου νατρίου από διάλυμα θειικού οξέος. Σε πρώτη φάση η αντίδραση παρέχει αέριο υδροϊώδιο, το οποίο, στη συνέχεια, οξειδώνεται από την περίσσεια θειικού οξέος προς καθαρό ιώδιο:[5]
NaI (s) + H2SO4 (l) → HI (g) + NaHSO4 (s)
2HI (g) + H2SO4 (l) → I2 (g) + SO2 (g) + 2H2O (l)
Άλλος τρόπος εργαστηριακής παρασκευής του είναι η ανταλλαγή ιόντων του ιωδιούχου νατρίου ή καλίου με υδροχλωρικό οξύ και, κατόπιν, οξείδωση των ιωδιούχων από υπεροξείδιο του υδρογόνου. Η διαδικασία αυτή ενδέχεται να παράγει και μικροσκοπικά ποσά χλωρίου.[6]
NaI (s) + HCl (aq) → HI (aq) + NaCl(s)
2HI (aq) + H2O2 (aq) → I2 (s) + 2H2O (l)
Παραγωγή ιωδίου
Η Χιλή είναι ο μεγαλύτερος παραγωγός ιωδίου και ακολουθείται από την Ιαπωνία και τις ΗΠΑ. Το 2011 η Χιλή κατείχε το 50% της παγκοσμιας παραγωγής, έχοντας δύο από τα μεγαλύτερα εργοστάσια στον κόσμο.[7]
Φυσικές ιδιότητες
Κρύσταλλοι ιωδίου
Είναι κρυσταλλικό και εύθραυστο στερεό με χρώμα τεφρομέλαν και χαρακτηριστική μεταλλική λάμψη. Έχει ατομικό αριθμό 53 και ατομικό βάρος 126,9045, θερμοκρασία τήξης 113,5 C° και θερμοκρασία βρασμού 184 C° στις 35 atm)"
Το ιώδιο εμφανίζει το φαινόμενο της εξάχνωσης: Με θέρμανση μεταβαίνει από την στερεή στην αέρια κατάσταση, χωρίς να μεσολαβήσει η υγρή.
Τάση ατμών ιωδίου σε διάφορες τιμές θερμοκρασίας και πίεσης:
| Πίεση (Pa) | 1 | 10 | 100 | 1.000 | 10.000 | 100.000 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Θερμοκρασία (Κ) | 260 | 282 | 309 | 342 | 381 | 457 |
Χημικές ιδιότητες
Το ιώδιο είναι το τέταρτο στοιχείο της 17ης ομάδας (ή VIIA κατά την παλαιότερη αρίθμηση) ή ομάδας των αλογόνων και βρίσκεται στην 5η περίοδο του Περιοδικού Πίνακα. Ανήκει, επίσης, στον τομέα p του περιοδικού πίνακα, καθώς το εξωτερικό του ηλεκτρόνιο ανήκει σε p-τροχιακό.[8] Σύμφωνα με το περιοδικό σύστημα, ταξινομείται στα αμέταλλα. Στην ηλεκτροχημική σειρά των αμετάλλων, το ιώδιο τοποθετείται δεξιά του οξυγόνου (Ο2) και αριστερά του θείου (S), με δυναμικό ηλεκτροδίου +0,54V.[9].
Οι ενέργειες ιονισμού (σε KJ/mol) των σταδιακών μετατροπών του ιωδίου σε ιόντα από Ι+ έως Ι10+, βρίσκονται στον "κρυμμένο" πίνακα που ακολουθεί[10] :
[εμφάνιση]Ενέργειες ιονισμού του ιωδίου
Το ιώδιο είναι το λιγότερο δραστικό από τα στοιχεία της ομάδας των αλογόνων. Αντιδρά με μέταλλα σχηματίζοντας τα αντίστοιχα ιωδιούχα άλατα. Τα άλατα αυτά είναι διαλυτά στο τήγμα του ιωδίου, δημιουργώντας ηλεκτρικά αγώγιμα διαλύματα με χαρακτήρα τυπικού ασθενούς ηλεκτρολύτη. Αντιδρούν, επίσης, και με ιωδιούχες ενώσεις όπου το ιώδιο βρίσκεται με αριθμό οξείδωσης +1, όπως το μονοβρωμιούχο ιώδιο (IBr)[11].
Στις ενώσεις του το ιώδιο απαντά κυρίως με τους παρακάτω αριθμούς οξείδωσης:
| Αριθμός οξείδωσης | Γενική ονομασία ενώσεων | Χαρακτηριστικό ιόν | Παραδείγματα ενώσεων |
|---|---|---|---|
| -1 | Ιωδιούχες | I- | NaI, KI, MgI2, AlI3, ZnI2 |
| +3 | Ιωδιώδεις | IO2- | NaIO2, KIO2 |
| +5 | Ιωδικές | IO3- | NaIO3, KIO3 |
| +7 | Υπεριωδικές | IO4- | NaIO4, KIO4 |
Σε αντίθεση με το χλώριο και το βρώμιο, ο σχηματισμός του υποϊώδους ιόντος (IΟ-) είναι αμελητέος σε ουδέτερα υδατικά διαλύματα. Σε βασικά διαλύματα (όπως σε υδατικό διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου) το ιώδιο μετατρέπεται με μια πολύπλοκη χημική αντίδραση (σε δύο στάδια) σε ιωδιούχα και ιωδικά ανιόντα:
I2 + 2 OH- → I- + IΟ- + H2O
3 IΟ- → 2 I- + IO3-[12]
Οργανικές αντιδράσεις
Αντιδρά, επίσης, με οργανικές ενώσεις, αντικαθιστώντας άτομα υδρογόνου:
CH4 + I2 → CH3I + HI
Η ιδιότητά του αυτή το καθιστά ιδιαίτερα χρήσιμο στην Οργανική Χημεία, στις αντιδράσεις μεθυλίωσης, αλλά και στην Φαρμακευτική, καθώς οι ενώσεις που παρασκευάζονται βρίσκουν σημαντικές εφαρμογές.
Ενώσεις του ιωδίου
Αλκάλια
Σημαντική εμπορική και βιομηχανική αξία έχουν τα άλατα του ιωδίου με αλκάλια.
Ιωδιούχο νάτριο (NaI)
Προστίθεται συχνά στο μαγειρικό αλάτι, για να αυξήσει την περιεκτικότητά του σε ιώδιο, μετατρέποντάς του σε σημαντική πηγή πρόσληψης ιωδίου για τον ανθρώπινο οργανισμό.
Ιωδιούχο κάλιο (KI)
Ιωδιούχο κάλιο
Προστίθεται επίσης στο αλάτι και τις ζωοτροφές για να προστατέψει τους ανθρώπους και τα ζώα από την έλλειψη ιωδίου. Εφαρμογές βρίσκει και στην Ιατρική, όπου χρησιμοποιείται για τη θεραπεία της βρογχοκήλης, των μυκητιάσεων και άλλων ασθενειών. Το βάμμα ιωδίου είναι αιθανολικό διάλυμα ιωδιούχου καλίου και ιωδίου.[13]
Διαλογονικές ενώσεις
Το ιώδιο σχηματίζει διαλογονικές ενώσεις, δηλ. ενώσεις με άλλα αλογόνα, με όλους τους αριθμούς οξείδωσής του. Δεδομένης της μεγάλης διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας που έχει σε σχέση με τα άλλα αλογόνα, εμφανίζει το μεγαλύτερο αριθμό διαλογονικών ενώσεων από κάθε άλλο αλογόνο.[14]
Μονοχλωριούχο ιώδιο
Πίνακας με τις γνωστές διαλογονικές ενώσεις του ιωδίου με βάση τον Α.Ο. του ιωδίου και το αλογόνο:
| F] | Cl | Br | I | At | |
|---|---|---|---|---|---|
| -1 | AtI | ||||
| 0 | I2 | ||||
| +1 | IF | ICl | IBr | ||
| +3 | IF3 | ICl3 | |||
| +5 | IF5 | IBr5 | |||
| +7 | IF7 |
Το ICl χρησιμοποιείται σε οργανικές συνθέσεις.
Άλλα οξείδια είναι το τετροξείδιο του ιωδίου (I2O4), το διοξείδιο του ιωδίου (IO2).
Το ιώδιο σχηματίζει πολλά οξείδια εξαιτίας της ποικιλίας των αριθμών οξείδωσης που εμφανίζει.
Πεντοξείδιο του ιωδίου (I2O5): O ανυδρίτης του ιωδικού οξέος, ο μοναδικός σταθερός ανυδρίτης που σχηματίζει το ιώδιο.[15]
Άλλα οξείδια είναι το τετροξείδιο του ιωδίου (I2O4), το διοξείδιο του ιωδίου (IO2).
Υδροϊώδιο
Κύριο λήμμα: Υδροιώδιο
Το υδροϊώδιο είναι μια αέρια ένωση του ιωδίου, η οποία, όταν διαλύεται στο νερό, παρέχει το ισχυρό υδροϊωδικό οξύ. Όταν έρχεται σε επαφή με τον υγρό αέρα σχηματίζει διάλυμα και εμφανίζει ατμόυς. Χρησιμοποιείται στη διαδικασία σχηματισμού του οξικού οξέος.:[16]
Ισότοπα
Είναι γνωστά 37 ισότοπα του στοιχείου, από το 108I ως το 144I. Σταθερό είναι μόνο το 127I.
Το μακροβιότερο ισότοπό του, 129I, έχει χρόνο υποδιπλασιασμού 15,7 εκατομμυρια χρόνια. Το μεγαλύτερο μέρος της ραδιενέργειας που οφείλεται στο 129I, είναι ανθρωπογενές, όντας ανεπιθύμητο παραπροϊόν παλιών πυρηνικών δοκιμών και ατυχημάτων.
Τα υπόλοιπα ραδιοϊσότοπα του ιωδίου έχουν ημιζωές μικρότερες από 60 ημέρες, τέσσερα εκ των οποίων χρησιμοποιούνται ως ιχνηθέτες και θεραπευτικά μέσα στην ιατρική, τα 123I, 124I, 125I και 131I. Σχεδόν όλη η βιομηχανική παραγωγή ραδιενεργών ισοτόπων του ιωδίου περιορίζεται σε αυτά τα ισότοπα.[17]
Βιολογικός ρόλος και σημασία
Το ιώδιο συνιστά βασικό ιχνοστοιχείο του ανθρώπινου σώματος, στο οποίο περιέχονται φυσιολογικά 14 mg από το στοιχείο αυτό. Συγκεντρώνεται κυρίως στο θυρεοειδή αδένα, ο οποίος είναι υπεύθυνος για την έκκριση ορμονών που περιέχουν ιώδιο, με σημαντικότερη απ' αυτές τη θυροξίνη. Η θυροξίνη διαδραματίζει καθοριστικό ρόλο στη διατήρηση του κανονικού μεταβολισμού για όλα τα κύτταρα του οργανισμού.
Η έλλειψη του ιωδίου στον οργανισμό, κάτι που παρατηρείται σχετικά σπάνια, μπορεί να οδηγήσει στην εμφάνιση βρογχοκήλης και μυξοιδήματος. Στις περισσότερες περιοχές, το πόσιμο νερό περιέχει επαρκή ποσότητα ιωδίου για την παραγωγή θυροξίνης. Όπου, όμως, το πόσιμο νερό είναι φτωχό σε ιώδιο, αυξάνεται η πιθανότητα εμφάνισης βρογχοκήλης στον πληθυσμό. Για την αποφυγή τέτοιου ενδεχομένου, προστίθενται μικρές ποσότητες ιωδίου στο μαγειρικό αλάτι.[12] Αξίζει να αναφερθεί, επίσης, ότι στη Δύση, εννέα μόλις χρόνια μετά την ανακάλυψη του ιωδίου και την αναγνώριση της σημασίας του, χορηγήθηκε με σκοπό την καταπολέμηση της βρογχοκήλης.
Αξιοσημείωτο είναι το γεγονός ότι στις παραθαλάσσιες χώρες δεν εντοπίζονται προβλήματα έλλειψης ιωδίου. Αυτό συμβαίνει επειδή μικρές ποσότητες ιωδιούχων αλάτων παρασύρονται με τον άνεμο και μεταφέρονται στην ατμόσφαιρα. Από εκεί, καταλήγουν στην ξηρά με τη βοήθεια των κατακρημνισμάτων (βροχή, χίονι κλπ.), μεταφέρονται στα φυτά κι έπειτα στα ζώα, στα οποία επίσης είναι απαραίτητο το ιώδιο. Όταν παρατηρείται έλλειψη ιωδίου στα ζώα, η αναπλήρωση της ποσότητας γίνεται με την προσθήκη ιωδιούχων αλάτων στις ζωοτροφές.
Όταν συνέβη το τραγικό πυρηνικό ατύχημα στο Τσερνόμπιλ, σημειωθηκε μεγάλη αύξηση στις πωλησεις δισκίων ιωδιούχων αλάτων στα φαρμακεία. Το ραδιενεργό ιώδιο που εκλύθηκε στο περιβάλλον συσσωρευόταν στο θυρεοειδή αδένα, με αποτέλεσμα να δημιουργείται καρκίνος του θυρεοειδούς. Με την πρόσληψη μεγάλης ποσότητας μη ραδιενεργού ιωδίου, ο οργανισμός θεώρησε περιττή την ύπαρξη του ραδιενεργού ιωδίου, το οποίο και απέβαλλε, τελικά, από τον οργανισμό και δεν το κατακρατούσε στο θυρεοειδή.[18]
Ωστόσο, κρίνεται σημαντικό να επισημανθεί ότι η πρόσληψη υπερβολικής ποσότητας ιωδίου από τον οργανισμό μπορεί να προκαλέσει σοβαρές βλάβες στους ιστούς και το δέρμα, καθως σε υψηλές συγκεντρώσεις μπορεί να καταστεί δηλητηριώδες.
Χρήσεις - Εφαρμογές
Ιατρική
Το ιώδιο χρησιμοποιείται ιδιαίτερα στη Φαρμακευτική ως απολυμαντικό και αντισηπτικό μέσο, κυρίως αυτούσιο, με τη μορφή διαλύματος σε αιθυλική αλκοόλη και νερό μαζί με ιωδιούχο κάλιο(βάμμα ιωδίου) είτε, υπό μορφή ιωδιούχων ενώσεων, όπως το ιωδοφόρμιο (CHI3), που βρίσκουν ποικίλες εφαρμογές, τόσο στην παρασκευή απολυμαντικών όσο και στην παρασκευή φαρμάκων.[19]
Το ραδιενεργό του ισότοπο 131Ι χρησιμοποιείται σε ραδιοδιαγνωστικές διαδικασίες, συγκεκριμένα, ως σκιαγραφικό μέσο απεικόνισης στις αξονικές τομογραφίες.
Αναλυτική Χημεία
Το ιώδιο και οι ενώσεις του βρίσκουν εκτεταμένες εφαρμογές στην αναλυτική χημεία. Μεγάλος αριθμός αναλυτικών μεθόδων βασίζεται στην απελευθέρωση ή δέσμευση ιωδίου, που ελέγχεται ογκομετρικά με τη χρήση θειοθειικού νατρίου (ιωδομετρία). Ο βαθμός ακορεστότητας των λιπών και των ελαιών (το πλήθος των πολλαπλών δεσμών C-C των μορίων τους) προσδιορίζεται με προσθήκη στοιχειακού ιωδίου.
Ενώσεις του ιωδίου χρησιμοποιούνται, επίσης, ως καταλύτες σε ορισμένες κατηγορίες οργανικών αντιδράσεων.
Άλλες χρήσεις
Άλατα του ιωδίου, όπως το ιωδιούχο κάλιο και ο ιωδιούχος άργυρος αξιοποιούνται στη φωτογραφική. Επίσης, ο ιωδιούχος άργυρος χρησιμοποιείται για το σχηματισμό νεφών και τη δημιουργία τεχνητής βροχής[20].
Τοξικότητα και προφυλάξεις
Το στοιχειακό ιώδιο είναι ήπιο οξειδωτικό. Η άμεση επαφή του με το δέρμα μπορεί να του προκαλέσει ζημιά, επομένως η χρήση των κρυστάλλων ιωδίου πρέπει να γίνεται με προσοχή. Διαλύματα με υψηλή περιεκτικότητα σε ιώδιο όπως το βάμμα ιωδίου είναι ικανά να προκαλέσουν βλάβη στους ιστούς αν η χρήση τους για καθαρισμό είναι εκτεταμένη.
Το στοιχειακό ιώδιο (I2) είναι τοξικό αν προσληφθεί από το στόμα σε μεγαλύτερες ποσότητες. Η θανατηφόρα δόση για έναν ενήλικα είναι περίπου 2-3 γραμμάρια.
Οι ατμοί του ιωδίου είναι εξαιρετικά επικίνδυνοι για τα μάτια και το αναπνευστικό σύστημα. Η περιεκτικότητα του αέρα σε ιώδιο δεν πρέπει να υπερβαίνει το 1mg ανά κυβικό μέτρο.
Όταν αναμειγνύεται με αμμωνία και νερό, σχηματίζει ιωδίδιο του αζώτου που είναι εξαιρετικά ευαίσθητο εκρηκτικό και διασπάται σε αέριο άζωτο και πυκνούς ατμούς ιωδίου.
Δείτε επίσης
Ιώδιο-131
Αλογόνα
Πηγές και Παραπομπές
Αναστάσιος Βαρβόγλης, Πορτρέτα των χημικών στοιχείων, Πανεπιστημιακές εκδόσεις Κρήτης, Ηράκλειο 2001, σσ. 160-1
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, 2007, τομ. 26, σ. 399
«Freshney Periodic Table». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 14 Σεπτεμβρίου 2012. Ανακτήθηκε στις 8 Σεπτεμβρίου 2012.
Jessica Elzea Kogel, Society for Mining, Metallurgy, and Exploration (U.S.), Nikhil C. Trivedi, James M. Barker, Stanley T. Krukowski, Industrial Minerals & Rocks: Commodities, Markets, and Uses, SME, 2006 ISBN 0-87335-233-5
Web Elements
Video
[1]
Μπαζάκης Ι.Α., Γενική Χημεία, Αθήνα
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, τόμος 22, σ. 331
Freshney periodic table on line
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, 2007, τομ. 26, σ. 400
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, 2007, τομ. 26, σ. 399-401
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, 2007, τομ. 26, σ. 648
P. B. Saxena, Chemistry of interhalogen compounds, σ. 3 (http://books.google.gr/books/about/Chemistry_Of_Interhalogen_Compounds.html?id=nvatWdX1ZWcC&redir_esc=y)
Norman Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the elements, 1997, εκδ. Butterworth - Heinemann, σσ. 851-2
Hosea Cheung, Robin S. Tanke, G. Paul Torrence "Acetic Acid" στην Εγκυκλοπαίδεια Βιομηχανικής Χημείας Ullmann, 2005, εκδ. Wiley-VCH, Weinheim
Hertz, Barbara; Schuleller, Kristin. "Saul Hertz, MD (1905 - 1950) A Pioneer in the Use of Radioactive Iodine", Endocrine Practice 2010 16,4;713-715.
Αναστάσιος Βαρβόγλης, Πορτρέτα των χημικών στοιχείων, Πανεπιστημιακές εκδόσεις Κρήτης, Ηράκλειο 2001, σσ. 160-2
«Iodine.com». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 23 Φεβρουαρίου 2009. Ανακτήθηκε στις 18 Μαρτίου 2009.
Πάπυρος Larousse Britannica, Εκδ. Πάπυρος, 2007, τομ. 26, σσ. 401-2
| Περιοδικός πίνακας | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Hellenica World - Scientific Library
Από τη ελληνική Βικιπαίδεια http://el.wikipedia.org . Όλα τα κείμενα είναι διαθέσιμα υπό την GNU Free Documentation License
