Taula

Generalitats

Propietats

Isòtops

Reactivitat

Obtenció, Usos i Toxicitat

 

Català

Español

English

Français

Símbol:

I

Nombre atòmic: 53

Iode

Yodo

Iodine

Iode

Grup: 17

Període: 5

Família: dels halògens

Configuració electrònica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

 

 

 

 

Generalitats

Descobridor/s: Bernard Courtois

Nacionalitat: França

Any: 1811

Origen del nom: de la paraula grega “iodes” que vol dir violeta.

 

Una mica d’història: Fou descobert al 1811 per Bernard Courtois (1777-1838) un fabricant francès de nitro, mentre tractava d’obtenir aquesta substància a partir de cendres d’algues marines.

El descobriment fou confirmat i anunciat pels químics francesos Charles Desormes i Nicholas Clément.

En tractar en calent l’extracte alcalí de les cendres amb àcid sulfúric, es desprenia un vapor de color violeta que condensava en escames de color gris brillant.

En 1814 Gay-Lussac va demostrar que es tractava d’un element nou i el va anomenà iode.

Estat natural: És un element relativament rar que no es troba mai a la natura com element lliure, però els seus compostos estan molt difosos en l’aigua de mar, en el sòl i en les roques.

Normalment acompanya al nitrat de Xile (NaNO3) com impuresa de iodat de sodi, NaIO3, en una proporció aproximada del 0,2-0,3%.

Tot i la baixa concentració de iode en l’aigua de mar, certa espècie d’alga marina pot extreure i acumular l’element.

Es troba també com a ió iodur en algunes salmorres de pous de petroli a Califòrnia, Michigan i Japó.  

Estructura cristal·lina:

 

Sistema Ortorròmbic

 

a b c

 

 

 

 

 

Tots els angles rectes

Abundància a l’ésser humà: 200 ppb (parts per bilió) en pes.

 

Abundància a la Terra: ocupa el lloc 62è en la classificació dels elements més abundants en l’escorça terrestre.

Abundància al Sistema Solar: 1 ppb (parts per bilió) en pes.

 

 

 

 

 

 

Propietats

Físiques

Massa atòmica (u)

Densitat (kg/m3)

Duresa (escala de Mohs)

Volum atòmic (cm3/mol)

126,90447

4930

-

25,74

Tèrmiques

Estat d’agregació

a 298 K

Punt de fusió (K)

Punt d’ebullició (K)

 

sòlid

386,7

457,5

 

Radis

Radi atòmic (Å)

Radi iònic (Å)

Radi covalent (Å)

 

1,32

2,16 (I-1)

0,5 (I7+)

1,33

 

Ionització

Afinitat electrònica (KJ/mol)

1a energia ionització (KJ/mol)

2a energia ionització (KJ/mol)

3a energia ionització (KJ/mol)

Estats d’oxidació

295,2

1008,4

1845,8

3184

-1, +1, +3, +5, +7

Elèctriques

Conductivitat elèctrica (mOhm.cm)-1

Electròniques

Electronegativitat (Pauling)

Polaritzabilitat (Å3)

 

0,0

2,66

5

 

Termodinàmiques

Calor d’atomització (KJ/mol d’àtoms)

Calor de fusió (KJ/mol)

Calor de vaporització (KJ/mol)

Calor específica

(J/kg K)

Conductivitat tèrmica (J/m s ºC)

107

15,3

42

217,36

0,45

Altres

Potencial normal de reducció (v)

Caràcter metàl·lic

Precaucions: El iode elemental és tòxic i el seu vapor irrita els ulls i els pulmons. La concentració màxima permesa en aire quan es treballa amb iode és solament de 1 mg/m3.

Tots els iodurs són tòxics si es prenen en excés. 

 

         +1,2

IO3-/I2

(solució àcida)

  No metall

Característiques:

 

És un sòlid cristal·lí a temperatura ambient, de color negre blavós i brillant, que sublima donant un vapor violeta molt dens, verinós, amb una olor picant com la del clor.

Per damunt de 450ºC la densitat del vapor disminueix degut a la dissociació de les seves molècules en iode monoatòmic

És moderadament soluble en líquids no polars, cloroform, tetraclorur de carboni o disulfur de carboni i el color violeta de les solucions suggereix que es troben presents les molècules I2, com en la fase vapor.

Encara que el iode present en la natura és un element estable (isòtop 127I), s’han produït artificialment 22 isòtops radioactius, el més important dels quals és el 131I amb una vida mitjana de 8 dies i que s’utilitza com a traçador radioactiu i en certs procediments de radioteràpia.

El iode sembla ser un element que, en quantitats molt petites, és essencial per a la vida animal i vegetal. El iodur i el iodat que es troben en les aigües marines, entren en el cicle metabòlic de la major part de la flora i la fauna marina, mentre que en els mamífers superiors el iode es concentra en la glàndula tiroides, allí es converteix en aminoàcids iodats (principalment tiroxina i iodotirosines). Aquests es troben emmagatzemats en la tiroides com tiroglobulina i, aparentment, la tiroxina es excretada per la glàndula. El iode és un material de construcció de les hormones de la tiroides, que són essencials per al creixement, el sistema nerviós i el metabolisme. La deficiència de iode en els mamífers provoca goll, una condició en què la glàndula tiroides creix més del normal.

 

 

 

 

 

 

 

Isòtops

Isòtop

Protons

Neutrons

Símbol

Vida mitjana

Abundància(%)

Altres

Iode - 120

53

67

120I

1,35 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 121

53

68

121I

2,12 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 122

53

69

122I

3,62 minuts

0,00

Radioactiu

Iode - 123

53

70

123I

13,2 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 124

53

71

124I

4,18 dies

0,00

Radioactiu

Iode - 125

53

72

125I

59,4 dies

0,00

Radioactiu

Iode - 126

53

73

126I

13 dies

0,00

Radioactiu

Iode - 127

53

74

127I

Estable

100

 

Iode - 128

53

75

128I

25 minuts

0,00

Radioactiu

Iode - 129

53

76

129I

15,7 milions d’anys

0,00

Radioactiu

Iode - 130

53

77

130I

12,36 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 131

53

78

131I

8,04 dies

0,00

Radioactiu

Iode - 132

53

79

132I

2,28 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 133

53

80

133I

20,8 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 134

53

81

134I

52,6 minuts

0,00

Radioactiu

Iode - 135

53

82

135I

6,57 hores

0,00

Radioactiu

Iode - 136

53

83

136I

1,39 minuts

0,00

Radioactiu

 

 

 

 

 

 

 

Reactivitat

Descripció

La química del iode està dominada per la facilitat amb la que l’àtom adquireix un electró per a formar el ió iodur, I-, o un sol enllaç covalent –I, i per la formació, amb elements més electronegatius, de compostos en els que l’estat d’oxidació formal del iode és +1, +3, +5 o +7. El iode és més electropositiu que els altres halògens i les seves propietats es modulen per: la debilitat relativa dels enllaços covalents entre el iode i els elements més electropositius; les grandàries dels àtoms de iode i del ió iodur, fan que es redueixin les entalpies de la xarxa cristal·lina i de la dissolució dels iodurs, en tant que incrementa la importància de les forces de Van Der Waals en els compostos del iode, i la relativa facilitat amb la que s’oxida. 

És lleugerament soluble en aigua, es produeix hipoiodit OI-, la posició de l’equilibri depèn molt del pH de la solució: I2 (l) + H2O (l) à OI- (aq) + 2H+ (aq) + I­- (aq)

És dissol fàcilment en una solució aquosa de iodur de potassi.

És també soluble en alcohol, cloroform i altres reactius orgànics.

Es combina fàcilment amb la majoria del metalls per formar iodurs, i també amb els halurs metàl·lics.

Les reaccions amb l’oxigen, nitrogen i carboni es realitzen amb més dificultat. No obstant reacciona amb l’ozó per a formar el compost inestable I4O9 de color groc, la natura del qual és potser I(IO3)3.

Reacciona amb el fluor a temperatura ambient per a formar pentafluorur de iode. A 250ºC la mateixa reacció dona l’heptafluorur. Amb un control prudent de les condicions de reacció (-45ºC suspensió de CFCl3) és possible aïllar el trifluorur:

      I2 (s) + 5F2 (g) à 2IF5 (l)     incolor

      I2 (g) + 7F2 (g) à 2IF7 (g)    incolor

      I2 (s) + 3F2 (g) à 2IF3 (l)     groc

Reacciona amb el brom i forma un sòlid inestable de punt de fusió baix, el bromur de iode (I) :         I2 (s) + Br2 (l) à 2IBr (s)

Reacciona amb excés de clor líquid a -80ºC per a formar triclorur de iode, també reacciona amb clor en presència d’aigua per a formar àcid iòdic:

      I2 (s) + 3Cl2 (l) à I2Cl6 (s)

      I2 (s) + 6H2O (l) + 5Cl2 (g) à 2HIO3 (s) + 10 HCl (g)

Reacciona amb l’àcid nítric concentrat i calent per formar àcid iòdic, aquest cristal·litza refredant fora:     3I2 (s) + 10HNO3 (aq) à 6HIO3 + 10NO (g) + 2H2O (l)

Reacciona amb àlcali aquós i calent per produir iodat, IO3-; només un sisè del iode total es converteix en aquesta reacció: 3I2 (g) + 6OH- (aq) à IO3- (aq) + 5I- (aq) + 3 H2O

Amb aire

No reacciona

Amb H2O

I2 (l) + H2O (l) à OI- (aq) + 2H+ (aq) + I­- (aq)

Amb HCL  6M

 I2 (s) + 3Cl2 (l) à I2Cl6 (s)  ;  I2 (s) + 6H2O (l) + 5Cl2 (g) à 2HIO3 (s) + 10 HCl (g)

Amb HNO3 15M

Suau; à HIO3     3I2 (s) + 10HNO3 (aq) à 6HIO3 + 10NO (g) + 2H2O (l)

Amb NaOH 6M

Suau; à OI- ; I-         3I2 (g) + 6OH- (aq) à IO3- (aq) + 5I- (aq) + 3 H2O

 

 

 

 

 

 

 

Obtenció

La major part del iode que es consumeix procedeix del iodat sòdic, NaIO3, que es troba com impuresa en el nitrat de Xile, NaNO3. Les aigües mares que queden després de cristal·litzar el nitrat de Xile, que conté al voltant del 5% de iodat, es tracten amb bisulfit sòdic:  2NaIO3 + 5NaHSO3 à 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2 + I2

Si s’evapora a sequedat i es calenta, el iode sublima separant-se de la resta de sòlids.

També es pot obtenir per l’acció del diòxid de manganès i l’àcid sulfúric sobre els iodurs:  2I- + MnO2 + 4H+ à Mn++ + 2H2O + I2  i per desplaçament dels iodurs amb el clor:  2I­- + Cl2 à 2Cl- + I2

Quantitats petites de iode es poden obtenir durant la reacció del iodur de sodi sòlid, NaI, amb àcid sulfúric concentrat. La primera fase és la formació del HI gas, aquest sota condicions és oxidat pel sulfúric per a formar iode i diòxid de sofre:

    NaI (s) + H2SO4 (l) à HI (g) + NaHSO4 (s)

    2HI (g) + H2SO4 (l) à I2 (g) + SO2 (g) + 2H2O (l)

També pot obtenir-se, en menor proporció, mitjançant el tractament de certes algues marines que el tenen concentrat en els seus teixits.

Usos

Té usos molt importants en medicina. Solucions de iode i alcohol i complexos de iode s’utilitzen com antisèptics i desinfectants.

També compostos de iode s’utilitzen per a tractar certes condicions de la glàndula tiroides i del cor; també com a suplement dietètic (en forma de sals iodatades)

Isòtops radioactius del iode s’usen en medicina nuclear com a traçadors i en altres camps de la investigació.

També té altres usos no mèdics com preparació d’emulsions fotogràfiques, elaboració de colorants i làmpades halògens.

El iodur de plata dispers en els núvols s’utilitza per a produir pluja amb finalitats agrícoles.

El color blau fort en una solució de midó és una senyal de l’element lliure.

Toxicitat

És molt tòxic.

El iode elemental és tòxic i el seu vapor irrita els ulls i els pulmons. La concentració màxima permesa en aire quan es treballa amb iode és solament de 1 mg/m3.

Tots els iodurs són tòxics si es prenen en excés.