53-Iode

Català	Español		English	Français	Símbol: I	Nombre atòmic: 53
Iode	Yodo		Iodine	Iode	Grup: 17	Període: 5
Família: dels halògens		Configuració electrònica: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰5p⁵

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 IO^3-/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.