Контроль якості препаратів, що містять йод (стр. 2 из 9)
 | | ||
 | |||
Рис.5
 |
Рис.6
1.3. Фізичні властивості Йоду
Густина Йоду = 4,94 г/см3, tпл = 113,5 °С, tкип = 184,35 °С. Молекула рідкого і газоподібного Йоду складається з двох атомів (I2). Помітна дисоціація I2= 2I- спостерігається вище 700 °С, а також при дії світла. Уже при звичайній температурі Йод випаровується, утворюючи різко фіолетову пару з різким запахом. При слабкому нагріванні Йод возгоняється, осідаючи у виді блискучих тонких пластинок; цей процес служить для очищення Йоду в лабораторіях і в промисловості. Йод погано розчинний у воді (0,33 г/л при 25 °С), добре - у сірковуглеці й органічних розчинниках (бензолі, спирті), а також у водяних розчинах Йодидів.
1.4. Хімічні властивості Йоду
Хімічно Йод досить активний, хоча й у меншому ступені, ніж хлор і бром.
З металами Йод при легкому нагріванні енергійно взаємодіє, утворюючи Йодиди.
Hg + I2 = HgI2
З воднем Йод реагує тільки при нагріванні і не цілком, утворюючи йодистий водень.
I2 + H2 = 2НI
Елементний Йод - окислювач, менш сильний, ніж хлор і бром. Сірководень H2S, тіосульфат натрію Na2S2O3 і інші відновлювачі відновлюють його до I- .
I2 + H2S = S + 2НI
Хлор і інші сильні окислювачі у водяних розчинах переводять його в IO3-.
При розчиненні у воді Йоду частково реагує з нею;
I2 + H2O = HI + HIO
У гарячих водяних розчинах лугів утворяться Йодид і Йодат.
I2 + 2KOH = KI + KIO + H2O
3KIO = 2KI + KIO3
При нагріванні йод взаємодіє з фосфором:
3I2 + 2P = 2PI3
А йодид фосфору у свою чергу взаємодіє з водою:
PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3
При взаємодії H2SO4 і KI утвориться продукт, забарвлений в темно-бурий колір, і сульфатна кислота відновлюється до H2S
8KI + 9H2SO4 = 4I2 + 8KHSO4 + H2S + 4H2O
Йод легко реагує з алюмінієм, причому каталізатором у цій реакції є вода:
3I2 + 2AL = 2ALI3
Йод може також окисляти сірчисту кислоту і сірководень:
H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + 2HI
H2S + I2 = 2HI + S
Йод взаємодіє з нітратною кислотою:
I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
При взаємодії кислоти з лугом утворюється сіль:
HIO3 + KOH = KIO3 + H2O
При окислюванні йодиду-іона йодат-ионом у кислому середовищі утворюється вільний йод:
5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
При нагріванні йодатна кислота розпадається, з утворенням найбільш стійкого оксиду галогенів:
2HIO3 = I2O5 + H2O
Оксид йоду (V) виявляє окисні властивості. Його використовують при аналізі CO:
5CO + I2O5 = I2 + 5CO2
Перйодатна кислота H5IO6 - пятиосновна. Її одержують у такий спосіб:
5Ba(IO3)2 ---t--► Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2
Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4↓ + 2H5IO6
Це середня по силі кислота. Може утворювати солі в орто-формі (Ag5IO6) і в мета-формі (NaIO4). Перйодатна кислота і її солі використовують в органічній і аналітичній хімії як сильні окислювачі.
Йод добре взаємодіє із тіосульфатом натрію:
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Ця його властивість використовується в аналітичній хімії.
Адсорбуючись на крохмалі, Йод забарвлює його в темно-синій колір; це використовується в Йодометрії і якісному та кількісному аналізі для виявлення Йоду.
Пари Йоду отрутні і дратують слизуваті оболонки. На шкірі Йод робить припікаючу і знезаражуючу дію. Плями від Йоду змивають розчинами соди чи тіосульфату натрію.
1.5. Біологічна роль Йоду в організмі людини
Йод – необхідний для тварин і людини мікроелемент. У ґрунтах і рослинах тайгово-лісовий нечорноземний, сухостепової, пустельної і гірських біогеохімічних зон Йод міститься в недостатній кількості або не збалансовано з деякими іншими мікроелементами (Са, Mn, Cu); з цим зв'язане поширення в цих зонах ендемічного зоба. У поверхневих питних водах Йоду мало.