Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm) εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά
ΤοΙώδιο (αγγλ.:Iodine) είναι αμέταλλο χημικό στοιχείομε ατομικό αριθμό 53, και σχετική ατομική μάζα περίπου 127 g/mol. Ανήκει στην ομάδα τωναλογόνων (VIIA ή 17η ομάδα) καιστον τομέα p τουπεριοδικού συστήματος.
Είναι ένα κρυσταλλικό, πτητικό, αργυρόλευκο στερεό με μεταλλική λάμψη. Έχει σημείο τήξης 113,7 oC καισημείο βρασμού 184,3 oC. Σε θερμοκρασία δωματίου εξαχνώνεται αργά προς ιώδεις ατμούς, εξαιρετικά ερεθιστικούς γιαταμάτιακαιτοαναπνευστικό σύστημα. Η ονομασία ιώδιο αποδόθηκε εξαιτίας του χρώματος των ατμών του.
Το στοιχειακό ιώδιο είναι αρκετά δραστικό και παρουσιάζει διαβρωτική δράση, όταν έρχεται σεεπαφημεμέταλλα. Αυτό οφείλεται στηνηλεκτραρνητικότητατου, την ικανότητα, δηλαδή, να δέχεται ηλεκτρόνιαγιανα συμπληρώσει την εξωτερική του στιβάδα (υποστιβάδα 5p) Στις ενώσεις του απαντά, τις περισσότερες φορές, μεαριθμό 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 τουσε σχέση μετα άλλα αλογόνα.
Ανακαλύφθηκε τυχαία το 1811 από τον Γάλλο χημικό Μπερνάρ Κουρτουά, μετά από κατεργασία παραπροϊόντων παρασκευής νιτρικού καλίου.
Στο φυσικό περιβάλλον απαντά αποκλειστικά μετη μορφή ενώσεων. Στο φλοιό της Γηςτο ιώδιο βρίσκεται σε περιεκτικότητα 1,4 ppm. Το θαλασσινό νερό περιέχει, επίσης, αξιόλογες ποσότητες ιωδιούχων αλάτων.
Κύρια παραγωγός χώρα είναι ηΧιλή, η οποία χρησιμοποιεί ως πρώτη ύλη τονίτρο της Χιλής. Σε άλλες χώρες το ιώδιο παρασκευάζεται από φυσική άλμη.
Ο βιολογικός ρόλος του ιωδίου είναι ιδιαίτερα αξιοσημείωτος, αφού αποτελεί βασικό ιχνοστοιχείογιατον οργανισμό. Η έλλειψή του οδηγεί σε ασθένειες, όπως η βρογχοκήλη. Στις παραθαλάσσιες χώρες δεν παρατηρείται έλλειψη του ιχνοστοιχείου, καθώς μικρές ποσότητες αλάτων ταξιδεύουν στηνατμόσφαιρακαι απορροφώνται από τα φυτά καιτα ζώα.
Σημαντικές ποσότητες ιωδίου αξιοποιούνται στην ιατρική, όπου εφαρμόζεται ως απολυματικό και αντισηπτικό μέσο (βάμμα ιωδίου, povidone iodine). Εφαρμογές βρίσκει καιστηναναλυτική χημεία, αφού χρησιμοποιείται γιατην ποιοτική ταυτοποίηση ορισμένων οργανικών ενώσεων καιτον ποσοτικό προσδιορισμό με βάση τη μέθοδο της ιωδομετρίας.
Το στοιχειακό ιώδιο είναι αρκετά επικίνδυνο, αφού ερεθίζει τα μάτια καιτο αναπνευστικό σύστημα. Οι ατμοί του είναι εξαιρετικά διεισδυτικοί, γι' αυτό και αποθηκεύεται συνήθως σε ειδικά δοχεία που ονομάζονται φιάλες ιωδίου.
Το φυσικό ιώδιο βρίσκεται μετη μορφή του σταθερού ισοτόπουτου127I.
Το ιώδιο παρασκευάστηκε τυχαία από τον Γάλλο χημικό Μπερνάρ Κουρτουάτο 1811, όχι σε κάποιο ερευνητικό εργαστήριο, αλλά στις εγκαταστάσεις παραγωγής νίτρου της οικοτεχνίας του. Η παραγωγή νίτρου (KNO3, νιτρικού καλίου) γιατην παρασκευή της πυρίτιδας, γινόταν με πρώτες ύλες στάχτη από φύκιακαι νιτρικά άλατα από την κοπριά καιτηνσήψη φυτικών και ζωικών υπολειμμάτων. Η στάχτη αυτή είναι πλούσια σεχλωριούχο νάτριοκαικάλιο. 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 καινα υποστεί επεξεργασία μεθειικό οξύ. Φαίνεται ότι κάποια φορά το οξύ που χρησιμοποιήθηκε ήταν πολύ πυκνό, ώστε, μετην 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 μετην μελέτη των ιδιοτήτων της νέας ουσίας. Μετα πρωτόγονα μέσα που διέθετε, διαπίστωσε ότι η ουσία μπορούσε να ενωθεί μετουδρογόνο, τονφώσφορο, ταμέταλλακαι ότι σχημάτιζε εκρηκτικό παράγωγο μετηναμμωνία. Υποπτεύθηκε ότι πρόκειται για νέο χημικό στοιχείο, αλλά δεν είχε τις δυνατότητες για περαιτέρω μελέτη. Μεταβίβασε, τότε, τα πορίσματα της έρευνας που διεξήγε, μαζί μεμια 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]
Το ιώδιο δεν απαντάται ποτέ σε ελεύθερη κατάσταση στη φύση. Βρίσκεται σε μικρές ποσότητες στο θαλάσσιο νερό μετη μορφή ανιόντων ιωδίου (Ι-) καισε περιεκτικότητα της τάξης των 50 mg/τόνο θαλάσσιου νερού. Σημαντικές ποσότητες βρίσκονται, επίσης, σε φυσικες άλμες.[2]
Στο σύμπαν το ιώδιο βρίσκεται σε περιεκτικότητα 0,0001 ppmκαιστο φλοιό της Γηςμε περιεκτικότητα 1,4 ppm. Ιώδιο συναντάται και στους μετεωρίτες, σε μικρότερη περικτικότητα (0,26 ppm).[3]
Για μεγάλο χρονικό διάστημα, μοναδική πηγή ιωδίου ήταν ταφύκια, ώσπου ανακαλύφθηκαν πλούσια κοιτάσματα NaNO3στην 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:
Στις ΗΠΑκαιστηνΙαπωνία ως πρώτη ύλη χρησιμοποιείται η φυσική άλμη, από την οποία παρασκευάζεται μετον 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:
Το παραγόμενο ιωδίδιο σταδιακά αποσυντίθεται προς ιωδίδιο του μονοσθενούς χαλκού και καθαρό ιώδιο:
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) + 2H2Ο (l)
Άλλος τρόπος εργαστηριακής παρασκευής του είναι η ανταλλαγή ιόντων του ιωδιούχου νατρίου ή καλίου μευδροχλωρικό οξύκαι, κατόπιν, οξείδωση των ιωδιούχων από υπεροξείδιο του υδρογόνου. Η διαδικασία αυτή ενδέχεται να παράγει και μικροσκοπικά ποσά χλωρίου.[6]
ΗΧιλή είναι ο μεγαλύτερος παραγωγός ιωδίου και ακολουθείται από τηνΙαπωνίακαι τις ΗΠΑ. Το 2011 η Χιλή κατείχε το 50% της παγκοσμιας παραγωγής, έχοντας δύο από τα μεγαλύτερα εργοστάσια στον κόσμο.[7]
Το ιώδιο είναι το τέταρτο στοιχείο της 17ης ομάδας (ή VIIA κατά την παλαιότερη αρίθμηση) ή ομάδας τωναλογόνωνκαι βρίσκεται στην 5η περίοδο τουΠεριοδικού Πίνακα. Ανήκει, επίσης, στον τομέα p του περιοδικού πίνακα, καθώς το εξωτερικό τουηλεκτρόνιο ανήκει σε p-τροχιακό.[8] Σύμφωνα μετο περιοδικό σύστημα, ταξινομείται στα αμέταλλα. Στηνηλεκτροχημική σειράτων αμετάλλων, το ιώδιο τοποθετείται δεξιά τουοξυγόνου (Ο2) και αριστερά τουθείου (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 πίνακα που ακολουθεί[10] :
Ενέργειες ιονισμού
Μετατροπή
Ενέργεια ιονισμού (KJ/mol)
Ι - Ι+
1008,4
Ι+ - Ι2+
1845,9
Ι2+ - Ι3+
3200
Ι3+ - Ι4+
4100
Ι4+ - Ι5+
5000
Ι5+ - Ι6+
7400
Ι6+ - Ι7+
8700
Ι7+ - Ι8+
16400
Ι8+ - Ι9+
19300
Ι9+ - Ι10+
22100
Το ιώδιο είναι το λιγότερο δραστικό από τα στοιχεία της ομάδας τωναλογόνων. 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, καιμε ιωδιούχες ενώσεις όπου το ιώδιο βρίσκεται με αριθμό οξείδωσης +1, όπως το μονοβρωμιούχο ιώδιο (IBr)[11].
Στις ενώσεις τουτο ιώδιο απαντά κυρίως με τους παρακάτω αριθμούς οξείδωσης:
Σε αντίθεση μετοχλώριοκαιτοβρώμιο, ο σχηματισμός του υποϊώδους ιόντος (IΟ-) είναι αμελητέος σε ουδέτερα υδατικά διαλύματα. Σεβασικά διαλύματα (όπως σε υδατικό διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου) το ιώδιο μετατρέπεται μεμια πολύπλοκη χημική αντίδραση (σε δύο στάδια) σε ιωδιούχα και ιωδικά ανιόντα:
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 καιστην Φαρμακευτική, καθώς οι ενώσεις που παρασκευάζονται βρίσκουν σημαντικές εφαρμογές.
Προστίθεται συχνά στο μαγειρικό αλάτι, γιανα αυξήσει την περιεκτικότητά τουσε ιώδιο, μετατρέποντάς τουσε σημαντική πηγή πρόσληψης ιωδίου γιατον ανθρώπινο οργανισμό.
Προστίθεται επίσης στο αλάτι και τις ζωοτροφές γιανα προστατέψει τους ανθρώπους καιτα ζώα από την έλλειψη ιωδίου. Εφαρμογές βρίσκει καιστηνΙατρική, όπου χρησιμοποιείται γιατη θεραπεία της βρογχοκήλης, τωνμυκητιάσεωνκαι άλλων ασθενειών. Τοβάμμα ιωδίου είναι αιθανολικό διάλυμα ιωδιούχου καλίου και ιωδίου.[13]
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 μετα άλλα αλογόνα, εμφανίζει το μεγαλύτερο αριθμό διαλογονικών ενώσεων από κάθε άλλο αλογόνο.[14]
Μονοχλωριούχο ιώδιο
Γνωστές διαλογονικές ενώσεις του ιωδίου με βάση τονΑ.Ο. του ιωδίου καιτο αλογόνο
Τουδροϊώδιο είναι μια αέρια ένωση του ιωδίου, η οποία, όταν διαλύεται στο νερό, παρέχει το ισχυρό υδροϊωδικό οξύ. Όταν έρχεται σε επαφή μετον υγρό αέρα σχηματίζει διάλυμα και εμφανίζει ατμόυς. Χρησιμοποιείται στη διαδικασία σχηματισμού τουοξικού οξέος.:[16]
Είναι γνωστά 37 ισότοπατου στοιχείου, από το108I ως το144I. Σταθερό είναι μόνο το127I.
Το μακροβιότερο ισότοπό του, 129I, έχει χρόνο υποδιπλασιασμού 15,7 εκατομμυρια χρόνια. Το μεγαλύτερο μέρος της ραδιενέργειας που οφείλεται στο129I, είναι ανθρωπογενές, όντας ανεπιθύμητο παραπροϊόν παλιών πυρηνικών δοκιμών και ατυχημάτων.
Τα υπόλοιπα ραδιοϊσότοπα του ιωδίου έχουν ημιζωές μικρότερες από 60 ημέρες, τέσσερα εκτων οποίων χρησιμοποιούνται ως ιχνηθέτεςκαι θεραπευτικά μέσα στην ιατρική, τα123I, 124I, 125I και131I. Σχεδόν όλη η βιομηχανική παραγωγή ραδιενεργών ισοτόπων του ιωδίου περιορίζεται σε αυτά τα ισότοπα.[17]
Το ιώδιο συνιστά βασικό ιχνοστοιχείοτου ανθρώπινου σώματος, στο οποίο περιέχονται φυσιολογικά 14 mg από το στοιχείο αυτό. Συγκεντρώνεται κυρίως στοθυρεοειδή αδένα, ο οποίος είναι υπεύθυνος γιατην έκκριση ορμονών που περιέχουν ιώδιο, με σημαντικότερη απ' αυτές τηθυροξίνη. Η θυροξίνη διαδραματίζει καθοριστικό ρόλο στη διατήρηση του κανονικού μεταβολισμούγια όλα τα κύτταρα του οργανισμού.
Η έλλειψη του ιωδίου στον οργανισμό, κάτι που παρατηρείται σχετικά σπάνια, μπορεί να οδηγήσει στην εμφάνιση βρογχοκήληςκαιμυξοιδήματος. Στις περισσότερες περιοχές, το πόσιμο νερό περιέχει επαρκή ποσότητα ιωδίου γιατην παραγωγή θυροξίνης. Όπου, όμως, το πόσιμο νερό είναι φτωχό σε ιώδιο, αυξάνεται η πιθανότητα εμφάνισης βρογχοκήλης στον πληθυσμό. Γιατην 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 καιτην 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 μετον άνεμο και μεταφέρονται στηνατμόσφαιρα. Από εκεί, καταλήγουν στην ξηρά μετη βοήθεια τωνκατακρημνισμάτων (βροχή, χίονικλπ.), μεταφέρονται σταφυτάκι έπειτα σταζώα, στα οποία επίσης είναι απαραίτητο το ιώδιο. Όταν παρατηρείται έλλειψη ιωδίου στα ζώα, η αναπλήρωση της ποσότητας γίνεται μετην προσθήκη ιωδιούχων αλάτων στις ζωοτροφές.
Όταν συνέβη το τραγικό πυρηνικό ατύχημα στο Τσερνόμπιλ, σημειωθηκε μεγάλη αύξηση στις πωλησεις δισκίων ιωδιούχων αλάτων στα φαρμακεία. Τοραδιενεργό ιώδιο που εκλύθηκε στο περιβάλλον συσσωρευόταν στο θυρεοειδή αδένα, με αποτέλεσμα να δημιουργείται καρκίνοςτου θυρεοειδούς. Μετην πρόσληψη μεγάλης ποσότητας μη ραδιενεργού ιωδίου, ο οργανισμός θεώρησε περιττή την ύπαρξη του ραδιενεργού ιωδίου, το οποίο και απέβαλλε, τελικά, από τον οργανισμό καιδεντο κατακρατούσε στο θυρεοειδή.[18]
Ωστόσο, κρίνεται σημαντικό να επισημανθεί ότι η πρόσληψη υπερβολικής ποσότητας ιωδίου από τον οργανισμό μπορεί να προκαλέσει σοβαρές βλάβες στους ιστούςκαιτοδέρμα, καθως σε υψηλές συγκεντρώσεις μπορεί να καταστεί δηλητηριώδες.
Το ιώδιο χρησιμοποιείται ιδιαίτερα στηΦαρμακευτική ως απολυμαντικό και αντισηπτικό μέσο, κυρίως αυτούσιο, μετη μορφή διαλύματος σεαιθυλική αλκοόληκαι 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 καιστην παρασκευή φαρμάκων.[19]
Το ραδιενεργό του ισότοπο 131Ι χρησιμοποιείται σε ραδιοδιαγνωστικές διαδικασίες, συγκεκριμένα, ως σκιαγραφικό μέσο απεικόνισης στις αξονικές τομογραφίες.
Το ιώδιο καιοι ενώσεις του βρίσκουν εκτεταμένες εφαρμογές στηναναλυτική χημεία. Μεγάλος αριθμός αναλυτικών μεθόδων βασίζεται στην απελευθέρωση ή δέσμευση ιωδίου, που ελέγχεται ογκομετρικά μετη χρήση θειοθειικού νατρίου (ιωδομετρία). Ο βαθμός ακορεστότητας των λιπών καιτων 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.
Άλατα του ιωδίου, όπως το ιωδιούχο κάλιο καιο ιωδιούχος άργυρος αξιοποιούνται στη φωτογραφική. Επίσης, ο ιωδιούχος άργυρος χρησιμοποιείται γιατο σχηματισμό νεφών καιτη δημιουργία τεχνητής βροχής[20].
Το στοιχειακό ιώδιο είναι ήπιο οξειδωτικό. Η άμεση επαφή τουμετο δέρμα μπορεί νατου προκαλέσει ζημιά, επομένως η χρήση των κρυστάλλων ιωδίου πρέπει να γίνεται με προσοχή. Διαλύματα με υψηλή περιεκτικότητα σε ιώδιο όπως τοβάμμα ιωδίου είναι ικανά να προκαλέσουν βλάβη στους ιστούς ανη χρήση τους για καθαρισμό είναι εκτεταμένη.
Το στοιχειακό ιώδιο (I2) είναι τοξικόαν προσληφθεί από το στόμα σε μεγαλύτερες ποσότητες. Η θανατηφόρα δόση για έναν ενήλικα είναι περίπου 2-3 γραμμάρια.
Οιατμοίτου ιωδίου είναι εξαιρετικά επικίνδυνοι γιατα μάτια καιτοαναπνευστικό σύστημα. Η περιεκτικότητα του αέρα σε ιώδιο δεν πρέπει να υπερβαίνει το 1mg ανά κυβικό μέτρο.
Όταν αναμειγνύεται μεαμμωνίακαινερό, σχηματίζει ιωδίδιο του αζώτου που είναι εξαιρετικά ευαίσθητο εκρηκτικό και διασπάται σεαέριοάζωτοκαι πυκνούς ατμούς ιωδίου.
↑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
