166614 (Физико-химические свойства йода и его соединений)

Физико-химические свойства йода и его соединений

Содержание

Введение

1. Физические и химические свойства йода

2. Соединения йода

3. Физиологическая роль йода

Заключение

Список источников литературы

Введение

Йод открыт французским химиком Куртуа в 1811 году, он относится к VII группе периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер элемента - 53. В природе он находится в виде стабильного изотопа с атомной массой 127. Искусственно получены радиоактивные изотопы с атомной массой 125, 129, 131 и другой. Йод относится к подгруппе галогенов, являющихся самыми химически активными неметаллами.

Атом йода имеет 7 валентных электронов и вакантные d-орбитали, что дает возможность проявления нечетных валентностей. Йод проявляет в своих соединениях различные степени окисления: -1; +1; +3; +5; +7. В отличие от других галогенов йод образует ряд относительно устойчивых соединений, в которых он проявляет нечетные положительные степени окисления. Большой радиус атома и относительно низкая энергия ионизации дают возможность элементу быть не только акцептором, но и донором электронов во многих химических реакциях. Наиболее устойчивы соединения, в которых йод проявляет степени окисления -1; +1; +5. Соединения семивалентного йода имеют меньшее значение.

При комнатной температуре йод представляет собой фиолетово-черные кристаллы с металлическим блеском плотностью 4,94 г/см3. Кристаллы состоят из двухатомных молекул, связанных между собой силами межмолекулярного взаимодействия Ван-дер-Ваальса. При нагревании до 183°С йод возгоняется, образуя фиолетовые пары. Жидкий йод может быть получен при нагревании до 114°С под давлением. В парах вблизи температуры возгонки йод находится в виде молекул I2 , при температуре выше 800°С молекулы йода диссоциируют на атомы.

1. Физические и химические свойства йода

Йод малорастворим в воде. При комнатной температуре в 100 г воды растворяется около 0,03 г йода, с повышением температуры растворимость йода несколько увеличивается. Гораздо лучше йод растворяется в органических растворителях. В глицерине растворимость йода составляет 0,97 г йода, в четыреххлористом углероде - 2,9 г, в спирте, эфире и сероуглероде - около 20 г йода на 100 г растворителя. При растворении йода в бескислородных органических растворителях (четыреххлористый углерод, сероуглерод, бензол) образуются фиолетовые растворы; с кислородсодержащими растворителями йод дает растворы, имеющие бурую окраску. В фиолетовых растворах йод находится в виде молекул I2, в бурых - в виде неустойчивых соединений со слабыми донорно-акцепторными связями [Неницеску, 1968]. Йод хорошо растворяется в водных растворах йодидов, при этом образуется комплексный трийодид-ион, находящийся в равновесии с исходными веществами и продуктами гидролиза. Трийодид-ион участвует в химических реакциях как эквимолярная смесь молекулярного йода и йодид-иона.

Атом йода обладает очень легко поляризуемой электронной оболочкой. Катионы большинства элементов способны глубоко проникать в электронную оболочку йода, вызывая значительную ее деформацию. Вследствие этого соединения йода обладают более ковалентным характером, чем аналогичные соединения остальных галогенов. Высокая поляризуемость приводит к возможности существования структур с положительным концом диполя на атоме йода. Положительно поляризованный атом йода обусловливает цветность и высокую физиологическую активность химических соединений йода [Мохнач, 1968].

Химическая активность йода ниже, чем у других галогенов. Йод взаимодействует с большинством металлов и с некоторыми неметаллами. Йод не взаимодействует непосредственно с благородными металлами, инертными газами, кислородом, азотом, углеродом. Соединения йода с некоторыми из этих элементов могут быть получены косвенным путем. С большинством элементов йод образует йодиды, при взаимодействии с галогенами образуются соединения положительно поляризованного йода. Йодиды щелочных и щелочноземельных элементов - солеобразные соединения, хорошо растворимые в воде. Йодиды тяжелых металлов более ковалентны. В отличие от легких галогенов йод стабилизирует низшие степени окисления у элементов с переменной валентностью. Не существует йодидов трехвалентного железа и четырехвалентного марганца. Это связано с большим радиусом йодид-иона и недостаточной окислительной активностью йода.

Йодиды неметаллических элементов - вещества с молекулярной структурой и преимущественно ковалентными связями, обладающие кислотным характером. Эти вещества в природе существовать не могут, так как легко разлагаются водой (гидролизуются). Специальными методами могут быть получены соединения, содержащие катион одновалентного йода. Однако они также неустойчивы и легко гидролизуются.

Насыщенные органические соединения не взаимодействуют с йодом, так как энергия связи углерод - водород больше энергии связи углерод-йод. Йод способен присоединяться к кратным углерод - углеродным связям. Степень ненасыщенности вещества можно характеризовать йодным числом, то есть количеством йода, присоединяющегося к единице массы органического соединения. Йод способен замещать водород в активных ароматических системах (толуол, фенол, анилин, нафталин), однако реакция идет труднее, чем для хлора и брома.

2. Соединения йода

Важнейшими соединениями йода являются йодистый водород, йодиды, соединения положительно одновалентного йода, йодаты и йодорганические соединения. Йодистый водород - газ с резким раздражающим запахом. Один объем воды при комнатной температуре растворяет более 1000 объемов йодистого водорода, при этом происходит выделение энергии. Водный раствор йодистого водорода – йодистоводородная кислота - является очень сильной кислотой. Растворы йодистоводородной кислоты и йодид-ион в кислой среде проявляют восстановительные свойства. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы «йод - йодид-ион» равен +0,54 В, то есть йодид-ион в кислой среде является более сильным восстановителем, чем ион двухвалентного железа. Йодид-ион взаимодействует с ионом двухвалентной меди с образованием нерастворимого в воде йодида одновалентной меди и выделением молекулярного йода. Таким образом, в кислой среде невозможно одновременное существование йодид-ионов и ионов трехвалентного железа, соединений трех- и четырехвалентного марганца, ионов двухвалентной меди. С другой стороны, молекулярный йод окисляет сероводород и сульфид-ион при любом значении рН, образуя при этом йодид-ион. Окислительно-восстановительные свойства йода определяют формы нахождения элемента в различных природных системах. В сильнокислых почвах с господством окислительной обстановки накопление йодидов невозможно, тогда как в анаэробных условиях, создающихся, в частности, в глеевых горизонтах почв, эта форма микроэлемента является устойчивой.

В нейтральной среде йодиды более устойчивы, чем в кислой, хотя и в этих условиях растворы йодидов медленно окисляются кислородом воздуха с выделением молекулярного йода. В щелочной среде устойчивость йодидов возрастает.

Растворимость йодидов возрастает в ряду йодид ртути, йодид золота, йодид серебра, йодид одновалентной меди, йодид свинца. Остальные йодиды металлических катионов и аммония хорошо растворимы в воде.

Наибольшей реакционной способностью и физиологической активностью обладают соединения положительно одновалентного йода. Вследствие своей неустойчивости и реакционной способности они встречаются в биосфере в низких концентрациях. Как было отмечено раньше, однозарядный положительный катион йода может быть получен специальными методами в лаборатории, но в естественных условиях он крайне неустойчив. В природе соединения положительно поляризованного одновалентного йода находятся в других формах.

Окись одновалентного йода не существует. Содержащая йод в степени окисления +1 йодноватистая кислота является очень неустойчивым соединением. Ее разбавленный раствор получают при встряхивании водного раствора йода с окисью ртути. В кислой среде йодноватистая кислота является сильным окислителем, в щелочной среде при рН выше 9 гипойодит-ион взаимодействует с водой с образованием йодид-иона и йодат-иона.

Молекулярный йод, в отличие от кислорода и азота, не является неполярным веществом. Измерения дипольного момента молекулярного йода в свободном состоянии и в растворах дают величины от 0,6 до 1,5 D, что указывает на значительное разделение зарядов в молекуле. В биосфере невозможно изолированное существование молекулярного йода. Везде, в любых средах биосферы молекулы йода будут сталкиваться с поляризующими веществами, из которых наибольшее значение имеет вода.

По классическим представлениям при растворении молекулярного йода в воде устанавливается равновесие:

I2 + H2O=I + HOI.

Равновесие сильно смещено влево. Образующаяся йодноватистая кислота может взаимодействовать с водой как амфотерное соединение. Исследования В.О. Мохнача и сотрудников [Мохнач, 1968] показали, что в растворах молекулярного йода не обнаруживается йодид-ион. Ультрафиолетовые спектры поглощения системы «молекулярный йод-вода» обнаруживают максимумы поглощения в диапазонах 288 - 290 нм, 350 - 354 нм и около 460 нм. Первая полоса - поглощение трийодид-иона, вторая соответствует аниону IO- , третья - поляризованной гидратированной молекуле йода. Отсутствие поглощения в диапазоне 224 - 226 нм свидетельствует об отсутствии йодид-ионов в растворе. По мнению автора, в растворах молекулярного йода устанавливается равновесие 2I2 + Н2О =2Н+ + I3 +IO-. Анион йодноватистой кислоты является причиной сильной окислительной и физиологической активности растворов молекулярного йода.

Другим важным соединением, содержащим положительно поляризованный одновалентный йод, является однохлористый йод. Он образуется при непосредственном взаимодействии йода с хлором. Однохлористый йод представляет собой кристаллы желтого цвета, плавящиеся при 27° С и кипящие при 100 - 102 °С с частичным разложением. Более устойчивая форма однохлористого йода - рубиново-красные кристаллы.

Относительно характера химической связи в этом соединении существует несколько мнений. Неницеску [1968] указывает на преимущественно ковалентную связь, аргументируя это низкой температурой плавления и кипения вещества. Он же указывает, что жидкий однохлористый йод не проводит электрический ток. Однако Фарадей обнаружил электропроводность однохлористого йода в жидком состоянии, причем йод выделялся на катоде, а хлор - на аноде. Растворы однохлористого йода в ионизирующих растворителях обнаруживают аналогичные свойства. В парах молекула однохлористого йода имеет дипольный момент 0,65 D. В неполярных растворителях значение дипольного момента сильно возрастает: до 1,47 D в циклогексане и 1,49 D в четыреххлористом углероде, что указывает на существенно ионный характер связи. В полярных растворителях проявляется диссоциация однохлористого йода вследствие сильных электроноакцепторных свойств положительно поляризованного йода.

Исследования спектров поглощения растворов однохлористого йода в ультрафиолетовой и видимой области [Мохнач, 1974] показали, что в спиртовых и солянокислых растворах однохлористого йода йод находится в форме йодид-иона и аниона йодноватистой кислоты. В водных растворах появляется полоса поглощения, отвечающая гидратированной молекуле йода.

Однохлористый йод обладает высокой биологической активностью. Он используется в медицине и ветеринарии в качестве антибактериального и дезинфицирующего средства, а также в органическом синтезе как йодирующий агент.

Неорганические соединения положительного трехвалентного йода неустойчивы. Органические соединения подразделяются на две группы: соединения йодония, имеющие некоторое химическое сходство с соединениями аммония, и йодозосоединения, содержащие

связанный с йодом атом кислорода. В природе стабильные соединения трехвалентного йода не обнаружены, хотя нельзя исключать, что некоторые из них являются промежуточными продуктами метаболизма йода.

Одной из важнейших форм нахождения йода в объектах биосферы является йод в степени окисления +5. Известны как неорганические, так и органические производные пятивалентного йода. Неорганические соединения пятивалентного йода являются производными йодноватой кислоты НЮ3. Йодноватая кислота представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при 110°С без разложения, хорошо растворимое в воде и нерастворимое в неполярных органических растворителях. Нагревание йодноватой кислоты до 195°С приводит к отщеплению воды и образованию пятиокиси йода [Неницеску, 1968]. Йодноватая кислота является сильной кислотой, в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциирует на ионы. В кислой среде йодноватая кислота - достаточно сильный окислитель. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы «йодноватая кислота / молекулярный йод» равен +1,19 В, системы «йодноватая кислота / йодид-ион» -+1,085 В. В нейтральной и тем более в щелочной среде окислительная активность йодноватой кислоты намного ниже.

В природе относительно широко распространены соли йодноватой кислоты - йодаты. Йодаты представляют собой кристаллические вещества, бесцветные, если не окрашен катион. Большинство йодатов хорошо растворяются в воде. К труднорастворимым йодатам относятся йодаты щелочноземельных металлов (кальция, стронция, бария), а также йодат церия, йодат свинца, йодат серебра. Некоторые из этих соединений встречаются в природе.

Йодаты более устойчивы, чем аналогичные броматы и хлораты, но также проявляют окислительные свойства. В щелочной среде йодаты могут быть окислены сильными окислителями (гипохлоритом натрия или молекулярным хлором) до перйодатов - соединений семивалентного йода. Известны перйодаты натрия, серебра и некоторых других катионов. Соответствующая степени окисления йода +7 кислота плавится при 130°С с разложением на пятиокись йода и молекулярный кислород. Высокая окислительная активность соединений семивалентного йода является причиной узкого распространения этой формы микроэлемента в объектах биосферы. Перйодаты могут быть устойчивы только в нейтральных и щелочных почвах сухих и жарких областей.