Какова температура кипения йода


Температура кипения йода


Ламинария

Что такое йод

Йод — это химический элемент VII группы периоди­ческой системы Менделеева; он числится в ней под номе­ром 53. Галогены —это элементы, которые при соедине­нии с металлами образуют соли (кроме йода в эту группу входят фтор, хлор, бром и астат). Из природных галоге­нов йод единственный находится в твердом состоянии при нормальных условиях; он самый тяжелый, если, конечно, не считать радиоактивный короткоживущий астат. Прак­тически весь природный йод состоит из атомов одного-единственного изотопа с массовым числом 127. В свобод­ном виде в природе не встречается. Важнейшие соедине­ния йода — йодистые калий и натрий.

Чистый йод — это красивые темно-серые кристаллы с металлическим блеском, больше всего похожие на гра­фит. Для йода характерны такие «металлические» свой­ства, как отчетливо выраженное кристаллическое строе­ние, способность проводить электрический ток. Но в от­личие от графита и большинства металлов йод очень легко переходит в газообразное состояние; превратить йод в пар легче, чем в жидкость.

Название «йод» (латинское lodum) связано с особым цветом паров этого элемента, и происходит от греческо­го iodes — фиолетовый.

Содержание йода в земной коре незначительно, оно не превышает 0,001%, но, тем не менее, он присутствует повсюду. Даже в сверхчистых, казалось бы, кристаллах горного хрусталя находят микропримеси йода. Йодом пронизана вся живая и неживая природа. Горные породы и почвы, окружающий нас воздух, пресные и соленые воды — все они содержат йод. Еще больше йода в пло­дах, злаках, организмах животных и, наконец, в самом человеке.

Основным резервуаром йода для биосферы служит Мировой океан. Йод накапливается в больших количе­ствах в морских водорослях и губках (отдельные виды губок содержат до 10% йода), но почти полностью исче­зает из морской воды при испарении. Из океана соедине­ния йода, растворенные в каплях морской воды, попада­ют в атмосферу и переносятся ветрами на континенты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены йодом. Йод легко ад­сорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и образовании осадоч­ных горных пород происходит десорбция, часть соедине­ний йода переходит в подземные воды. Так образуются используемые для добычи йода йодо-бромные воды, осо­бенно характерные для районов нефтяных месторожде­ний (местами 1 л этих вод содержит свыше 100 мг йода).

Физические и химические свойства йода

Этот элемент способен переходить в парообразное состояние под действием света. Уже при обычной темпе­ратуре йод испаряется, образуя резко пахнущий фиоле­товый пар. При слабом нагревании йод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки йода в лабораториях и в промышленности. Йод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо —в сероуглероде и органических растворителях, а также в водных растворах йодидов.

Растворим в 10 частях 95%-го спирта, в бензоле, в вод­ных растворах йодидов (калия и натрия). Несовместим с эфирными маслами, растворами аммиака, белой осадоч­ной ртутью (образуется взрывчатая смесь).

Расплавить йод можно при относительно низкой темпе­ратуре — 113,5 °С (выше нуля), однако нужно, чтобы пар­циальное давление паров йода над плавящимися кристал­лами было не меньше одной атмосферы. Иными словами, в узкогорлой колбе йод расплавить можно, а в открытой лабораторной чашке — нельзя. В этом случае пары йода не накапливаются, и при нагревании йод возгонится — пе­рейдет в газообразное состояние, минуя жидкое, что обыч­но и происходит при нагревании этого вещества. Кстати, температура кипения йода ненамного больше температу­ры плавления, она равна всего 184,35 °С.

Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды. С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодистый водород. С углеродом, азо­том, кислородом йод непосредственно не соединяется. Элементарный йод — окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. При растворении в воде йод частично реаги­рует с ней; в горячих водных растворах щелочей образу­ются йодид и йодат. Адсорбируясь на крахмале, йод окра­шивает его в темно-синий цвет; это используется в йодо-метрии и качественном анализе для обнаружения йода.

Пары йода ядовиты и раздражают слизистые оболоч­ки. На кожу йод оказывает прижигающее и обеззаражи­вающее действие. Пятна от йода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

Йод в организме

Йод — необходимый для животных и человека мик­роэлемент. Но не любое место на земле способно обес­печить организм этим важным элементом. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон йод содер­жится в недостаточном количестве или не сбалансиро­ван с некоторыми другими микроэлементами (Со, Мп, Си). Именно с этим обстоятельством связывают распро­странение в этих зонах эндемического (то есть местно­го, свойственного данной местности) зоба. В приморс­ких областях количество йода в 1 м3 воздуха может дос­тигать 50 мкг, в континентальных и горных —1 мкг, или даже 0,2 мкг.

В организм йод поступает с пищей, водой, воздухом. В 4000 л воздуха, проходящих через легкие человека за 12 часов, содержится 0,044 мг йода, пятая часть которого выдыхается обратно. Основной источник йода — расти­тельные продукты и корма. Применение удобрений, со­держащих йод, может удвоить и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах. Всасывание йода про­исходит в передних отделах тонкого кишечника. В орга­низме человека накапливается от 20 до 50 мг йода, в том числе в мышцах около 10-25 мг, в щитовидной железе в норме 6-15 мг. Выделяется йод из организма преимуще­ственно через почки (до 70-80%), молочные, слюнные и потовые железы, частично с желчью.

Потребность в йоде зависит от физиологического со­стояния, времени года, температуры, адаптации орга

7muzgkp74.ru

Иод — Википедия

Внешний вид простого вещества

Блестящий тёмно-серый неметалл. В газообразном состоянии — фиолетовый.
Свойства атома
Название, символ, номер Иод / Iodum (I), 53
Атомная масса
(молярная масса)
126,90447(3)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Kr] 4d10 5s2 5p5
Радиус атома 136 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус 133 пм
Радиус иона (+7e) 50 (-1e) 220 пм
Электроотрицательность 2,66 (шкала Полинга)
Электродный потенциал +0,535 В
Степени окисления +7, +5, +3, +1, 0, −1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1008,3 (10,45) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) 4,93 г/см³
Температура плавления 113,5 °C
Температура кипения 184,35 °C
Уд. теплота плавления 15,52 (I—I) кДж/моль
Уд. теплота испарения 41,95 (I—I) кДж/моль
Молярная теплоёмкость 54,44[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 25,7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=7,18 b=4,71 c=9,81[3]
Отношение c/a -
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) (0,45) Вт/(м·К)
Номер CAS 7553-56-2

Ио́д[4] (тривиальное (общеупотребительное) название — йод[5]; от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») — химический элемент с атомным номером 53[6]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в пятом периоде таблицы. Атомная масса элемента 126,90447 а. е. м.[1]. Обозначается символом I (от лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.

Простое вещество иод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Элементарный иод высокотоксичен. Молекула простого вещества двухатомна (формула I2).

Название и обозначение

Название элемента предложено Гей-Люссаком и происходит от др.-греч. ἰο-ειδής (букв. «фиалкоподобный»), что связано с цветом пара, который наблюдал французский химик Бернар Куртуа, нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой. В медицине и биологии данный элемент и простое вещество обычно называют йодом, например, «раствор йода», в соответствии со старым вариантом названия, существовавшим в химической номенклатуре до середины XX века.

В современной химической номенклатуре используется наименование иод. Такое же положение существует в некоторых других языках, например, в немецком: общеупотребительное Jod и терминологически корректное Iod. Одновременно с изменением названия элемента в 1950-х годах Международным союзом общей и прикладной химии символ элемента J был заменен на I[7].

История

Иод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент[8].

Нахождение в природе

Иод — редкий элемент. Его кларк — всего 400 мг/т. Однако он чрезвычайно сильно рассеян в природе и, будучи далеко не самым распространенным элементом, присутствует практически везде. Иод находится в виде иодидов в морской воде (20—30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (2,5 г на тонну высушенной морской капусты, ламинарии). Известен в природе также в свободной форме, в качестве минерала, но такие находки единичны, — в термальных источниках Везувия и на острове Вулькано (Италия). Запасы природных иодидов оцениваются в 15 млн тонн, 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча иода, например, чилийская Atacama Minerals производит свыше 720 тонн иода в год. Наиболее известный из минералов иода — лаутарит Ca(IO3)2. Некоторые другие минералы иода — иодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.

Сырьём для промышленного получения иода в России служат нефтяные буровые воды[9], тогда как в зарубежных странах, не обладающих нефтяными месторождениями, используются морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, щёлок калийных и селитряных производств, что намного удорожает производство иода из такого сырья[10].

Физические свойства

Жидкий иод на дне химического стакана

Природный иод состоит только из одного изотопа — иода-127 (см. Изотопы иода). Конфигурация внешнего электронного слоя — 5s2p5. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома иода 0,136 нм, ионные радиусы I, I5+ и I7+ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома иода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону −3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода — 2,66, иод принадлежит к числу неметаллов.

Иод при обычных условиях — твёрдое вещество, чёрно-серые или тёмно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском и специфическим запахом.

Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же, как и растворы в неполярных органических растворителях, например, в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном этиловом спирте. Слабо растворяется в воде (0,28 г/л), лучше растворяется в водных растворах иодидов щелочных металлов с образованием трииодидов (например трииодида калия KI3).

При нагревании при атмосферном давлении иод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Жидкий иод можно получить, нагревая его под давлением.

Изотопы

Известны 37 изотопов иода с массовыми числами от 108 до 144. Из них только 127I является стабильным, период полураспада остальных изотопов иода составляет от 103 мкс до 1,57·107 лет[11]; отдельные изотопы используются в терапевтических и диагностических целях.

Радиоактивный нуклид 131I распадается с испусканием β-частиц (наиболее вероятные максимальные энергии — 0,248, 0,334 и 0,606 МэВ), а также с излучением γ-квантов с энергиями от 0,08 до 0,723 МэВ[12].

Химические свойства

Иод относится к группе галогенов.

Электронная формула (Электронная конфигурация) иода: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5.

Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), иодистую (HIO2), иодноватую (HIO3), иодную (HIO4).

Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.

  • Довольно известной качественной реакцией на иод является его взаимодействие с крахмалом[13], при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения. Эту реакцию открыли в 1814 году Жан-Жак Колен (Jean-Jacques Colin) и Анри-Франсуа Готье де Клобри (Henri-François Gaultier de Claubry)[14].
  • С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:
Hg+I2→HgI2{\displaystyle {\mathsf {Hg+I_{2}\rightarrow HgI_{2}}}}
h3+I2→2HI{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}}}
I2+h3S→S+2HI{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+H_{2}S\rightarrow S+2HI}}}
I2+2Na2S2O3→2NaI+Na2S4O6{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+2Na_{2}S_{2}O_{3}\rightarrow 2NaI+Na_{2}S_{4}O_{6}}}}

Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения иода.

  • При растворении в воде иод частично реагирует с ней (По "Началам Химии" Кузьменко: реакция не идёт даже при нагревании, текст нуждается в проверке)
I2+h3O→HI+HIO,{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+H_{2}O\rightarrow HI+HIO}},} pKc=15,99
3I2+5Nh4→3Nh5I+Nh4⋅NI3↓{\displaystyle {\mathsf {3I_{2}+5NH_{3}\rightarrow 3NH_{4}I+NH_{3}\cdot NI_{3}\downarrow }}}

Нитрид трииода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолетовых паров иода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.

  • Иодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полииодидов (периодидов) — трииодид калия, дихлороиодат(I) калия:
KI+I2→KI3{\displaystyle {\mathsf {KI+I_{2}\rightarrow KI_{3}}}}

Применение

В медицине

5 % спиртовой раствор иода

5-процентный спиртовой раствор иода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения (рваной, резаной или иной раны), но не для приёма внутрь при дефиците иода в организме. Продукты присоединения иода к крахмалу, другим ВМС (т. н. «Синий йод» — Йодинол, Йокс, Бетадин и др.) являются более мягкими антисептиками.

При большом количестве внутримышечных инъекций, на их месте пациенту делается йодная сетка, — йодом рисуется сетка на площади, в которую делаются инъекции (напр., на ягодицах). Это нужно для того, чтобы быстро рассасывались «шишки», образовавшиеся в местах внутримышечных инъекций.

Широко рекламируется в альтернативной (неофициальной) медицине, однако его использование без назначения врача в целом мало обосновано и нередко сопровождается различными рекламными заявлениями.

В качестве антисептика применяется всё реже и реже, наряду со спиртовым раствором иода используется зелёнка, фукорцин, пиоктанин, растворы перекиси водорода и др.

В рентгенологических и томографических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.

Иод-131, как и некоторые радиоактивные изотопы иода (125I, 132I) применяются в медицине для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы[2]. Изотоп широко применяется при лечении диффузно-токсического зоба (болезни Грейвса), некоторых опухолей. Согласно нормам радиационной безопасности НРБ-99/2009, принятым в России, выписка из клиники пациента, лечившегося с использованием иода-131, разрешается при снижении общей активности этого нуклида в теле пациента до уровня 0,4 ГБк[16].

В криминалистике

В криминалистике пары иода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например, на купюрах.

В технике: рафинирование металлов

Источники света

Иод используется в источниках света:

Производство аккумуляторов

Иод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-иодных аккумуляторах для автомобилей.

Лазерный термоядерный синтез

Некоторые иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах иода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза).

Радиоэлектронная промышленность

В последние годы резко повысился спрос на иод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.

Динамика потребления иода

Мировое потребление иода в 2005 году составило 25,8 тыс. тонн[источник не указан 679 дней].

Биологическая роль

Иод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, ламинария, фукус и другие) накапливают до 1 % иода. Богаты иодом водные растения семейства рясковых. Иод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.

Иод и щитовидная железа

У животных и человека иод входит в состав так называемых тиреоидных гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трииодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма.

В организме человека (масса тела 70 кг) содержится 12—20 мг иода. Суточная потребность человека в иоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза иода составляет 0,15 мг[17].

Отсутствие или недостаток иода в рационе (что типично для некоторых местностей) приводит к заболеваниям (эндемический зоб, кретинизм, гипотиреоз). В связи с этим к поваренной соли, поступающей в продажу в местностях с естественным геохимическим дефицитом иода, с профилактической целью добавляют иодид калия, иодид натрия или иодат калия (иодированная соль).

Недостаток иода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке иода отмечается усталость, головная боль, подавленное настроение, природная лень, нервозность и раздражительность; слабеет память и интеллект. Со временем появляется аритмия, повышается артериальное давление, падает уровень гемоглобина в крови.

Токсичность

Иод токсичен. Смертельная доза (LD50) — 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров иода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких. При попадании на слизистую оболочку глаз появляется слезотечение, боль в глазах и покраснение. При попадании внутрь появляется общая слабость, головная боль, повышение температуры, рвота, понос, бурый налёт на языке, боли в сердце и учащение пульса. Через день появляется кровь в моче. Через 2 дня появляются почечная недостаточность и миокардит. Без лечения наступает летальный исход[18].

ПДК иода в воде 0,125 мг/дм³, в воздухе 1 мг/м³.

Радиоактивный иод-131 (радиойод), являющийся бета- и гамма-излучателем, особенно опасен для организма человека, так как радиоактивные изотопы биохимически не отличаются от стабильных. Поэтому почти весь радиоактивный иод, как и обычный, концентрируется в щитовидной железе, что приводит к её облучению и дисфункции. Основным источником загрязнения атмосферы радиоактивным иодом являются атомные станции и фармакологическое производство[19]. В то же время это свойство радиоиода позволяет использовать его для борьбы с опухолями щитовидной железы и диагностики её заболеваний (см. выше).

См. также

Примечания

  1. 1 2 Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
  2. 1 2 Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. Иод // Химическая энциклопедия: в 5 т / Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даф—Мед. — С. 251—252. — 671 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-035-5.
  3. ↑ WebElements Periodic Table of the Elements | Iodine | crystal structures
  4. ↑ Такое написание термина зафиксировано в химической номенклатуре, Иод — статья из Большой советской энциклопедии.  и БРЭ.
  5. ↑ Такое написание зафиксировано в нормативных Архивная копия от 20 октября 2011 на Wayback Machine словарях русского языка — «Орфографическом словаре русского языка» Б. З. Букчиной, И. К. Сазоновой, Л. К. Чельцовой (6-е издание, 2010; ISBN 978-5-462-00736-1) и «Грамматическом словаре русского языка» А. А. Зализняка (6-е издание, 2009; ISBN 978-5-462-00766-8).
  6. ↑ Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
  7. Леенсон И. А. Иод или йод? // Химия и жизнь — XXI век. — 2008. — № 12. — С. 58—59. — ISSN 1727-5903.
  8. ↑ Йод // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  9. ↑ http://www.provisor.com.ua/archive/2004/N10/art_33.php
  10. ↑ http://chls.web-box.ru/novosti/pochemu-roshal-protiv-joda (недоступная ссылка)
  11. Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 3—128. — DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. — Bibcode: 2003NuPhA.729....3A.
  12. ↑ WWW Table of Radioactive Isotopes (англ.). — Энергетические уровни 131I. Проверено 27 марта 2011. Архивировано 22 августа 2011 года.
  13. ↑ Качественная реакция на йод Архивная копия от 28 июля 2014 на Wayback Machine — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
  14. ↑ См. стр. 92 следующей статьи: Colin, Gaultier de Claubry (1814). «Mémoire sur les combinaisons de l'iode avec les substances végétales et animales». Annales de chimie 90: 87-100.
  15. Silberrad, O. (1905). «The Constitution of Nitrogen Triiodide». Journal of the Chemical Society, Transactions 87: 55–66. DOI:10.1039/CT9058700055.
  16. ↑ «Нормы радиационной безопасности (НРБ-99/2009). Санитарные правила и нормативы СанПин 2.6.1.2523-09» Архивная копия от 24 марта 2012 на Wayback Machine.
  17. ↑ Дефицит йода и йоддефицитные заболевания
  18. ↑ Вредные химические вещества. Неорганические соединения элементов V-VIII групп / под ред. Владимира Филова. — М.: Химия. — С. 400. — 592 с. — 33 000 экз. — ISBN 5-7245-0264-X.
  19. ↑ В воздухе над Германией обнаружен радиоактивный йод, Germania.one.

Ссылки

wikipedia.green

Иод — Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия — статья

Радиус нейтрального атома иода 0, 136 нм, ионные радиусы I-, I5+ и I7+ равны, соответственно, 0, 206, 0, 058-0, 109, 0, 056-0, 067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома иода равны, соответственно, 10, 45, 19, 10, 33 эВ. Сродство к электрону –3, 08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода 2, 66, иод принадлежит к числу неметаллов. Иод при обычных условиях — твердое черно-серое вещество с металлическим блеском и специфическим запахом.

Иод был открыт в 1811 французским химиком Б. Куртуа, который извлекал соду (Na2CO3) и поташ (К2СО3) из золы морских водорослей. Однажды он прилил концентрированную серную кислоту к остатку маточного раствора. К его удивлению, при этом наблюдалось выделение фиолетовых паров какого-то нового вещества (назван по цвету паров: греч. iodes — фиолетовый). В 1813-14 годах Ж.-Л. Гей-Люссак и Г. Дэви доказали, что это — новое простое вещество, которому соответствует неизвестный ранее химический элемент.

Нужно отметить, что длительное время символом иода была латинская буква J. В те годы название элемента в химии записывали как «йод». И хотя после изменения знака элемента с J на I и утверждения нормы написания в химии элемента как «иод» прошло уже более 20 лет, написание «йод» сохранилось в современных словарях русского языка.

Круговорот иода

Иод — очень редкий элемент земной коры. Его содержание в ней оценивается всего в 1, 4·10-5 % (60-е место среди всех элементов). Так как иод химически достаточно активен, в свободном виде в природе он не встречается. Вместе с тем, соединения иода отличает высокая рассеяность — их микропримеси находят повсеместно.
В круговороте иода в природе важную роль играет биогенная миграция. В небольших количествах иод содержится в буровых водах нефтяных и газовых скважин (откуда его и извлекают в промышленности), присутствует в морской воде (0, 4·10-5 — 0, 5·10-5 %). Собственные минералы иода — иодаргирит AgI, лаурит Са(IO3)2 и дитцеит 7Са(IO3)2·8CaCrO4 — крайне редки и практического значения не имеют (см. Иодиды природные).

При получении иода разбавленные водные иодсодержащие растворы сначала обрабатывают для перевода иода в форму I2 нитритом натрия NaNO2, а выделившийся свободный иод отделяют экстракцией. Для очистки иода используют его способность легко сублимировать (см. ниже).

Кристаллическая решетка иода ромбическая, параметры элементарной ячейки а = 0, 4792 нм, b = 0, 7271 нм, с = 0, 9803 нм. Температура плавления 113, 5 °C, температура кипения 184, 35 °C. Важная особенность иода — способность сублимироваться (переходить из твердого в парообразное состояние) уже при комнатной температуре. Плотность иода 4, 930 кг/м3. Стандартный электродный потенциал I2/I- в водном растворе равен +0, 535 В.

В парах, в расплаве и в кристаллах существует в виде двухатомных молекул I2. Длина связи 0, 266 нм, энергия связи 148, 8 кДж/моль. Степень диссоциации молекул на атомы при 727 °C — 2, 8%, при 1727 °C — 89, 5%.

Иод плохо растворим в воде, причем протекает обратимая реакция

I2 + H2O = HI + HIO

Хорошо растворим иод в большинстве органических растворителей (сероуглерод, углеводороды, ССl4, СНСl3, бензол, спирты, диэтиловый эфир и другие). Растворимость иода в воде увеличивается, если в воде имеются иодид-ионы I-, так как молекулы I2 образуют с иодид-ионами комплексные ионы I3-.

По реакционной способности иод — наименее активный галоген. Из неметаллов реагирует напрямую без нагревания только с фосфором (образуется РI3) и мышьяком (образуется AsI3), а также с другими галогенами. Так, с бромом иод реагирует практически без нагревания, причем образуется соединение состава IBr. При нагревании реагирует с водородом Н2 с образованием газообразного HI.

Металлы реагируют с иодом обычно при нагревании. Протеканию реакции способствует наличие паров воды или добавление жидкой воды. Так, порошок алюминия вступает в реакцию с иодом, если к порошку добавить каплю воды: 2Al + 3I2 = 2AlI3.

Интересно, что со многими металлами иод образует соединения не в высшей степени окисления атома металла, а в низшей. Так, с медью иод образует только соединение состава CuI, с железом — состава FeI2. Все иодиды металлов, кроме иодидов AgI, CuI и Hg2I2, хорошо растворимы в воде. Иод реагирует с водным раствором щелочи, например: 3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O, а также с раствором соды: 3I2 + 3Na2CO3 = 5NaI + NaIO3 + 3CO2

Иодноватая кислота HIO3 представляет собой твердое вещество, в растворах ведет себя как сильная кислота. Соли этой кислоты — иодаты. Наиболее известен иодат калия KIO3, используемый в аналитической химии.

Степени окисления +7 иода отвечает иодная кислота НIO4, которая из растворов выделяется в виде дигидрата НIO4·2Н2О. Интересно, что все 5 атомов водорода в этом соединении могут быть замещены катионами металла. Например, известен периодат серебра состава Ag5IO6.

Для обнаружения иода в водных растворах используют чрезвычайно чувствительную иодкрахмальную реакцию. Синяя окраска крахмала в растворе различна и появляется, если к раствору добавить ничтожное количество иода — 1 мкг и даже менее.

Иод применяют для получения высокочистого титана, циркония, гафния, ниобия и других металлов (так называемое иодидное рафинирование металлов). При иодидном рафинировании исходный металл с примесями переводят в форму летучих иодидов, а затем полученные иодиды разлагают на раскаленной тонкой нити. Нить изготовлена из заранее очищенного металла, который подвергают рафинированию. Ее температуру подбирают такой, чтобы на нити могло происходить разложение только иодида очищаемого металла, а остальные иодиды оставались в паровой фазе.

Используют иод и в иодных лампах накаливания, имеющих вольфрамовую спираль и характеризующихся большим сроком службы. Как правило, в таких лампах пары иода находятся в среде тяжелого инертного газа ксенона (лампы часто называют ксеноновыми) и реагируют с атомами вольфрама, испаряющимися с нагретой спирали. Образуется летучий в этих условиях иодид, который рано или поздно оказывается вновь вблизи спирали. Происходит немедленное разложение иодида, и освободившийся вольфрам вновь оказывается на спирали. Иод применяют также в пищевых добавках, красителях, катализаторах, в фотографиии, в аналитической химии.

Иод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, или ламинария, фукус и другие) накапливают до 1% иода. Иод входит в скелетный белок губок сончин и скелетопротеины морских многощетинковых червей. У животных и человека иод входит в состав гормонов щитовидной железы — тироксина и трииодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма (особенно — на интенсивность основного обмена, окислительные процессы, теплопродукцию). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 12-20 мг иода, суточная потребность составляет около 0, 2 мг.

В медицине используют «иодную настойку», обладающую дезинфицирующим действием. Следует иметь в виду, что обрабатывать иодной настойкой можно только небольшие раны, так как иод может вызвать омертвение ткани, что при больших ранах увеличит сроки их заживления. Микроколичества иода жизненно необходимы человеку, дефицит иода в организме приводит к заболеванию щитовидной железы — эндемическому зобу, встречающемуся в местностях с низким содержанием иода в воздухе, почве, водах. Обычно это высокогорья и области, удаленные от моря. Для того, чтобы обеспечить поступление в организм необходимых количеств иода, используют иодированную поваренную соль.

Искусственные радионуклиды иода — иод-125, иод-131, иод-132 и другие — применяются для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы. Однако избыточное накопление радионуклида иода-131 в щитовидной железе (что, в частности, стало возможным после аварии на Чернобыльской АЭС) может привести к онкологическому заболеванию. Для предотвращения накопления иода-131 в щитовидной железе в организм вводят немного обычного (стабильного) иода. Щитовидная железа, поглотив этот иод, им насыщается и захватывать радионуклид иод-131 более уже не в состоянии. Так что даже если затем иод-131 и попадет в организм, он будет из него быстро выведен (период полураспада иода-131 сравнительно невелик и составляет около 8 суток, так что убыль радиоактивности происходит и за счет его распада). Для того, чтобы полностью «заблокировать» щитовидную железу от накопления в ней иода-131, врачи рекомендуют раз в неделю выпивать стакан молока, в который добавлена одна капля иодной настойки. Сделует помнить, что иод токсичен и в виде I2, и в виде иодидов.

  • Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. Химия и технология брома, иода и их соединений. М., 1979.
  • Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. М., 1979.

megabook.ru

Иодоводород — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Ткип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

2I2+N2h5→4HI+N2{\displaystyle {\mathsf {2I_{2}+N_{2}H_{4}\rightarrow 4HI+N_{2}}}}

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:

h3S+I2→S+2HI{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+I_{2}\rightarrow S+2HI}}}

и реакций обмена:

PI3+3h3O→h4PO3+3HI{\displaystyle {\mathsf {PI_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{3}+3HI}}}

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

h3+I2⇄2HI{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI}}}

Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pKа = −11)[1]. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см3.

Иодоводород является сильным восстановителем. На воздухе водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода:

4HI+O2→2h3O+2I2{\displaystyle {\mathsf {4HI+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2I_{2}}}}

HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода:

8HI+h3SO4→4I2+h3S+4h3O{\displaystyle {\mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}\rightarrow 4I_{2}+H_{2}S+4H_{2}O}}}

Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения):

HI+Ch3=Ch3→Ch4−Ch3I{\displaystyle {\mathsf {HI+CH_{2}{\text{=}}CH_{2}\rightarrow CH_{3}-CH_{2}I}}}

Иодиды присоединяют элементарный иод с образованием полииодидов:

RI+I2→R(I3)x{\displaystyle {\mathsf {RI+I_{2}\rightarrow R(I_{3})_{x}}}}

Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I2, придающий им жёлтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин:

2K2CO3+2I2+HCHO→4KI+3CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}CO_{3}+2I_{2}+HCHO\rightarrow 4KI+3CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO3 (1 часть на 5 частей иодида).

Ионы Cu2+ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI:

2NaI+2CuSO4+Na2SO3+h3O→2CuI↓+2Na2SO4+h3SO4{\displaystyle {\mathsf {2NaI+2CuSO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2CuI\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}}}}[2]

Замещает элементы в кислородных кислотах по реакциям

12HNO3+2I2→4HIO3+N2↑+10NO2↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {12HNO_{3}+2I_{2}\rightarrow 4HIO_{3}+N_{2}\uparrow +10NO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}
h3SO4+I2→HIO4+HI+S↓{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{4}+I_{2}\rightarrow HIO_{4}+HI+S\downarrow }}}
2h4PO4+8I2→2HIO4+4HI+2PI5{\displaystyle {\mathsf {2H_{3}PO_{4}+8I_{2}\rightarrow 2HIO_{4}+4HI+2PI_{5}}}}

Образующийся пентайодид фосфора гидролизуется водой.

Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений.

Спирты, галогениды и кислоты восстанавливаются HI, давая алканы[3].

C4H9Cl+2HI→C4h20+HCl+I2{\displaystyle {\mathsf {C_{4}H_{9}Cl+2HI\rightarrow C_{4}H_{10}+HCl+I_{2}}}}

При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH3CH22CH2CHICH3, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил[4]. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанавливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы[5].

HI при нагреве диссоциирует на водород и I2, что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами.

Физиологическое воздействие и токсикология[править | править код]

  • Иодоводород — едкое, токсичное вещество. Обладает удушающим действием.
  • При попадании на кожу иодоводородная кислота может вызвать ожоги.
  • Предельно допустимая концентрация иодоводорода в воздухе рабочей зоны составляет 2 мг/м³.
  • Согласно ГОСТ 12.1.007-76 йодистоводородная кислота относится к III классу опасности (умеренно-опасное химическое вещество).
  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001
  1. ↑ Рабинович В. А., Хавин З.Я Краткий химический справочник: Справ.изд.3 изд.- Л.:Химия, 1991. — 432с.
  2. ↑ Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. «Химия и технология брома, иода и их соедине-ний» М., Химия, 1995, −432с.
  3. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 68
  4. ↑ Несмеянов А. Н., Несмеянов Н. А. «Начала органической химии т. 1» М., 1969 стр. 440
  5. ↑ «Препаративная органическая химия» М., Гос. н.т. изд-во хим. лит-ры, 1959 стр. 499 и В. В. Марковников Ann. 138, 364 (1866)

ru.wikipedia.org

Какова температура плавления йода?

5

10 ответов:

2

Насколько я помню, температура плавления иода равна 113,6 градусов по Цельсию. Чтобы он расплавился, давление паров над ним должно быть больше 70 мм рт. ст. Для этого нужно или быстро нагревать достаточно большое количество твердого иода, или нагревать его в замкнутом пространстве. Вот фотография ампулы с твердым иодом, донышко которой (где были кристаллы) нагрели, а когда иод потек, он образовал струйку (плохо видную из-за заполнивших ампулу темно-фиолетовых паров). Но когда всё остыло, бывшая жидкая струйка превратилась в твердую, образованную мелкими кристалликами. А пары иода кое-где осели, тоже образовав кристаллики.

Ответ отмечен как лучший!

4

Йод при обычных условиях-твердое кристалическое вещество черно-серого или темно-фиолетового цвета с металлическим блеском и специфическим запахом. Жидкий йод можно получить нагревая его под давлением, в закрытом сосуде. Температура плавления йода 113,5 градусов Цельсия. Йод широко применяется в медицине, в криминалистике и в технике.

4

Твердый йод плавится с большим трудом и в не каждой лаборатории берутся за его плавление так как важны условия и конечно достаточный нагрев для плавления данного вещества, так как, температура плавления йода равна 113,6 градусов по Цельсию.

2

Температура плавления йода - 113°с.

Температура кипения - 184.35 °с.

Он имеет теплоту плавления 15.25 кДж/моль.

Его теплота испарения 41.95 кДж/моль.

Имеет плотность 4.93 г / см³

Плохо растворяется в воде.

0

Йод в нормальных условиях вовсе не жидкость, как многие полагают, а кристаллическое вещество. Это в аптеках продается раствор йода, как правило спиртовой. Температура плавления кристаллов йода не велика - это 113 градусов Цельсия и при этом образуется довольно летучая жидкость. Для получения жидкого йода его нагревают под давлением в герметичном сосуде. Если же требуется определить температуру кипения йода, то это 184 градуса Цельсия. Но этот процесс неправильно было бы называть кипением. Скорее это возгонка, то есть йод при нагревании без повышенного давления переходит из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое.

0

Плавление - это явление, когда твердое тело переходит в иное - жидкое - состояние.

Температура плавления, конечно, у всех металлов разная, причем разбег очень большой, оцените сами:

Что касается йода, то температура его плавления равна 113,7°С при давлении 90 мм рт. ст.

При этом нужно учитывать, что если давление паров йода будет более высокое, то и температура плавления этого вещества будет выше.

0

Для того чтобы расплавить йод нужно нагреть его до 113 градусов по Цельсию. Ведь йод является твердым кристаллическим веществом, а следовательно расплавить его довольно сложно и это можно сделать только при высоких температурах. А вот температура при которой он закипит будет равняться 184 градусам.

0

Йод в природе это твердое вещество темно-серого или темно-фиолетового цвета, а не как мы привыкли его видеть в жидком состоянии (это спиртовой его раствор, используемый в медицинских целях). Плавится йод начинает при 113,7 градусов по Цельсию, при этом давление должно быть довольно высоким.

0

Йод это твердое кристаллической вещество, а совсем не та коричневая жидкость, которую можно купить в аптеке.

Что бы йод начал плавиться его придется разогреть до 113 градусов по Цельсию.

А вот что бы йод закипел температуру придется повысить до 184 градусов.

0

Йод( iodium от древн. греч.- фиолетовый) - это 53-й элемент периодической системы. Этот злемент играет большую роль в природе и в организме человека. Температура плавления йода - 112,9 градусов по Цельсию.

otvet.ws

Йод, свойства атома, химические и физические свойства

Йод, свойства атома, химические и физические свойства.

 

 

 

I 53  Йод

126,90447(3)     1s2s2p3s3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5

 

Йод — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации — главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

 

Атом и молекула йода. Формула йода. Строение атома йода

Изотопы и модификации йода

Свойства йода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства йода

Химические свойства йода. Взаимодействие йода. Химические реакции с йодом

Получение йода

Применение йода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

Атом и молекула йода. Формула йода. Строение атома йода:

Йод (лат. Iodum, от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением I и атомным номером 53. Расположен в 17-й группе (по старой классификации – главной подгруппе седьмой группы), пятом периоде периодической системы.

Йод – неметалл. Относится к группе галогенов.

Как простое вещество йод при нормальных условиях представляет собой  кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском. Йод легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом.

Молекула йода двухатомна.

Химическая формула йода I2.

Электронная конфигурация атома йода 1s2 2s2p3s3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5. Потенциал ионизации атома йода равен 10,45 эВ (1008,3 кДж/моль).

Строение атома йода. Атом йода состоит из положительно заряженного ядра (+53), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 53 электрона. При этом 46 электронов находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку йод расположен в пятом периоде, оболочек всего пять. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями. Пятая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома йода на 5s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 5p-орбитали – четыре спаренных и один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома йода состоит из 53 протонов и 74 нейтронов. Йод относится к элементам p-семейства.

Радиус атома йода составляет 136 пм.

Атомная масса атома йода составляет 126,90447(3) а. е. м.

Йод – химически активный неметалл.

 

Изотопы и модификации йода:

 

Свойства йода (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Общие сведения  
Название Йод/ Iodum
Символ I
Номер в таблице 53
Тип Неметалл
Открыт Бернар Куртуа, Франция, 1811 г.
Внешний вид и пр. Блестящий тёмно-серый неметалл. В газообразном состоянии — фиолетовый.
Содержание в земной коре 0,000049 %
Содержание в океане 6,0×10-6 %
Свойства атома  
Атомная масса (молярная масса) 126,90447(3) а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация 1s2s2p3s3p6 3d10 4s4p6 4d10 5s2 5p5
Радиус атома 136 пм
Химические свойства  
Степени окисления +7, +5, +3, +1, 0, −1
Валентность +6, +4, +2, −2
Ковалентный радиус 133 пм
Радиус иона (+7e) 50 (-1e) 220 пм
Электроотрицательность 2,66 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон) 1008,3 кДж/моль (10,45 эВ)
Электродный потенциал +0,535 В
Физические свойства
Плотность (при  нормальных условиях) 4,93 г/см3
Температура плавления 113,7 °C (386,85 K)
Температура кипения 184,3 °C (457,4 K)
Уд. теплота плавления 15,52 кДж/моль
Уд. теплота испарения 41,95 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 54,44 Дж/(K·моль)
Молярный объём 25,7 см³/моль
Теплопроводность (при 300 K) 0,45 Вт/(м·К)
Электропроводность в твердой фазе 1,0х10-7 См/м
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a = 7,18 Å, b=4,71 Å, c = 9,81 Å
Отношение c/a
Температура Дебая

 

Физические свойства йода:

 

Химические свойства йода. Взаимодействие йода. Химические реакции с йодом:

 

Получение йода:

 

Применение йода:

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

 

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

 

карта сайта

йод атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле йода йод
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

 

 

Коэффициент востребованности 339

xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai

Ртуть — Википедия

Ртуть
← Золото | Таллий →
Тяжёлый жидкий металл серебристо-белого цвета

Жидкая ртуть в ампуле

Название, символ, номер Ртуть / Hydrargyrum (Hg), 80
Атомная масса
(молярная масса)
200,592(3)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Xe] 4f14 5d10 6s2
Радиус атома 157 пм
Ковалентный радиус 149 пм
Радиус иона (+2e) 110 (+1e) 127 пм
Электроотрицательность 2,00 (шкала Полинга)
Электродный потенциал Hg←Hg2+ 0,854 В
Степени окисления +2, +1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1 006,0 (10,43) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 13,546 (20 °C) г/см³
Температура плавления 234,32 K (-38,83 °C)[2]
Температура кипения 629,88 K (356,73 °C)[2]
Уд. теплота плавления 2,295 кДж/моль
Уд. теплота испарения 58,5 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 27,98[3] Дж/(K·моль)
Молярный объём 14,81 см³/моль
Структура решётки ромбоэдрическая
Параметры решётки ahex=3,464 сhex=6,708 Å
Отношение c/a 1,94
Температура Дебая 100,00 K
Теплопроводность (300 K) 8,3 Вт/(м·К)
Номер CAS 7439-97-6
80

Ртуть

4f145d106s2

Ртуть (Hg, от лат. Hydrargyrum) — элемент шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 80, относящийся к подгруппе цинка, 12-й группе (по устаревшей классификации — побочной подгруппе II группы). Простое вещество ртуть — переходный металл, при комнатной температуре представляющий собой тяжёлую серебристо-белую жидкость, пары которой чрезвычайно ядовиты, контаминант. Ртуть — один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии (второй такой элемент — бром).

Астрономический символ планеты Меркурий

Ртуть известна с древних времён. Нередко её находили в самородном виде (жидкие капли на горных породах), но чаще получали обжигом природной киновари. Древние греки и римляне использовали ртуть для очистки золота (амальгамирование), знали о токсичности самой ртути и её соединений, в частности сулемы. Много веков алхимики считали ртуть главной составной частью всех металлов и полагали, что если жидкой ртути возвратить твёрдость при помощи серы или мышьяка, то получится золото. Выделение ртути в чистом виде было описано шведским химиком Георгом Брандтом в 1735 году. Для представления элемента как у алхимиков, так и в настоящее время используется символ планеты Меркурий. Но принадлежность ртути к металлам была доказана только трудами Ломоносова и Брауна, которые в декабре 1759 года смогли заморозить ртуть и установить её металлические свойства в твёрдом состоянии: ковкость, электропроводность и др[4].

Происхождение названия[править | править код]

Русское название ртути происходит от праслав. *rьtǫtь, связанного с лит. rìsti «катиться»[5]. Символ Hg заимствован от латинского алхимического названия этого элемента hydrargyrum (от др.-греч. ὕδωρ «вода» и ἄργυρος «серебро»).

Ртуть — относительно редкий элемент в земной коре со средней концентрацией 83 мг/т. Однако ввиду того, что ртуть слабо связывается химически с наиболее распространёнными в земной коре элементами, ртутные руды могут быть очень концентрированными по сравнению с обычными породами. Наиболее богатые ртутью руды содержат до 2,5 % ртути. Основная форма нахождения ртути в природе — рассеянная, и только 0,02 % её заключено в месторождениях. Содержание ртути в различных типах изверженных пород близки между собой (около 100 мг/т). Из осадочных пород максимальные концентрации ртути установлены в глинистых сланцах (до 200 мг/т). В водах Мирового океана содержание ртути — 0,1 мкг/л. Важнейшей геохимической особенностью ртути является то, что среди других халькофильных элементов она обладает самым высоким потенциалом ионизации. Это определяет такие свойства ртути, как способность восстанавливаться до атомарной формы (самородной ртути), значительную химическую стойкость к кислороду и кислотам.

Ртуть присутствует в большинстве сульфидных минералов. Особенно высокие её содержания (до тысячных и сотых долей процента) устанавливаются в блёклых рудах, антимонитах, сфалеритах и реальгарах. Близость ионных радиусов двухвалентной ртути и кальция, одновалентной ртути и бария определяет их изоморфизм во флюоритах и баритах. В киновари и метациннабарите сера иногда замещается селеном или теллуром; содержание селена часто составляет сотые и десятые доли процента. Известны крайне редкие селениды ртути — тиманит (HgSe) и онофрит (смесь тиманита и сфалерита).

Ртуть является одним из наиболее чувствительных индикаторов скрытого оруденения не только ртутных, но и различных сульфидных месторождений, поэтому ореолы ртути обычно выявляются над всеми скрытыми сульфидными залежами и вдоль дорудных разрывных нарушений. Эта особенность, а также незначительное содержание ртути в породах, объясняются высокой упругостью паров ртути, возрастающей с увеличением температуры и определяющей высокую миграцию этого элемента в газовой фазе.

В обычных условиях киноварь и металлическая ртуть не растворимы в воде, но в присутствии некоторых веществ (Fe2(SO4)3, озон, пероксид водорода) растворимость в воде этих минералов достигает десятков мг/л. Особенно хорошо растворяется ртуть в сульфидах щелочных металлов с образованием, например, комплекса HgS•nNa2S. Ртуть легко сорбируется глинами, гидроксидами железа и марганца, глинистыми сланцами и углями[6].

В природе известно около 20 минералов ртути, но главное промышленное значение имеет киноварь HgS (86,2 % Hg). В редких случаях предметом добычи является самородная ртуть, метациннабарит HgS и блёклая руда — шватцит (до 17 % Hg). На единственном месторождении Гуитцуко (Мексика) главным рудным минералом является ливингстонит HgSb4S7. В зоне окисления ртутных месторождений образуются вторичные минералы ртути. К ним относятся, прежде всего, самородная ртуть, реже метациннабарит, отличающиеся от таких же первичных минералов большей чистотой состава. Относительно распространена каломель Hg2Cl2. На месторождении Терлингуа (Техас) распространены и другие гипергенные галоидные соединения — терлингуаит Hg2ClO, эглестонит Hg6Cl4O[7] (по другим данным Hg6OCl3(OH)[8], Hg6HCl3O2[9]).

Месторождения[править | править код]

Ртуть считается редким металлом.

Одно из крупнейших в мире ртутных месторождений находится в Испании (Альмаден). Известны месторождения ртути на Кавказе (Дагестан, Армения), в Таджикистане, Словении, Киргизии (Хайдаркан — Айдаркен), Донбассе (Горловка, Никитовский ртутный комбинат).

В России находятся 23 месторождения ртути, промышленные запасы составляют 15,6 тыс. тонн (на 2002 год), из них крупнейшие разведаны на Чукотке — Западно-Палянское и Тамватнейское.

Содержание ртути в ледниках за 270 лет

До индустриальной революции осаждение ртути из атмосферы составляло около 4 нанограммов на 1 кубический дециметр льда. Природные источники, такие, как вулканы, составляют примерно половину всех выбросов атмосферной ртути. Причиной появления остальной половины является деятельность человека. В ней основную долю составляют выбросы в результате сгорания угля (главным образом в тепловых электростанциях) — 65 %, добыча золота — 11 %, выплавка цветных металлов — 6,8 %, производство цемента — 6,4 %, утилизация мусора — 3 %, производство соды — 3 %, чугуна и стали — 1,4 %, ртути (в основном для батареек) — 1,1 %, остальное — 2 %.

Одно из тяжелейших загрязнений ртутью в истории случилось в японском городе Минамата в 1956 году, что привело к более чем трём тысячам жертв, которые либо умерли, либо сильно пострадали от болезни Минамата.

Природная ртуть состоит из смеси 7 стабильных изотопов: 196Hg (распространённость 0,155 %), 198Hg (10,04 %), 199Hg (16,94 %), 200Hg (23,14 %), 201Hg (13,17 %), 202Hg (29,74 %), 204Hg (6,82 %)[10]. Искусственным путём получены радиоактивные изотопы ртути с массовыми числами 171—210[11].

Ртуть получают обжигом киновари (сульфида ртути(II)) или металлотермическим методом[источник не указан 2269 дней]:

HgS+O2⟶Hg+SO2↑{\displaystyle {\mathsf {HgS+O_{2}\longrightarrow Hg+SO_{2}\uparrow }}}
HgS+Fe⟶FeS↓+Hg{\displaystyle {\mathsf {HgS+Fe\longrightarrow FeS\downarrow +Hg}}}

Пары ртути конденсируют и собирают. Этот способ применяли ещё алхимики древности.

На протяжении многих столетий в Европе основным и единственным месторождением ртути был Альмаден в Испании[источник не указан 2269 дней]. В Новое время с ним стала конкурировать Идрия во владениях Габсбургов (современная Словения). Там же появилась первая лечебница для поражённых отравлением парами ртути рудокопов. В 2012 г. ЮНЕСКО объявило промышленную инфраструктуру Альмадена и Идрии памятником Всемирного наследия человечества[12].

В надписях во дворце древнеперсидских царей Ахеменидов (VI—IV века до н. э.) в Сузах упоминается, что ртутную киноварь доставляли сюда с Зеравшанских гор и использовали в качестве краски[13].

Металлическая ртуть Переливание ртути из сосуда в сосуд

Ртуть — единственный металл, который находится в жидком состоянии при комнатной температуре. Температура плавления составляет 234,32 K (-38,83 °C)[2], кипит при 629,88 K (356,73 °C)[2], критическая точка — 1750 K (1477 °C), 152 МПа (1500 атм). Обладает свойствами диамагнетика. Образует со многими металлами жидкие и твёрдые сплавы — амальгамы. Стойкие к амальгамированию металлы: V, Fe, Mo, Cs, Nb, Ta, W, Co[3].

Плотность ртути при нормальных условиях — 13 546 кг/м3, при других температурах — в таблице[14]:

Температура в °С Плотность (ρ), 103 кг/м3 Температура в °С Плотность (ρ), 103 кг/м3
0 13,5950 50 13,4725
5 13,5827 55 13,4601
10 13,5704 60 13,4480
15 13,5580 65 13,4358
20 13,5457 70 13,4237
25 13,5335 75 13,4116
30 13,5212 80 13,3995
35 13,5090 90 13,3753
40 13,4967 100 13,3514
45 13,4845 300 12,875

Характерные степени окисления[править | править код]

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Примечания
+1 Hg2O <Hg2(OH)2> Слабоосновный Склонность к диспропорционированию; Гидроксид не получен, существуют только соответствующие соли.
+2 HgO <Hg(OH)2> Очень слабое основание, иногда — амфотерный Гидроксид существует только в очень разбавленных (<10−4моль/л) растворах.

Для ртути характерны две степени окисления: +1 и +2. В степени окисления +1 ртуть представляет собой двухъядерный катион Hg22+ с ковалентной (!!!) связью металл-металл. Ртуть — один из немногих металлов, способных формировать такие катионы, и у ртути они — самые устойчивые.
В степени окисления +1 ртуть склонна к диспропорционированию. При нагревании, подщелачивании среды общая электронная пара остается у одного атома — происходит диспропорционирование:

Hg22+→Hg+Hg2+{\displaystyle {\mathsf {Hg_{2}^{2+}\rightarrow Hg+Hg^{2+}}}}

подщелачивании:

Hg22++2OH−→Hg+HgO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Hg_{2}^{2+}+2OH^{-}\rightarrow Hg+HgO+H_{2}O}}}

добавлении лигандов, стабилизирующих степень окисления ртути +2.

Из-за диспропорционирования и гидролиза гидроксид ртути (I) получить не удаётся.

На холоде ртуть +2 и металлическая ртуть, наоборот, сопропорционируют. Поэтому, в частности, при реакции нитрата ртути (II) со ртутью получается нитрат ртути (I):

Hg+Hg(NO3)2→Hg2(NO3)2{\displaystyle {\mathsf {Hg+Hg(NO_{3})_{2}\rightarrow Hg_{2}(NO_{3})_{2}}}}

В степени окисления +2 ртуть образует катионы Hg2+, которые очень легко гидролизуются. При этом гидроксид ртути Hg(OH)2 существует только в очень разбавленных (<10−4моль/л) растворах. В более концентрированных растворах он дегидратируется:

Hg2++2OH−→HgO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Hg^{2+}+2OH^{-}\rightarrow HgO+H_{2}O}}}

В очень концентрированной щёлочи оксид ртути частично растворяется с образованием гидроксокомплекса:

HgO+OH−+h3O→[Hg(OH)3]−{\displaystyle {\mathsf {HgO+OH^{-}+H_{2}O\rightarrow [Hg(OH)_{3}]^{-}}}}

Ртуть в степени окисления +2 образует уникально прочные комплексы со многими лигандами, причём как жёсткими, так и мягкими по теории ЖМКО. С йодом (-1), серой (-2) и углеродом она образует очень прочные ковалентные связи. По устойчивости связей металл-углерод ртути нет равных среди других металлов, поэтому получено огромное количество ртутьорганических соединений.

Из элементов IIБ группы именно у ртути появляется возможность разрушения очень устойчивой 6d10 — электронной оболочки, что приводит к возможности существования соединений ртути(IV), но они крайне малоустойчивы, поэтому эту степень окисления скорее можно отнести к курьёзной, чем к характерной. В частности, при взаимодействии атомов ртути и смеси неона и фтора при температуре 4 К получен HgF4[16][17]. Однако более новые исследования не подтвердили его существование[18].

Свойства металлической ртути[править | править код]

Ртуть — малоактивный металл. Она не растворяется в растворах кислот, не обладающих окислительными свойствами, но растворяется в царской водке[19]:

3Hg+2HNO3+12HCl→3h3[HgCl4]+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {3Hg+2HNO_{3}+12HCl\rightarrow 3H_{2}[HgCl_{4}]+2NO\uparrow +4H_{2}O}}}

3Hg+2HNO3+6HCl→50−703HgCl2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\ce {3Hg + 2HNO3 + 6HCl ->[{50-70}] 3HgCl2 + 2NO ^ + 4h3O}}}

и азотной кислоте:

При растворении избытка ртути в азотной кислоте на холоде образуется нитрат диртути Hg2(NO3)2.
6Hg+8HNO3→3Hg2(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {6Hg+8HNO_{3}\rightarrow 3Hg_{2}(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O}}}
при растворении в горячей и концентрированной азотной кислоте образуется нитрат ртути

Hg+4HNO3⟶Hg(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {Hg + 4HNO3 -> Hg(NO3)2 + 2NO2 ^ + 2h3O}}}

Также с трудом растворяется в серной кислоте при нагревании, с образованием сульфата ртути:

Hg+2h3SO

ru.wikipedia.org

Йод пятифтористый - Iodine pentafluoride

Йод пятифтористый
имена
Предпочтительное название IUPAC
Систематическое название IUPAC

Пентафтор-λ 5 -iodane

Другие имена

йодной фторид

Идентификаторы
3D модель ( JSmol )
ChemSpider
ИКГВ InfoCard 100.029.108
Номер EC 232-019-7
  • InChI = 1S / F5I / С1-6 (2,3,4) 5 Y  Ключ: PJIYEPACCBMRLZ-UHFFFAOYSA-N Y 
  • InChI = 1S / F5I / С1-6 (2,3,4) 5

    Ключ: PJIYEPACCBMRLZ-UHFFFAOYSA-N

  • InChI = 1 / F5I / С1-6 (2,3,4) 5

    Ключ: PJIYEPACCBMRLZ-UHFFFAOYAU

свойства
IF 5
Молярная масса 221,89 г / моль
Внешность бесцветная или бледно-желтая жидкость
плотность 3,250 г / см 3
Температура плавления 9,43 ° С (48,97 ° F, 282.58 К)
Точка кипения 97,85 ° С (208,13 ° F, 371.00 К)
Реагирует
-58,1 · 10 -6 см 3 / моль
Состав
моноклинная
точечная группа С2 / с
квадрат пирамидальные
квадрат пирамидальные
опасности
Основные опасности Токсичные, окисляющие, коррозионные.
Паспорт безопасности Внешний MSDS
СГС пиктограммы
сигнальное слово СГС Опасность
Н271 , Н330 , h411 , h401 , h414 , h471 , h510
P202 , P232 , P304 , P310
NFPA 704
Родственные соединения
Йод пятиокиси
Бром пятифтористый

Родственные соединения

Йод монофторид
Йод Трехфтористый
Йод гептафторид
За исключением случаев, когда указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
N проверить  ( что   ?) YN
ссылки Infobox

Йод пятифтористый представляет собой interhalogen соединение с химической формулой IF 5 . Это является фторид из йода . Это бесцветная или желтая жидкость с плотностью 3.250 г см -3 . Он был впервые синтезирован Муассан в 1891 году путем сжигания твердого йода в фтора газа. Эта экзотермическая реакция по - прежнему используются для производства пентафторида йода, хотя и реакционные условия были улучшены.

Я 2 + 5 F 2 → 2 ПЧ 5

Химия

Йод пятифтористого является сильным фторирование агентом и обладает высокой окислительной . Она энергично реагирует с водой , образуя фтористоводородную кислоту и йодную кислоту , и с большим количеством фтора формирования гептафторида йода :

ЕСЛИ 5 + 3H 2 O → СМО 3 + 5HF

Первичные амины реагируют с иодом пятифтористого образуя после гидролиза нитрилов с водой:

R-СН 2 -NH 2 → R-CN

Популярная культура

Йод пятифтористый доступен в качестве «специального газа» для затопления в атмосферу челнок эвакуации в терминальной последовательности 1979 фильма Чужой .

Рекомендации

дальнейшее чтение

  • Господи, RC; Lynch, MA; Schumb, WC; Словински, Е.Ю. (1950). «Колебательные спектры и Структуры йодного ПЕНТАФТОРИДА и гептафторид». Журнал Американского химического общества . 72 (1): 522-527. DOI : 10.1021 / ja01157a135 .
  • Роджерс, MT; Speirs, JL; Томпсон, HB; Панишем, MB (1954). «Йод ПЕНТАФТОРИД, Замораживание и кипение, теплота парообразования и давление насыщенных паров температурных отношений». Журнал Американского химического общества . 76 (19): 4843-4844. DOI : 10.1021 / ja01648a022 .
  • Роджерс, MT; Томпсон, HB; Speirs, JL (1954). «Диэлектрические константы жидкого хлора ТРИФТОРИД и йодного ПЕНТАФТОРИД». Журнал Американского химического общества . 76 (19): 4841-4843. DOI : 10.1021 / ja01648a021 .
  • Бут, HS; Пинкстон, ДТ - младший (1947). «Галоген Фториды». Химии . 41 (3): 421-439. DOI : 10.1021 / cr60130a001 .

внешняя ссылка

<img src="https://en.wikipedia.org//en.wikipedia.org/wiki/Special:CentralAutoLogin/start?type=1x1" alt="" title="">

ru.qwe.wiki


Смотрите также