Jod

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje
telurjodksenon
Br
I
At  
 
 
I-TableImage.png
Splošno
Ime, znak, število jod, I, 53
Kemijska vrsta halogeni
Skupina, perioda, blok 17 (VIIA), 5 , p
Gostota, trdota 4940 kg/m3, ni podatka
Izgled temno-vijolično siv,
svetleč
Iod kristall.jpg
Lastnosti atoma
Atomska teža 126,90447 a. e. m.
Polmer atoma (izračunan) 140 (115) pm
Kovalentni polmer 133 pm
van der Waalsov polmer 198 pm
Elektronska konfiguracija [Kr]4d10 5s2 5p5
e- na energijski nivo 2, 8, 18, 18, 7
Oksidacijska stanja (oksid) ±1,5,7 (močna kislina)
Zgradba mreže ortorombna
Fizikalne lastnosti
Agregatno stanje trdno (nemagneten)
Tališče 386,85 K (236,66 °F)
Vrelišče 457,4 K (363,7 °F)
Molarna prostornina 25,72 ×10−6 m3/mol
Izparilna toplota 20,752 kJ/mol
Talilna toplota 7,824 kJ/mol
Parni tlak __ Pa pri __ K
Hitrost zvoka __ m/s pri __ K
Razne lastnosti
Elektronegativnost 2,66 (Paulingova lestvica)
Specifična toplota 145 J/(kg · K)
Električna prevodnost 8,0 10−8/(m·ohm)
Toplotna prevodnost 0,449 W/(m·K)
1. ionizacijski potencial 1008,4 kJ/mol
2. ionizacijski potencial 1845,9 kJ/mol
3. ionizacijski potencial 3180 kJ/mol
Najstabilnejši izotopi
izo NA t1/2 DM DE MeV DP
127I 100 % I je stabilen s 74 nevtroni
129I {sint.} 1,57E7y Beta- 0,194 129Xe
131I {sint.} 8,02070 d Beta- 0,971 131Xe
Če ni označeno drugače, so
uporabljene enote SI in standardni pogoji.

Jód (latinsko iodum) (iz starogrške besede iódes - vijoličast) je kemični element, ki ima v periodnem sistemu simbol I in atomsko število 53. Odkril ga je Bernard Courtois leta 1811 in sicer v pepelu morskih alg. Nekoliko je topen v vodi, bolj v nekaterih organskih topilih (heksan in tetraklorometan). Je element, ki je v živečih organizmih potreben kot element v sledeh, pri ljudeh je nujno potreben za pravilno delovanje ščitnice. Kemijsko je jod najmanj reaktiven od halogenov, in najbolj elektropozitivni kovinski halogen. Jod se pretežno uporablja v medicini, fotografiji in dišavah.

Jod je modro-črna, bleščeča trdnina, molekulski kristal, ki lahko sublimira zaradi šibkih medmolekulskih vezi v modro-vijoličen plin z dražljivim vonjem. Ta halogen tudi tvori spojine z mnogimi elementi, vendar je manj aktiven od drugih pripadnikov njegove vrste in ima nekatere podobne lastnosti kot kovine. Jod se zlahka raztopi v kloroformu, ogljikovem tetrakloridu in ogljikovem disulfidu, pri čemer tvori vijolične raztopine (v vodi je le rahlo topljiv). Tališče joda je 113 °C in se s taljenjem pretvaraja v rjavo, električno prevodno tekočino.

V škrobovici se trijodidni ion iz jodovice (jod, raztopljen v vodi s pomočjo kalijevega jodida) veže v škrobovo vijačnico, pri čemer nastane kompleks škrob-trijodidni ion ([I3·škrob]-), ki je globoko modre barve.

Zgodovina[uredi | uredi kodo]

Fiziološki pomen joda je bil že znan v prastaih časih. Tako se je 1500 let pr. n. št. dajalo ljudjem, ki so bili golšavi, štitnice od ovc in pepel morskih spužev. Elementarni karakter joda sta, po odkrtitju Bernarda Courtoisa, šele l.1813 ugotovila dva francoska znanstvenika Nicolas Clement-Desormes in Joseph Louis Gay-Lussac ter mu dala današnje ime jod.

Pridobivanje joda[uredi | uredi kodo]

Jod se je prej pridobival z ekstrakcijo iz morskih alg na ta način, da so se po poplavah morja na plaži zbirale alge, ki so jih potem zažigali. Ta pepel vsebuje 0,1-0,5 % joda. Takšen način prodobivanja joda je danes značilen samo še na lokalnem nivoju (za lokalne skupnosti) in tvori 2 % svetovne produkcije joda na leto.

Pridobivanje čistega joda-kemijske reakcije[uredi | uredi kodo]

Iz reakcije jodove kisline in vodikovega jodida nastaneta produkta voda in jod.

HIO3 + 5 HI → 3 H2O + 3 I2

Iz reakcije natrijevega jodida in klora nastaneta produkta natrijev klorid (kuhinjska sol) in jod.

2 NaI + Cl2 → 2 NaCL + I2

Laboratorijsko pridobimo jod tudi z delovanjem žveplove kisline in mangan-IV-oksida na kalijev jodid.

Reakcije joda in drugih elementov/spojin[uredi | uredi kodo]

Iz reakcije vodika in joda nastane vodikov jodid, ki se pri rahlem segrevanju razpede na prvotne elementa.

I2 + H2 ↔ 2 HI

Pri reakciji amonijaka in joda pride do eksplozije, produkta sta vodikov jodid in dušik.

3I2 + 2 NH3 → + HI + N2

Z amonijakovo raztopino tvori jod dušikov trijodid. Še ena pomembna karakteristika joda je, da se veže v polijodide.

Sublimacija joda (poskus)[uredi | uredi kodo]

Jod je odličen primer snovi, ki sublimira, a pri standardnih pogojih le navidezno, saj iz trdnega preide za kratek čas v tekočo fazo in nato šele v plinasto.

V čašo damo sive kristale joda. Nato te kristale segrevamo z gorilnikom toliko časa, da nastane vijoličasta para joda. Čašo ohladimo, plini se ohladijo in spremenijo svoje agregatno stanje v trdno stanje. Ponovno se pojavijo sivi kristali joda.

Nevarne lastnosti[uredi | uredi kodo]

Jod je zdravju škodljiv pri vdihavanju in stiku s kožo. Ne sme priti v stik z očmi. Jod ne sme nikoli priti v stik z amonijakom, ker se tvori eksploziven dušikov trijodid (NI3).

Indentifikacija snovi ali pripravka[uredi | uredi kodo]

Uporablja se v medicini, bakteriologiji (empirična metoda z barvanjem po Gramu, ki uporablja jod, služi za diferenciacijo bakterij v dve veliki skupini:

Jod je nezamenljiv del človeškega in živalskega organizma. Jod vnašamo s hrano. Jod je v človeškem organizmu koncentriran v ščitnici v hormonih tiroksin (T4), trijodtiroksin (T3) in dijodtirozin. Jod je bistvenega pomena za pravilno delovanje ščitnice, saj je bistvena sestavina ščitniških hormonov. Hormoni ščitnice kontrolirajo zelo pomembno funkcijo v telesu - presnovo. Količina joda v telesu je 10–30 mg. Najvidnješi znak pomankanja joda v telesu je golšavost. Za preprečevanje nastajanja te bolezni se svetuje pogosto uživanje morskih rib in uporaba soli, obogatene z natrij/kalij jodatom. Mednarodna prizadevanja za odpravo posledic pomanjkanja joda v hrani, so dosegli na svetovni ravni z zakonskimi določbami za jodiziranje soli. Kar 70 % gospodinjstev v svetu uporablja jodizirano sol, tudi pri nas v Sloveniji. Jodide se uporablja tudi kot zamenjavo alkohola za oskrbo zunanjih ran. Kalijev jodid se uporablja tudi v fotografiji. Z jodovico ugotavljamo prisotnost škroba.

Elementarni jod se uporablja kot razkužilo v različnih oblikah. Jod obstaja kot element ali kot vodna raztopina trijod anion I3-, ki se tvori v reakcijski zmesi z dodajanjem joda v slabotno vodno raztopino elementarnega joda (pri obrnjeni kemični reakciji je nekaj prostega elementarnega joda na voljo za antisepso). Alternativno lahko jod pridobimo iz jodofora, ki vsebuje jod, zaključen s topnim sredstvom (jodov ion je ohlapen kot jodofor v vodni raztopini trijodida). Zgledi preparatov vsebujejo:

  • tinkturo joda: jod v etanolu, ali jod in natrijev jodid v pripravku etanola in vode.
  • Lugolov jod: jod in jodid sama v vodi, tvorita predvsem trijodid. Za razliko od tinkture joda, ima Lugolov jod minimalno količino komponente prostega joda (I2).
  • Povidon jod (jodofor).

Sestava s podatki o nevarnih sestavinah[uredi | uredi kodo]

Jodovodikova kislina je zelo močna kislina, ki je močnejša tudi od klorovodikove kisline. Kadar je jod mešan z amoniakom in vodo se ustvari jodovdušik (NI3), ki je ekstremno eksploziven.

Ugotovitve o nevarnih lastnostih elementarnega joda[uredi | uredi kodo]

Elementarni jod je oksidirajoče dražilo, neposreden stik s kožo lahko povzroči rane, zato se mora s kristali joda ravnati previdno. Raztopine z visoko koncentracijo elementarnega joda – tinkture joda in Lugolova razstopina – lahko povzročijo poškodbe tkiva, če je uporaba v čistilne in antiseptične namene dolgotrajna. Oralna uporaba elementarnega joda (I2) v večjih količinah je strupena, smrtna doza za odraslega človeka je 2-3g. Konzumiranje večjih miligramskih količin deluje razdražujoče na sluznico. Simptomi so konjuktivitis, bronhitis in izpuščaj po telesu. Zaradi delovanja joda na sluznico bronhija, se je prej uporabljal kot ekspektorans, zdravilo, ki olajša in pospešuje izkašljavanje.

Jodovi hlapi so razdražljivi za oči, sluznico in dihalni trakt. Koncentracija joda v zraku ne bi smela presegati 1 mg/m³

Če ga mešamo z amonijakom in vodo, elementarni jod tvori nitrogen trijodid (jodov dušik - NI3), ki je izjemno občutljiv na tresljaje in lahko nepredvidljivo eksplodira.

Strupenost jodovih ionov[uredi | uredi kodo]

Preobilnost joda ima podobne simptome kot pomanjkanje le-tega. Pogosti simptomi so nenormalna rast ščitnice in motnje v delovanju in rasti organizma kot celote. Jodidi so po strupenosti podobni bromidom.

Prekomerna prisotnost joda je lahko bolj strupena za celice ob pomanjkanju selena. Delno je zaradi teh razlogov dodajanje joda v populaciji s pomanjkanjem selena teoretično težavno. Nekateri ljudje postanejo občutljivi na jod. Nanos tinkture lahko povzroči izpuščaj. Nekaj primerov reakcije na Povidone-jod (Betadine) je bilo dokumentiranih kot kemične opekline. Uživanje hrane, ki vsebuje jod, lahko povzroči koprivnico. Uporaba joda v medicinske namene lahko pri pacientih, občutljivih na jod, privede do anafalaktičnega šoka. Nekatere primere občutljivosti na jod lahko formalno uvrstimo med alergije na jod. Občutljivost na jod je sicer redek pojav, vendar pa ima izjemen vpliv glede na razširjenost uporabe izdelkov, ki so osnovani na jodu.

Ukrepi za prvo pomoč[uredi | uredi kodo]

Ukrepi ob požaru[uredi | uredi kodo]

Ukrepi ob nezgodnih izpustih[uredi | uredi kodo]

Ravnanje z nevarno snovjo/pripravkom in skladiščenje[uredi | uredi kodo]

Nadzor nad izpostavljenostjo/varnost in zdravje pri delu[uredi | uredi kodo]

Fizikalne in kemijske lastnosti[uredi | uredi kodo]

Atomsko število: 53
Atomski simbol: I
Atomska teža: 126.90447 a.e.m.
Atomski radius: 133,3pm
Tališče: 113.7 °C
Vrelišče: 184,4 °C
Topnost: V vodi se skoraj ne topi. Topnost se lahko poveča s kalijevim jodidom. Dobro pa se topi v organskih topilih (kloroformu, ogljikov tetraklorid, ogljikov disulfid z etanolom).
Najpogostejše spojine: Jodidi natrija in kalija (KI) in jodati (KIO3).
Priznanih je trideset izotopov. V naravi je stabilen le en izotop, 127I. Umetni radioaktivni izotop 131I se uporablja pri zdravljenju ščitnice.
Glede na polarnost topila se elmentarni jod obarva v najrazličnejše barve. Ko se topi v nepolarnih topilih kot je naprimer heksan, se jod obarva temno vijolično. V zmernem polarnem topili dikloromentana se jod obarva škrlatno in v močno polarnih topilih, kot je aceton ali etanol se obarva temno oranžno ali rjavo.
Zmotno je mišljenje, da se jod v naravi pojavlja samo v trdnem oziroma plinastem stanju. To je posledica močne vijolične barve, ki nastane pri reakciji z gretjem joda, da dobimo vtis da se tekočina sploh ne pojavi. V bistvu pa, če jodove kristale počasi segrejomo le nekaj čez njihovo temperaturo topljenja (113.7 °C), se kristali stopijo v tekočino, ki je skrita pod gostim oblakom pare.

Obstojnost in reaktivnost[uredi | uredi kodo]

Obstojen pri normalnih pogojih

Toksikološki podatki[uredi | uredi kodo]

Ekotoksikološki podatki[uredi | uredi kodo]

Odstranjevanje[uredi | uredi kodo]

EU je klasificirala jod kot nevarno snov, čigavo se vsako izpuščanje v okolje mora preprečiti. Če kadarkoli delamo z jodom, moramo upoštevati varnostne standarde in se dobro zaščititi. Ostanke joda odklanjamo z raztopino natrij tiosulfata (Na2S2O3). Preden to mešanico odstranimo v odpadne vode, moramo pH-vrednost nevtralizirati z natrijevim hidrokarbonatom.

Transportni podatki[uredi | uredi kodo]

Razen astata je jod še slabše razširjen. V naravi ga najdemo uglavnem v njegovih spojinah kot je natrijev jodat (NaIO3), natrijumperiodat (NaIO4) in lautarit (Ca(IO3)2). Jod je naravno prisoten v okolju predvsem kot razstopljen jodid v morski vodi. V manjših količinah ga najdemo v tleh ter skalah. Nekaj pa se ga najde tudi v nekaterih rudninah. V povprečju vsebuje 100g tla (brez vode) okoli 2,5 mg joda (statistika v Nemčiji). Za prebivalstvo je pomembna oskrba z naravnim jodom, kot vodikov jod ga najdemo v vulkanskih plinih. Topne spojine joda, kot so alkalni in zemeljski kalijjodidi, se sproščajo iz skal, ki propadajo zaradi preperevanja ali zaradi propadanja pri večjih temperaturh. Na ta način jod uglavnem konča v tleh in podzemnih vodah. V morju je količina joda v morski vodi 0,05g/t vode. Vir mineralne vode v Lincolnshiru v Angliji ima rjavo obarvano vodo zaradi joda. Organske jodove spojine lahko izoliramo iz morskih alg (19g joda/kg suhe mase) in morskih spužev (14g joda/kg suhe mase). Ta element v manjših količinah tudi obstaja v Čilu, med Andi in morjem. Tudi v nekem tipu morske trave - kelp (Tasmanija) se najde veliko joda.

Zakonsko predpisani podatki o predpisih[uredi | uredi kodo]

Upoštevani predpisi:

Zakon o kemikalijah /ZKem-UPB1/ (Ur.l. RS, št. 110/2003, 47/2004)

Pravilnik o razvrščanju, pakiranju in označevanju nevarnih snovi (Ur.l. RS, št. 35/2005)

Pravilnik o razvrščanju, pakiranju in označevanju nevarnih pripravkov (Ur.l. RS, št. 67/2005)

Pravilnik o ravnanju z odpadki (Ur.l. RS, št. 84/1998, 45/2000, 20/2001, 13/2003, 41/2004)

Pravilnik o ravnanju z embalažo in odpadno embalažo (Ur.l. RS, št. 104/2000, 12/2002, 41/2004)

Sklep o objavi prilog A in B k Evropskemu sporazumu o mednarodnem cestnem prevozu nevarnega blaga /ADR/(Ur.l. RS, št. 9/2003, 66/2003)

Pravilnik o varovanju delavcev pred tveganji zaradi izpostavljenosti kemičnim snovem pri delu (Ur.l. RS, št.100/2001)

Viri[uredi | uredi kodo]

1.↑ Harry H. Binder: Leksikon kemijskih elementov, S. Hirzel Založba, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

2.↑ http://www.webelements.com

3.↑ o Jodu v bazi podatkov o materiali (GESTIS-IFA)

4.↑ Unos o CAS-Nr. 7553-56-2 v evropskem kemijskem sistemu o supstanca(ESIS)

5.↑ DUDEN, nemški pravopis, 24. izdaja , 2006.

6.↑ Evropski FOREGS-Atlas, 2005 (Forum of the European Geological Surveys Directors, Text/PDF, Karte).

7.↑ Zavod za zdravstvo (Švica): Radioaktivnost in zaščita pred sevanjem, 1999.

8.↑ http://www.nrc.gov/reading-rm/basic-ref/glossary/iodine-spiking-factor.html

9.↑ NRC: NUREG-0933, del "Iodine spiking (Rev. 2)".

10.↑ NRC: NUREG-0800, Standard review plan: Radiological consequences of steam generator tube failures, 1996.

11.↑ B. J. Lewis, F. C. Iglesias, A. K. Postma, D. A. Steininger: "Iodine spiking model for pressurized water reactors", in: Journal of Nuclear Materials, 1997, Vol. 244, Nr. 2, S. 153–167; doi:10.1016/S0022-3115(96)00723-4.

12.↑ B. Welz, M. Sperling; Atomabsorptionsspektrometrie, 4. Auflage; Wiley-VCH, Weinheim (1997), O-ISBN 978-3-527-60320-6

13.↑ E. Vtorushina, A. Saprykin, G. Knapp; Optimization of the Conditions of Oxidation Vapor Generation for Determining Chlorine, Bromine and Iodine in Aqueous Solutions by Inductively Coupled Plasma Atomic-Emission Spectrometry; Journal of Analytical Chemistry (2008) 63, 643-648

14.↑ J. Chai, Y. Muramatsu; Determination of Bromine and Iodine in Twenty-three reference Geochemical Reference Materials by ICP-MS; Geostandards and Geoanalytical Research (2007) 31, 143-150

15.↑ L. Liang, Y. Cai, Sh. Mou, J. Cheng; Comparisons of disposable and conventional silver working electrode for the determination of iodide using high-performance anion-exchange chromatography with pulsed amperometric detection; Journal of Chromatography A (2005)1085, 37-41

16.↑ L. Valentin-Blasini, B. Blount, A. Delinsky; Quantification of iodide and sodium-iodide symporter inhibitors in human urine using ion chromatography tandem mass spektrometry; Journal of Chromatography A (2007) 1155, 40-46

17.↑ R. Moxon, E. Dixon; Semi-automatic Method for the Determination of Total Iodine in Food; Analyst (1980) 105, 344-352

18.↑ I. Svancara, J. Konvalina, K. Schachl, K. Kalcher, K. Vytras; Stripping Voltammetric Determination of Iodide with Synergistic Accumulation at a Carbon Paste Electrode; Electroanalysis (1998) 10, 435-441.

19.↑ http://de.wikipedia.org/wiki/Iod (prevod iz nemške wikipedije)

Literatura[uredi | uredi kodo]

B. J. Füger, R. Dudczak, C. H. Pirich, G. Zettinig: Presnova joda. V: Revija za prehransko medicino. 4(2), S. 7–9, 2002 (Izdaja za Avstrijo), [1] (PDF; 185 KB).