Iode

De la Viquipèdia, l'enciclopèdia lliure
Iode
53I
tel·luriiodexenó
Br

I

At
Aspecte
Gris metàl·lic brillant, lila com a gas

Cristall de iode


Línies espectrals de iode
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Iode, I, 53
Categoria d'elements Halògens
Grup, període, bloc 175, p
Pes atòmic estàndard 126,90447
Configuració electrònica [Kr] 4d10 5s2 5p5
2, 8, 18, 18, 7
Configuració electrònica de Iode
Propietats físiques
Fase Sòlid
Densitat
(prop de la t. a.)
4,933 g·cm−3
Punt de fusió 386,85 K, 113,7 °C
Punt d'ebullició 457,4 K, 184,3 °C
Punt triple 386,65 K (113 °C), 12,1 kPa
Punt crític 819 K, 11,7 MPa
Entalpia de fusió (I2) 15,52 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització (I2) 41,57 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar (I2) 54,44 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor (ròmbic)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 260 282 309 342 381 457
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació 7, 5, 3, 1, -1
(àcid òxid fort)
Electronegativitat 2,66 (escala de Pauling)
Energies d'ionització 1a: 1.008,4 kJ·mol−1
2a: 1.845,9 kJ·mol−1
3a: 3.180 kJ·mol−1
Radi atòmic 140 pm
Radi covalent 139±3 pm
Radi de Van der Waals 198 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Ortoròmbica
Iode té una estructura cristal·lina ortoròmbica
Ordenació magnètica Diamagnètic[1]
Resistivitat elèctrica (0 °C) 1,3×107Ω·m
Conductivitat tèrmica 0,449 W·m−1·K−1
Mòdul de compressibilitat 7,7 GPa
Nombre CAS 7553-56-2
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del iode
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
123I sin 13 h ε, γ 0,16 123Te
127I 100% 127I és estable amb 74 neutrons
129I traça 15,7×106 a β 0,194 129Xe
131I sin 8,02070 d β, γ 0,971 131Xe

El iode és un element químic de símbol I i nombre atòmic 53, situat en el grup dels halògens (grup 17) de la taula periòdica dels elements. Fou descobert el 1811 a les algues pels químics francesos Nicolas Clément i Charles Bernard a partir d'una observació feta el també químic francès Bernard Courtois. És un oligoelement i s'empra principalment en medicina, fotografia i com a colorant. Químicament, el iode és l'halogen menys reactiu i menys electronegatiu.

Història[modifica]

Fucus serratus a Noruega.

El iode va ser descobert a França pel químic francès Bernard Courtois (1777–1838) el 1811 a partir d'algues marines, les quals havien estat calcinades i digerides amb àcid sulfúric, encara que no va continuar amb les seves investigacions per falta de diners. Encarregà la tasca d'estudiar aquesta nova substància a dos químics, Nicolas Clément (1779–1841) i Charles Bernard Desormes (1777–1862), els quals realitzaren una investigació sistemàtica de les seves propietats i, el 29 de novembre de 1813, exposaren una mostra d'aquesta nova substància a l'Institute Imperial de France i presentaren els resultats dels seus estudis. Joseph-Louis Gay-Lussac (1878–1850) assenyalà que podia ser un nou element químic i proposà el nom de iode, cosa que fou confirmada per l'anglès Humphry Davy (1778–1829) el mateix any.[2]

Iodargirita.

El primer mineral a ser descobert va ser la iodargirita, constituït per iodur d'argent, a Mèxic, el 1825.

Abundància i obtenció[modifica]

El iode és l'halogen menys abundant, presentant-se en l'escorça terrestre amb una concentració de 0,14 ppm, mentre que en l'aigua de mar la seva abundància és de 0,052 ppm.

El iode s'obté a partir dels iodurs, I-, presents en l'aigua de mar i en algues, o en forma de iodats, IO₃- a partir dels nitrats de Xile (separant-los prèviament d'aquests).

  • En el cas de partir de iodats, una part d'aquest es redueixen a iodurs, i els iodurs obtinguts es fan reaccionar amb la resta de iodats, obtenint iode:
IO₃- + 5I- + 6H+ → 3I₂ + 3H₂O
  • Quan es parteix de iodurs, aquests s'oxiden amb clor i el iode obtingut se separa per mitjà de filtració. Es pot purificar reduint-lo i reoxidant-lo amb clor.
2I- + Cl₂ → I₂ + 2Cl-

El iode es pot preparar de forma ultrapura fent reaccionar iodur de potassi, KI, amb Sulfat de coure (II), CuSO₄.

Propietats[modifica]

Cristalls de iode.

Propietats físiques[modifica]

El iode és un sòlid negre i llustrós, amb lleugera brillantor metàl·lica, que sublima en condicions normals donant un gas de color violeta i olor irritant. És poc soluble en aigua, mentre que es dissol fàcilment en dissolvents no polars cloroform (CHCl₃), en tetraclorur de carboni (CCl₄), o en disulfur de carboni (CS₂), donant dissolucions de color violeta.

Propietats químiques[modifica]

Igual que la resta d'halògens forma un gran nombre de compostos amb altres elements, però és el menys reactiu del grup i té certes característiques metàl·liques. En dissolució, en presència de midó dona una coloració blava. La seua solubilitat en aigua augmenta si s'afegeix iodur a causa de la formació de l'anió triiodur (I₃-). Pot presentar variats estats d'oxidació: -1, +1, +3, +5, +7.

El iode no reacciona ni amb l'oxigen ni amb el nitrogen. Tanmateix, el iode reacciona amb l'ozó , el segon al·lòtrop de l'oxigen, per formar el tetraiodur de nonaoxigen , inestable, la naturalesa del qual potser és .

Amb aigua el iode forma l'anió hipoiodit, . La posició de l'equilibri depèn molt del pH de la solució.[3]

Iodur de plom(II).
Iodur de níquel(II).

El iode es combina fàcilment amb la majoria de metalls i alguns no-metalls per formar iodurs; per exemple, l'argent i el plom es converteixen fàcilment en els seus respectius iodurs:

El fòsfor blanc s'uneix fàcilment amb el iode.

Model de l'estructura de l'heptafluorur de iode.

El iode reacciona amb el fluor a temperatura ambient per formar el pentafluorur de iode líquid. A 250 °C, la mateixa reacció produeix l'heptafluorur de iode gasós. Amb un control acurat de les condicions de reacció (–45 °C, suspensió en ), és possible aïllar el trifluorur de iode sòlid. Les reaccions són:[3]

Amb el brom el iode forma el bromur de iode, l'espècie interhalògena sòlida molt inestable i de baixa fusió.[3]

Hexaclorur de diiode.

El iode reacciona amb el clor a –80 °C amb un excés de clor líquid per formar l'hexaclorur de diiode . El iode reacciona amb el clor en presència d'aigua per formar àcid iòdic.[3]

El iode reacciona amb l'àcid nítric concentrat calent per formar àcid iòdic. L'àcid iòdic cristal·litza en refredar-se.[3]

El iode reacciona amb l'àlcali aquós calent per produir iodat:[3]

Compostos[modifica]

  • El iode, I₂ en una dissolució de iodur, I-, forma poliiodurs com el triiodur, I₃-, o el pentaiodur, I₅-. També forma compostos amb altres halurs, per exemple l'IF₈-.
  • En dissolució aquosa pot presentar diferents estats d'oxidació. Els més representatius són el -1, amb els iodurs, el +5 formant iodats, i el +7, periodats (oxidant fort).
  • El iodur d'hidrogen, HI, es pot obtindre per síntesi directa amb iode i hidrogen, o bé amb iode i un reductor.
  • L'anió iodat, IO₃- es pot obtindre a partir de iode amb un oxidant fort.
  • Alguns iodurs de metalls es poden obtindre per síntesi directa, per exemple:
Fe + I₂ → FeI₂
I a partir d'aquests es poden obtindre altres per substitució.
Esquema de la desintegració del iode 131.

Isòtops[modifica]

Hi ha trenta set isòtops de iode, però només el I-127 és estable. El radioisòtop artificial I-131 (un emissor beta) amb un període de semidesintegració de vuit dies s'ha emprat en el tractament de càncer i altres patologies de la glàndula tiroide. Es desintegra emetent una partícula β segons la reacció: .[4]

El iode 129 (amb un període de semidesintegració d'uns 16 milions d'anys) es pot produir a partir del xenó 129 en l'atmosfera terrestre, o també a través del decaïment de l'urani 238.[4]

Aplicacions[modifica]

Indústria química[modifica]

ExAntiseptic.jpg

El iode s'utilitza com a catalitzador en la producció d'àcid acètic i com a desinfectant en el tractament de l'aigua. També com a biocida en pintures, adhesius i tractaments de la fusta.[5]

Medicina[modifica]

La tintura de iode és una dissolució de iode i iodur de potassi en alcohol etílic, en aigua o en una mescla d'ambdós que té propietats com a antisèptic. S'empra com a desinfectant de la pell o per a netejar ferides. També la povidona iodada (polímer combinat amb iode) és el component bàsic de molts antisèptics i desinfectants que es fan servir per a tractar talls a la pell i petites ferides.[5]

Sal iodada.

S'usa com a element de contrast en les radiografies amb raigs X de certes parts del cos, ja que el iode és un element pesant i és opac als raigs gamma. El iode 131, radioactiu, s'utilitza en la teràpia per a tractar l'hipertiroïdisme. El iode 125 es fa ús en braquiteràpia per al tractament del càncer de pròstata i el iode 123 per al diagnòstic de la malaltia de Parkinson.[5]

En llocs on hi ha poca aportació de iode a través de la dieta (normalment en zones de l'interior, on no es consumeixen aliments marins) el dèficit en iode pot causar goll, anomenat goll endèmic. En molts d'estos llocs això es prevé per mitjà de l'addició de iodur de potassi a la sal comuna , la qual es denomina sal iodada.[5]

Indústria elèctrica[modifica]

Pel·lícula fotogràfica.

El iode forma de part d'alguns tipus de bombetes halògenes per allargar la vida del filament de tungstè.[5]

Altres camps[modifica]

En fotografia s'empra el iodur de potassi i el iodur d'argent que és el component base de les pel·lícules fotogràfiques. El iode és un component clau de les làmines polaritzants de pantalles (LCD/LED) de telèfons mòbils, tauletes i televisors.[5]

Els compostos de iode són importants en el camp de la química orgànica on s'utilitzen com a catalitzadors. El iode i els seus compostos s'usen àmpliament en química analítica. Molts procediments analítics es basen en l'alliberament o captació de iode i la seva posterior valoració amb tiosulfat de sodi (iodometria). El nombre d'enllaços dobles o triples entre àtoms de carboni als greixos es determina mitjançant l'addició de iode lliure.[6]

El iode s'ha introduït en processos metal·lúrgics per a la producció de certs metalls de transició en alt estat de puresa, entre ells titani, zirconi, tori, crom i cobalt. Els equips electrònics, com ara comptadors de centelleig o detectors de neutrons, contenen prismes monocristallins formats per iodurs de metalls alcalins.[6]

El decaïment de l'urani 238 dona iode 129 i la seua presència (la relació 129I/I) pot indicar el tipus d'activitat exercida en un determinat lloc. Per aquesta raó, el iode 129 es va emprar en els estudis d'aigua de pluja en el seguiment de l'accident de Txernòbil. També s'ha emprat com a traçador en l'aigua superficial i com a indicador de la dispersió de residus en el medi ambient. Altres aplicacions poden estar impedides per la producció de iode-129 en la litosfera a través d'un nombre de mecanismes de decaïment.

Rol biològic[modifica]

Estructura de la tiroxina

El iode és un element químic essencial. La glàndula tiroide fabrica les hormones tiroxina i triiodetironina, que contenen iode. El dèficit en iode produïx goll i mixedema. En el cas que es produeixi dèficit de iode durant la infància es pot originar cretinisme, on es produeix un retard mental i físic.

Precaucions[modifica]

És necessari parar atenció quan es maneja iode perquè el contacte directe amb la pell pot causar lesions. El vapor de iode és molt irritant per als ulls i les mucoses.

Referències[modifica]

  1. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, a Handbook of Chemistry and Physics, 81a edició, CRC press (anglès)
  2. Emsley, J. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford University Press, 2011, p. 247. ISBN 9780199605637. 
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 Winter, Mark. «WebElements Periodic Table » Iodine » reactions of elements». [Consulta: 5 febrer 2023].
  4. 4,0 4,1 US EPA, OAR. «Radionuclide Basics: Iodine» (en anglès), 15-04-2015. [Consulta: 5 febrer 2023].
  5. 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 Sanz Balagué, J.; Tomasa Guix, O. Elements i recursos minerals: aplicacions i reciclatge. 3a. Iniciativa Digital Politècnica, 2017. ISBN 978-84-9880-666-3. 
  6. 6,0 6,1 Christe, K. i col. «iodine» (en anglès). Encyclopædia Britannica, 2003.

Enllaços externs[modifica]