Jodium

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
53 telluurjodiumxenon
Br

I

At
I-TableImage.png
Algemeen
Naam, Simbool, Getal jodium, I, 53
Chemiese reeks halogene
Groep, Periode, Blok 17, 5, p
Voorkoms donker pers grys, glansend
Atoommassa 126.90447 (3) g/mol
Elektronkonfigurasie [Kr] 4d10 5s2 5p5
Elektrone per skil 2, 8, 18, 18, 7
Fisiese Eienskappe
Toestand vastestof
Digtheid (naby k.t.) 4.933 g/cm³
Smeltpunt 386.85 K
(113.7 °C)
Kookpunt 457.4 K
(184.3 °C)
Kritieke punt 819 K, 11.7 MPa
Smeltingswarmte (I2) 15.52 kJ/mol
Verdampingswarmte (I2) 41.57 kJ/mol
Warmtekapasiteit (25 °C) (I2) 54.44 J/(mol·K)
Dampdruk (rombies)
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
teen T/K 260 282 309 342 381 457
Atoomeienskappe
Kristalstruktuur ortorombies
Oksidasietoestande ±1, 5, 7
(sterk suur oksied)
Elektronegatiwiteit 2.66 (Skaal van Pauling)
Ionisasie energieë 1ste: 1008.4 kJ/mol
2de: 1845.9 kJ/mol
3rde: 3180 kJ/mol
Atoomradius 140 pm
Atoomradius (ber.) 115 pm
Kovalente radius 133 pm
Van der Waals radius 198 pm
Diverse
Magnetiese rangskikking nie-magneties
Elektriese weerstand (0 °C) 1.3×107 Ω·m
Termiese geleidingsvermoë (300 K) 0.449 W/(m·K)
Massamodulus 7.7 GPa
CAS-registernommer 7553-56-2


Vernaamste isotope
Hoofartikel: Isotope van Jodium
iso NV halfleeftyd VM VE (MeV) VP
127I 100% I is stabiel met 74 neutrone
129I sin 15.7×106j ß- 0.194 129Xe
131I sin 8.02070 d ß- 0.971 131Xe
Verwysings

Jodium is 'n chemiese element met die simbool I en 'n atoomgetal van 53. Jodium wat natuurlik voorkom bestaan uit 'n enkele isotoop met 74 neutrone. Jodium is die halogeen met die laagste reaktiwiteit en is ook die mees elektropositiewe halogeen naas astaat. Die element kom egter nie in sy onverbonde vorm in die natuur voor nie. Soos al die ander halogene (Groep VII elemente) vorm jodium diatomiese molekules in sy suiwer vorm (I2).

Jodium en sy verbindings word hoofsaaklik vir medisinale gebruik, fotografie en in kleurstowwe gebruik. Alhoewel dit skaars is in die sonnestelsel en die Aarde se kors, is jodiumsoute hoogs oplosbaar in water en word die element in seewater gekonsentreer. Hierdie meganisme mag help om te verduidelik hoe dit gebeur het dat alle diere en sommige plante jodium in spoorhoeveelhede in hulle diëte vereis. Die element is by verre die swaarste element wat noodsaaklik is vir lewende organismes.

Eienskappe[wysig]

Jodium is 'n donkerpers/donkerbruin vastestof by standaardtoestande. Hierdie halogeen vorm verbindings met baie elemente, maar is minder reaktief as ander lede van Groep VII elemente en toon 'n effense metaalglans.

Elementêre jodium los maklik op in chloroform en koolstoftetrachloried. Die oplosbaarheid van elementêre jodium in water kan baie verhoog word deur kaliumjodied by te voeg. Die molekulêre jodium reageer omkeerbaar met die negatiewe ioon wat die trijodied anioon vorm, I3, wat goed in water oplos. Hierdie vorm ook die basis vir die formulerings van sommige medisinale (antiseptiese) jodium. Die diep blou kleur van stysel-jodium komplekse word slegs gevorm deur die vrye element.

Geskiedenis[wysig]

Jodium is in 1811 deur Bernard Courtois ontdek. Sy vader was 'n vervaardiger van salpeter ('n belangrike komponent van buskruit). Met die uitbreek van die Napoleontiese Oorloë was salpeter in aanvraag gewees. Op daardie tydstip in Frankryk is natriumkarbonaat in die vervaardiging daarvan gebruik wat verkry is deur seewier te verbrand en die as met water te was. Die oorblywende afval is vernietig deur swaelsuur by te voeg. Courtois het op 'n dag te veel swaelsuur bygevoeg en het 'n pers damp het ontstaan. Courtois het toe opgemerk dat die damp op koue oppervlaktes gekristalliseer het om donker kristalle te vorm. Courtois het vermoed dat dit 'n nuwe element was maar het nie die hulpbronne gehad om sy waarnemings verder te ondersoek nie.

Hy het egter van sy monsters aan sy vriende, Charles Bernard Desormes (1777-1862) en Nicolas Clément (1779-1841) gegee om die navorsing te doen. Hy het ook van die stof vir Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), 'n bekende chemikus van daardie tyd en aan die fisikus André-Marie Ampère (1775–1836). Op 29 November 1813 het Desormes en Clément Courtois se ontdekking openbaar gemaak. Hulle het die stof beskryf by 'n vergadering van die Koninklike Instituut van Frankryk. Op 6 Desember het Gay-Lussac aangekondig dat die stof óf 'n element was of 'n verbinding van suurstof. Ampère het van sy monster aan Humphry Davy (1778–1829) gegee. Davy het eksperimente op die stof gedoen en die ooreenkomste met chloor opgemerk. Davy het op 10 Desember 'n brief aan die Koninklike Vereniging van London gestuur waarin hy aangekondig het dat hy 'n nuwe element geïdentifiseer het. 'n Argument het toe tussen Davy en Lussac ontstaan oor wie die eerste was om jodium as 'n element te identifiseer maar beide het egter erken dat Courtois die eerste was om die element te isoleer.

Gebruike[wysig]

Jodium word gebruik in farmaseutiese produkte, antiseptikums, medisyne, voedselbymiddels, kleurstowwe, kataliste, halogeenligte, fotografie, watersuiwering en die identifisering van stysel.

  • Jodiumtinktuur met 'n konsentrasie van 10% in etanol word gebruik om wonde te ontsmet en ook om water te suiwer. Alkoholvrye jodiumoplossings word ook vir hierdie doeleinde aangewend.
  • Jodium verbindings is belangrik in organiese chemie.
  • Jodium is 'n swaar element is nie baie deursigtig vir radiogolwe nie. Organiese verbindings van 'n sekere soort (tipies jodium verplaasde benseenafgeleides) word dus in geneeskunde gebruik as radiokontrasmiddels tydens X-straalondersoeke. Dit word dikwels saam met gevorderde X-straaltegnieke soos angiografie en rekenaartomografiese skandering gebruik.
  • Silwerjodied word gebruik in fotografie.
  • Wolframjodied word gebruik om filamente in gloeilampe te stabiliseer.
  • Jodium kristalle word ook gebruik in die vervaardiging van NI3 oftewel stikstoftrijodied. Hierdie verbinding is 'n skoksensitiewe plofstof in sy droë vorm. Dit word dikwels gebruik as speelding om poetse te bak. Die stof het egter nie kommersiële nut nie aangesien dit hoogs sensitief is.

Natuurlike verspreiding[wysig]

Jodium kom hoofsaaklik in die natuur voor in die vorm van 'n opgelosde jodied in seewater. Dit kan egter ook in sommige minerale en grondsoorte aangetref word. Die element kan in suiwer vorm verkry word deur kaliumjodied met kopersulfaat te laat reageer. Daar is ook verskeie ander metodes om die element in die laboratorium te isoleer - onder andere die metode om byvoorbeeld halogene te isoleer deur die oksidasie van die jodied in jodiumsuur deur mangaandioksied. Alhoewel die element in der waarheid uiters seldsaam is, het kelp en sekere algesoorte die vermoë om jodium te konsentreer, wat help om die element aan die voedselketting bekend te stel.

Bronne[wysig]

Jodium word aangetref in die mineraal genaamd caliche wat in Chili tussen die Andes en die see aangetref word. Dit word ook in sommige seewiere aangetref en kan ook vanuit seewater onttrek word.

Die ontrekking van jodium uit seewater word deur middel van elektrolise vermag. Die soutwater word eers gesuiwer en aangesuur met die byvoeging van swaelsuur en word dan met chloor gereageer. 'n Jodium-oplossing word sodoende vervaardig wat dan nog te verdun is en moet daarom gekonsentreer word. Om dit te vermag word lug deur die oplossing geborrel wat veroorsaak dat die jodium verdamp. Hierna word dit in 'n absorpsietoring gestuur wat suur bevat met swaeldioksied daarby gevoeg om die jodium te reduseer. Die oplossing word dan weer by met chloor behandel om die oplossing verder te konsentreer om 'n finale oplossing van ongeveer 99% suiwerheid te lewer.

'n Ander bron is kelp. Hierdie bron is in die 18de en 19de eeue gebruik maar is nie meer ekonomies lewensvatbaar nie.

In 2005 was Chili die top produsent van jodium met ongeveer twee derdes van die wêreldaandeel, gevolg gevolg deur Japan en die V.S.A alvorens die "British Geological Survey".

Beskrywende chemie[wysig]

Elementêre jodium is nie baie oplosbaar in water nie met een gram wat in 3450 ml teen 20 °C en 1280 ml teen 50 °C sal oplos. In teenstelling met chloor is die vorming van die hipohalietioon (IO) in neutrale waterige oplossings van jodium nalaatbaar klein.

I2+ H2O ↔ H+ + I + HIO   (K = 2.0×10−13)[1]

Oplosbaarheid in water word baie verhoog as die oplossing opgeloste jodiumsoute soos jodiumsuur, kaliumjodied of natriumjodied bevat; hierdie verhoging in oplosbaarheid is die resultaat van die hoë oplosbaarheid van die I3- ioon. Opgelosde bromiede verhoog ook die oplosbaarheid van jodium in water. Jodium is oplosbaarheid in 'n verskeidenheid organiese oplosmiddels, insluitende etanol (20.5 g/100 ml teen 15 °C, 21.43 g/100 ml teen 25 °C), diëtieleter (20.6 g/100 ml teen 17 °C, 25.20 g/100 ml teen 25 °C), chloroform, asynsuur, gliserol, benseen (14.09 g/100 ml teen 25 °C), koolstoftetrachloried (2.603 g/100 ml teen 35 °C) en koolstofdisulfied (16.47 g/100 ml teen 25 °C).[2]

Waterige- en etanoloplossings van jodium is bruin. Oplossings in chloroform, koolstoftetrachloried en koolstofdisulfied is pers.

Elementêre jodium kan vervaardig word deur jodiede met chloor te oksideer:

2I + Cl2 → I2 + 2Cl

of met mangaandioksied in 'n suuroplossing:[1]

2I + 4H+ + MnO2 → I2 + 2H2O + Mn2+

Jodium word gereduseer na jodiumsuur deur waterstofsulfied:[3]

I2 + H2S → 2HI + S↓

of deur hidrasien:

2I2 + N2H4 → 4HI + N2

Jodium word geoksideer na jodaat deur salpetersuur:[4]

I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

of deur chlorate:[4]

I2 + 2ClO3 → 2IO3 + Cl2

Jodium word in 'n tweestap reaksie na jodied en jodaat omgeskakel in oplossings van alkaliese hidroksiede (soos natriumhidroksied):[1]

I2 + 2OH → I + IO + H2O (K = 30)
3IO → 2I + IO3 (K = 1020)

Jodium se biologiese rol[wysig]

Jodium is 'n noodsaaklike spoorelement, die swaarste element bekend wat noodsaaklik is vir lewende organismes. Die hoofrol van jodium in dierbiologie is as bestanddeel van die skildklierhormone, tiroksien (T4) en trijodiumtironien (T3). Hierdie hormone word gevorm deur die addisie kondensasieproduk van die aminosuur, tirosien en word voor vrystelling gestoor in 'n jodiumbevattende ensiem wat as tiroglobulien bekend staan. T4 en T3 bevat respektiewelik vier en drie atome jodium per molekule. Die skildklier absorbeer jodium aktief uit die bloed om hierdie hormone te vervaardig en weer in die bloedstroom vry te stel. Hierdie aksies word beheer deur 'n tweede hormoon, TSH vanuit die slymklier. Hormone wat deur die skildklier afgeskei word is filogeneties baie ou molekules wat deur die meeste veelsellige organismes gesintetiseer word en ook 'n effek het op sommige eensellige organismes.

Die hormone van die skildklier speel 'n belangrike rol in biologie en het 'n impak op geenskrywing om die basale metaboliese tempo te beheer. Die totale gebrek aan skildklierhormone kan die basale metaboliese tempo tot soveel as 50% verlaag terwyl 'n oormaat skildklierhormone die basale metaboliese tempo met soveel as 100% kan verhoog. T4 is grootliks 'n voorganger van T3, wat die biologies aktiewe hormoon is.

Jodium maak 65% van die molekulêre massa van T4 uit en 59% van T3. 15-20 mg Jodium word in die skildklierweefsel en hormone gekonsentreer, maar 70% van die liggaam se jodium is in aner weefsels versprei, insluitende die melkkliere, oog-, maagslymvlies-, nek- en speekselkliere. Die rol van jodium in die melkkliere hou verband met die ontwikkeling van die fetus en pasgebore babas maar die rol daarvan in ander weefsels is nog onbekend.[5] Daar is bevestig dat dit 'n anti-oksidant werking in hierdie weefsels het.[5] Sommige wetenskaplikes is van mening dat die huidige daaglikse aanbevole minimum inname bykans 'n 100 maal te laag is.[6]

Jodium se werking mag moontlik 'n verband hê met selenium en jodium byvoegings in bevolkings wat seleniumgebrek ly mag 'n risiko inhou vir die werking van die skildklier.[5]

Jodium in die menslike dieet[wysig]

In die V.S.A is die aanbevole daaglikse inname van jodium 150 mikrogram per dag (μg/dag) vir beide mans en vrouens met 'n toelaatbare maksimum van 1 100 μg/dag (1,1 mg/dag).[7] Die aanvaarbare maksimum limiet vir jodium-inname is bepaal deur die impak van jodium byvoedings op die hormoon het wat die skildklier stimuleer.[5]

Natuurlike bronne van jodium is seelewe soos kelp en sekere seekosse asook plante wat in jodiumryke grond verbou word.[8][9] In ontwikkelde lande word jodium algemeen by tafelsout gevoeg om die risiko van 'n jodiumtekort teen te werk.[9]

Isotope[wysig]

Daar bestaan 37 isotope van jodium maar slegs een, 127I is stabiel.

Jodium is in baie opsigte soortgelyk aan 36Cl. Dit is 'n oplosbare halogeen, relatief onreaktief en bestaan hoofsaaklik as 'n nie-absorberende anioon en ontstaan deur kosmogeniese kernversmelting. In hidrologiese studies word 129I-konsentrasies gewoonlik gerapporteer as die verhouding van 129I tot die totale I (wat bykans geheel en al uit 127I bestaan). Soos in die geval van 36Cl/Cl is die 129 verhoudings in die natuur baie klein, 10−14 tot 10−10. 129I verskil van 36Cl daarin dat sy halfleeftyd heelwat langer is (15.7- teenoor 0.301 miljoen jaar) en kom voor in 'n verskeidenheid ioniese vorme (tipies, I- en IO3- wat verskillende chemiese eienskappe vertoon. Dit maak dit baie maklik vir 129 om die biosfeer in te gaan en in plantlewe, grond, melk en dierweefsels opgeneem te word.

Voorsorgmaatreëls[wysig]

'n Oormatige inname van jodium het soortgelyke uitwerking as 'n gebrekkige inname van jodium. Algemeen waarneembare simptome is abnormale groei van die skildklier en afwykings in die lewensfunksies en groei van die organisme in sy geheel. Elementêre jodium, I2 is 'n dodelike gif as dit in groot hoeveelhede ingeneem word; 2-3 gram daarvan is noodlottig vir mense. Jodiede het soortgelyke giftigheid as bromiede.

Direkte kontak met die vel kan letsels veroorsaak en daarom moet jodium met sorg hanteer word. Jodiumdampe veroorsaak uiterse irritasie in die oog en slymvliese. Jodiumkonsentrasies in die lug behoort nie 1 mg/m3 te oorskry nie (8 uur geweegde gemiddelde). Wanneer jodium met ammoniak meng kan dit stikstoftrijodied vorm wat uiters sensitief is en onverwagse ontploffings tot gevolg kan hê.

Verwysings[wysig]

  1. 1,0 1,1 1,2 Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed.
  2. Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th ed.
  3. General Chemistry (volume 2) by N.L. Glinka, Mir Publishing 1981
  4. 4,0 4,1 General Chemistry by Linus Pauling, 1947 ed.
  5. 5,0 5,1 5,2 5,3 Patrick L (June 2008). “Iodine: deficiency and therapeutic considerations”. Altern Med Rev 13 (2): 116–27.
  6. Miller, Donald W. Extrathyroidal Benefits of Iodine. Journal of American Physicians and Surgeons.
  7. National Research Council. (2000). Dietary Reference Intakes for Vitamin A, Vitamin K, Arsenic, Boron, Chromium, Copper, Iodine, Iron, Manganese, Molybdenum, Nickel, Silicon, Vanadium, and Zinc, pp. 258-259. National Acadamies Press. Free full-text available online.
  8. International Council for the Control of Iodine Definiciency Disorders Sources of iodine
  9. 9,0 9,1 MedlinePlus Medical Encyclopedia: Iodine in diet

Eksterne skakels[wysig]

Commons
Wikimedia Commons het meer media verwant aan:
Iodine (bladsy)