Йод
Йод (тривиальное (общеупотребительное) название — йод; от греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») — химический элемент с атомным номером 53. 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.. Обозначается символом I (от лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.
Простое вещество йод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Элементарный йод высокотоксичен. Молекула простого вещества двухатомна (формула I2).
|
|
|
| Название, символ, номер | Йод / Iodum (I), 53 |
|---|---|
| Атомная масса (молярная масса) |
126,90447(3) а. е. м. (г/моль) |
| Электронная конфигурация | [Kr] 4d10 5s2 5p5 |
| Радиус атома | 136 пм |
| 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) |
| 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 Дж/(K·моль) |
| Молярный объём | 25,7 см³/моль |
| Структура решётки | орторомбическая |
| Параметры решётки | a=7,18 b=4,71 c=9,81 |
| Отношение c/a | — |
| Теплопроводность | (300 K) (0,45) Вт/(м·К) |
| ГОСТ | ГОСТ 4159-79 ГОСТ 545-76 |
| Номер CAS | 7553-56-2 |
Содержание
- 1 Название и обозначение
- 2 История
- 3 Нахождение в природе
- 4 Физические свойства
- 4.1 Изотопы
- 5 Химические свойства
- 6 Применение
- 6.1 В медицине
- 6.2 В криминалистике
- 6.3 В технике: рафинирование металлов
- 6.3.1 Источники света
- 6.3.2 Производство аккумуляторов
- 6.3.3 Лазерный термоядерный синтез
- 6.3.4 Радиоэлектронная промышленность
- 6.4 Динамика потребления йода
- 7 Биологическая роль
- 7.1 Йод и щитовидная железа
- 7.2 Токсичность
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 йод. 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.
История
Йод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент.
Нахождение в природе
Йод — 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. Йод находится в виде йодидов 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 йодидов оцениваются в 15 млн тонн, 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча йода, например, чилийская Atacama Minerals производит свыше 720 тонн йода в год. Наиболее известный из минералов йода — лаутарит Ca(IO3)2. Некоторые другие минералы йода — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.
Сырьём для промышленного получения йода в России служат нефтяные буровые воды, 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 йода из такого сырья.
Физические свойства
Жидкий йод на дне химического стакана
Природный йод состоит только из одного изотопа — йода-127 (см. Изотопы йода). 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 йода 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 йода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону −3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность йода — 2,66, йод принадлежит к числу неметаллов.
Йод 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 йодидов щелочных металлов с образованием трийодидов (например трийодида калия KI3).
При нагревании при атмосферном давлении йод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки йода от нелетучих примесей.
Жидкий йод можно получить, нагревая его под давлением.
Изотопы
Известны 37 изотопов йода с массовыми числами от 108 до 144. Из них только 127I является стабильным, период полураспада остальных изотопов йода составляет от 103 мкс до 1,57⋅107 лет; 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.
Химические свойства
Йод относится к группе галогенов.
Электронная формула (Электронная конфигурация) йода: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5.
Образует ряд кислот: йодоводородную (HI), йодноватистую (HIO), йодистую (HIO2), йодноватую (HIO3), йодную (HIO4).
Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.
- Довольно известной качественной реакцией на йод является его взаимодействие с крахмалом, 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).
- С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:
-
- Hg + I2 → HgI2
- С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодоводород:
-
- H2 + I2 → 2HI
- Йод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I−:
-
- I2 + H2S → S + 2HI
-
- I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения йода.
- При растворении в воде йод частично реагирует с ней (По «Началам Химии» Кузьменко: реакция не идёт даже при нагревании, текст нуждается в проверке)
-
- I2 + H2O → HI + HIO , pKc=15,99
- Реакция образования нитрида трийода:
-
- 3I2 + 5NH3 → 3NH4I + NH3 ⋅ NI3↓
Нитрид трийода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолетовых паров йода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.
- Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полийодидов (перйодидов) — трийодид калия, дихлоройодат I калия:
-
- KI + I2 → KI3
Применение
В медицине
5 % спиртовой раствор йода
«Раствор йода» ссылается сюда. На эту тему нужна отдельная статья.
Основная статья: Раствор Люголя
5-процентный спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения (рваной, резаной или иной раны), но не для приёма внутрь при дефиците йода в организме. Продукты присоединения йода 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 йода используется зелёнка, фукорцин, пиоктанин, растворы перекиси водорода и др.
В рентгенологических и томографических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.
Йод-131, как и некоторые радиоактивные изотопы йода (125I, 132I) применяются в медицине для диагностики и лечения заболеваний щитовидной железы. 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 йода-131, разрешается при снижении общей активности этого нуклида в теле пациента до уровня 0,4 ГБк.
В криминалистике
В криминалистике пары йода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например, на купюрах.
В технике: рафинирование металлов
Источники света
Йод используется в источниках света:
- галогеновых лампах — в качестве компонента газового наполнителя колбы для осаждения испарившегося вольфрама нити накаливания обратно на неё.
- металлогалогеновых дуговых лампах — в качестве газовой среды разряда используются галогениды ряда металлов, использование различных смесей которых позволяет получать лампы с большим разнообразием спектральных характеристик.
Производство аккумуляторов
Йод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-ионных аккумуляторах для автомобилей.
Лазерный термоядерный синтез
Некоторые йодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах йода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза).
Радиоэлектронная промышленность]
В последние годы резко повысился спрос на йод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.
Динамика потребления йода
Мировое потребление йода в 2005 году составило 25,8 тыс. тонн
Биологическая роль
Йод 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 % йода. Богаты йодом водные растения семейства рясковых. Йод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.
Йод и щитовидная железа
У животных и человека йод входит в состав так называемых тиреоидных гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трийодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма.
В организме человека (масса тела 70 кг) содержится 12—20 мг йода. Суточная потребность человека в йоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза йода составляет 0,15 мг.
Отсутствие или недостаток йода 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 йода, с профилактической целью добавляют йодид калия, йодид натрия или йодат калия (йодированная соль).
Недостаток йода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке йода 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.
Избыток йода в пище обычно легко переносится организмом, однако в отдельных случаях в людях с повышенной чувствительностью этот избыток может также привести к расстройствам щитовидной железы.
Токсичность
Йод токсичен. Смертельная доза (LD50) — 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров йода 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.
ПДК йода в воде 0,125 мг/дм³, в воздухе 1 мг/м³.
Радиоактивный йод-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 йод, как и обычный, концентрируется в щитовидной железе, что приводит к её облучению и дисфункции. Основным источником загрязнения атмосферы радиоактивным йодом являются атомные станции и фармакологическое производство. В то же время это свойство радиойода позволяет использовать его для борьбы с опухолями щитовидной железы и диагностики её заболеваний (см. выше).
|
Соединения йода |
|
|---|---|
| Оксиды |
|
| Галогениды и оксигалогениды |
|
| Кислоты |
|
| Прочие |
|
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Иодометрия
Иодометрия
-метод количественного объемного
анализа, в основе которого лежит реакция
восстановления свободного йода в йод-ион
или окисления йод-иона в свободный иод.
Направление реакции зависит от
окислительной способности вступающих
в реакцию с йодом веществ: например с
Na2S2O3
реакция идет слева направо, с КМп04,
К2Сг2О7-справа
налево. Степень окислительной способности
кислородсодержащих соединений зависит
от активной реакции среды (концентрации
ионов); меняя ее, легко можно изменить
направление процесса. Главнейшей в
йодометрии реакцией является восстановление
J раствором тиосульфата натрия
(гипосульфита натрия- Na2S2O3).
Индикатором
при титровании служит обычно раствор
крахмала
(0,2%-ного раствора на 100 см3
жидкости), дающего с йодом в присутствии
растворимых иодидов синее окрашивание.
При титровании до исчезновения синего
окрашивания последнее часто вновь
появляется через некоторое время. Это
может зависеть 1) от медленного течения
реакции восстановления йода; 2) от
окислительных процессов за счет кислорода
воздуха (особенно при солнечном свете);
3) от участия в реакции посторонних
веществ; особенно сильно влияет азотистая
кислота; присутствуя в ничтожном
количестве (напр. в лабораторном воздухе).
Для приготовления раствора Na2S2O3
около 25 г химически чистого препарата)
растворяют в 1 л воды и устанавливают
титр спустя 10-14 дней после приготовления.
Раствор тиосульфата нужно хранить в
темном месте и титр следует проверять
раз в 2 месяца.
Децинормальный
раствор иода готовится растворением
12,8-13 г иода и 25 г йодистого калия в 1 литре
воды. Раствор не стоек, и титр его следует
проверять; раствор надо хранить в
темноте. Титр устанавливают по раствору
тиосульфата. Благодаря очень большой
чувствительности реакции иода с крахмалом
и отчетливости изменения цвета при
конце титрования. Йодометрия считается
одним из лучших методов коли-чественного
анализа и получила широкое применение
в химии.
Лабораторная работа
Опыт
1. Приготовление рабочего раствора
тиосульфата натрия и определение его
концентрации по титрованному раствору
перманганата калия.
Рассмотрим
окислительно-восстановительные процессы
в реакции тиосульфата натрия с йодом:
2Na2S2O3
+
I2
= Na2S4O6
+ 2NaI
2S2O32-
— 2е—
= S4O62-
I2
+ 2е—
= 2I—
2S2O32-
+ I2
=
S4O62-
+ 2I—
Так
как два иона S2O32-
Теряют два электрона (по одному на
каждый ион), то грамм-эквивалент
восстановителя (тиосульфата натрия)
равен:
г-экв
Na2S2O3
· 5Na2O
=
=
= 248,19г.
Приготовить
титрованный раствор тиосульфата натрия
по точной навеске нельзя вследствие
того, что кристаллы тиосульфаты натрия
на воздухе выветриваются, и химический
состав их не всегда соответствует
формуле Na2S2O3
·
5H2O.
Поэтому
тиосульфат натрия готовят приблизительной
концентрации, растворяя навеску
тиосульфата натрия в свежекипяченой и
охлажденной дистиллированной воде.
Раствор выдерживают 8-10 дней. Хранят
раствор в бутыли из темного стекла с
пробкой, снабженной хлоркальциевой
трубкой. Концентрация тиосульфата
натрия устанавливается с помощью
окислителя с известной концентрации.
В качестве таких окислителей применяют
перманганат калия (в кислой среде),
бихромат калия (в кислой среде) и йод.
Выполнение
работы.
В коническую колбу влить последовательно
20-25 мл. 2 н. серной кислоты, 15-20 мл. 10%-го
раствора йода калия и точно отмеренный
объем (отмерять пипеткой) титрированного
раствора перманганата калия. Происходит
реакция:
2KMnO4
+ 10KI
+ 8H2SO4
= 5I2
↓+ 2MnSO4
+ 6K2SO4
+ 8H2O
Накрыв
колбу стеклом, смесь выдерживают 3-5 мин,
поместив колбу в темное место. Затем
добавить 100 мл дистиллированной воды и
титровать тиосульфатом натрия:
I2
+ 2Na2S2O3
= Na2S4O6
+ 2NaI
Сначала
титруют без крахмала до получения
бледно-желтой окраски раствора. Затем,
прилить 2-3 мл раствора крахмала и
продолжать титровать до полного
исчезновения окраски. Тиосульфат натрия
следует приливать осторожно, перемешивая
содержимое колбы после каждой прибавленной
капли. Титрование повторить не менее
трех раз. Из реакции видно, что перманганат
калия непосредственно с тиосульфатом
натрия не взаимодействует, но число
затраченных грамм-эквивалентов
тиосульфата равно числу грамм-эквивалентов
йода, а последнее – числу грамм-эквивалентов
перманганата калия. Поэтому, зная
концентрацию перманганата калия и
тиосульфата натрия, можно, пользуясь
основным соотношением объемного анализа,
рассчитать концентрацию тиосульфата
натрия по формуле: V
KMnO4
·
N
KMnO4=
V
Na2S2O3·
N
Na2S2O3
N
Na2S2O3
= V KMnO4·
N
KMnO4/V
Na2S2O3
Затем
рассчитываем титр раствора тиосульфата
натрия:
TNa2S2O3
=
Э
Na2S2O3 N
Na2S2O3 ·1000
Опыт
2. Приготовление рабочего раствора йода
и определение его нормальности и титра
по титрованному раствору тиосульфата
натрия.
Для
приготовления раствора йода по точной
навеске его необходимо очищать возгонкой.
Но можно приготовить титрованный раствор
и из йода без предварительной очистки.
Готовится раствор приблизительно нужной
концентрации, а затем определяют его
нормальность по раствору тиосульфата
натрия. Для приготовления 0,02 н. раствора
йода отвешивают около 2,7 г. кристаллического
йода (грамм-эквивалент йода равен 126,91
г; 126,91 · 0,02 = 2,54 г.) и растворяют его в
концентрированном растворе йодистого
калия (йод плохо растворим в воде).
Растворение йода проводят в мерной
литровой колбе, а затем разбавляют
дистиллированной водой до метки.
Выполнение
работы.
В коническую колбу влить определенный
объем 10мл (отмеренный пипеткой)
приготовленного раствора йода.
Разбавить приблизительно таким же
объемом дистиллированной воды.
Титровать рабочим раствором тиосульфата
натрия до появления светло-желтого
окрашивания. Добавить 2 мл раствора
крахмала и продолжать титрование до
полного обесцвечивания раствора.
Нормальность раствора йода определить
по уравнению:
NI
= N
Na2S2O3·
V
Na2S2O3/
VI
T
I
= Э
I
· N
Na2S2O31000
Опыт
3. Определение
нормальности и титра по дихромату калия.
Дихромат
калия не изменяется при хранении.
Применение его основано на том, что он
легко выделяет иод из йодистого калия.
Выделившийся йод оттитровывают рабочим
раствором тиосульфата натрия. Реакция
протекает по уравнению:
К2Сг2О7+
6KI
+ 7H2SO4
= 3I2
↓+ Сг2(SO4)
3+
4K2SO4
+ 7H2O
М
1/6 К2Сг2О7=249,22/6=49,03г,
Э
К2Сг2О7
=49,03.
Выполнение
работы.
Для приготовления раствора необходимо
взвесить на часовом стекле навеску
0,2452г К2Сг2О7
. Взятую навеску перенести в мерную
колбу емкостью 100 мл, после чего с помощью
промывалки ополоснуть часовое стекло
дистиллированной водой. После растворения
довести объем раствора водой до метки.
В бюретку налить раствор тиосульфата
натрия. В колбу для титрования (200мл)
внести 10 мл К2Сг2О7,
15 мл KI
и 10 мл H2SO4
. Поставить колбу на 5 мин в темное место.
Затем в колбу для титрования долить 100
мл воды, для снижения концентрации Н
–ионов. И титруют раствором тиосульфата
до бледно-желтой окраски раствора.
Прибавить 2 мл раствора крахмала и
продолжать титрование до исчезновения
синей окраски раствора. Нормальность
раствора йода определить по уравнению:
N
Na2S2O3=
N
К2Сг2О7·
V
Na2S2O3/
V
Na2S2O3
T
Na2S2O3=
Э
К2Сг2О7·
N
Na2S2O3
/
1000
Контрольные
вопросы.
1.
В иодометрии титрантом является
стандартный раствор:
а.
I2
б.KI
в.Na2S2O3
г.KIO3
2.
Иодометрическое титрование сильных
кислот проводят способом:
а.
прямого титрования б.обратного
титрования в.титрования заместителя
г.
реверсивного титрования
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #