Αντίδραση με ιώδιο

Το ιώδιο είναι ένα μη μεταλλικό, σκούρο γκρι/μωβ-μαύρο, γυαλιστερό, συμπαγές στοιχείο. Είναι το πιο ηλεκτροθετικό αλογόνο και το λιγότερο αντιδραστικό από τα αλογόνα, και ακόμη και τότε, μπορεί ακόμα να σχηματίσει ενώσεις με πολλά στοιχεία.

Το χημικό στοιχείο ιώδιο έχει το σύμβολο «I» και φέρει ατομικό αριθμό 53. Το ιώδιο είναι το βαρύτερο από τα σταθερά αλογόνα. Το ιώδιο υπάρχει με τη μορφή ημι-γυαλιστερού, μη μεταλλικού στερεού στο STP, το οποίο λιώνει σε υψηλή θερμοκρασία 114 βαθμών Κελσίου για να σχηματίσει ένα βαθύ ιώδες χρώμα υγρό. Στους 184° Κελσίου, το ιώδιο βράζει σε ιώδες αέριο. Το όνομά του προήλθε από τα αρχαία ελληνικά, που σήμαινε «ιώδες χρώμα».

Ομάδα	Ομάδα 17 (αλογόνα)
Περίοδος	Περίοδος 5
Αποκλεισμός	p-block
Διαμόρφωση ηλεκτρονίων	[Kr] 4d10 5s2 5p5
Ηλεκτρόνια ανά κέλυφος	2, 8, 18, 18, 7
Καταστάσεις οξείδωσης	−1, +1, +3, +4, +5, +6, +7 (ένα ισχυρά όξινο οξείδιο)

Όπως φαίνεται στον παραπάνω πίνακα, το ιώδιο εμφανίζεται σε πολλές καταστάσεις οξείδωσης, συμπεριλαμβανομένου του ιωδιούχου (I–), του ιωδικού IO3– και διαφόρων άλλων ανιόντων. Το ιώδιο είναι το λιγότερο άφθονο μεταξύ των αλογόνων, καθώς βρίσκεται στη θέση του εξήντα πρώτου αριθμού των πιο άφθονων στοιχείων. Το ιώδιο είναι επίσης το βαρύτερο βασικό ορυκτό θρεπτικό συστατικό που βρίσκεται στα φυτά.

Στους ανθρώπους, είναι απαραίτητο για τη σύνθεση των θυρεοειδικών ορμονών. Η ανεπάρκεια ιωδίου επηρεάζει σοβαρά σχεδόν δύο δισεκατομμύρια ανθρώπους στον κόσμο. Η ανεπάρκεια ιωδίου είναι μια από τις πιο σημαντικές αιτίες διανοητικής αναπηρίας και νοητικής υστέρησης που μπορούν να προληφθούν στον κόσμο.

Ωστόσο, το ιώδιο είναι πολύ δραστικό αλλά λιγότερο αντιδραστικό από άλλα αλογόνα.

Αντίδραση ιωδίου

Αντίδραση ιωδίου με βάσεις

Το ιώδιο, I2, αντιδρά με ζεστό υδατικό αλκάλιο, σχηματίζοντας ιωδικό IO3–.

3 I2(s) + 6 OH–(aq) IO3–(aq) + 5 I–(aq) + 3 H2O(l)

Αντίδραση ιωδίου με οξέα

Η ιωδίωση των μετάλλων δίνει χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης από αυτή της χλωρίωσης ή της βρωμίωσης. Το μόριο ιωδίου, I2, διαλύεται σε CCl4 και αλειφατικούς υδρογονάνθρακες, με αποτέλεσμα φωτεινά ιώδη διαλύματα.

Στην ακόλουθη εξίσωση, το ιώδιο, I2, αντιδρά με πυκνό νιτρικό οξύ, σχηματίζοντας ιωδικό οξύ.

I2(s) + 10 HNO3(aq) 2 HIO3(s) + 10 NO2(g) + 4 H2O(g)

Αντίδραση Ιωδίου με Αλογόνα

Το ιώδιο, I2, αντιδρά με το φθόριο, F2, σε θερμοκρασία δωματίου, σχηματίζοντας φθόριο ιωδίου (V). Στην υψηλή θερμοκρασία των 250 °C, το προϊόν είναι φθόριο ιωδίου (VII). Στη χαμηλή θερμοκρασία -45 °C, σχηματίζεται εναιώρημα σε CFCl3, φθόριο ιωδίου (III).

I2(s) + 5 F2(g) ⟶ 2 IF5(l) [άχρωμο]

I2(g) + 7 F2(g) ⟶ 2 IF7(g) [άχρωμο]

I2(s) + 3 F2(g) ⟶ 2 IF3(s) [κίτρινο]

Το ιώδιο, I2, αντιδρά με το βρώμιο, το Br2, σχηματίζοντας το πολύ ασταθές, χαμηλής τήξης στερεό ιώδιο(Ι) βρωμίδιο.

I2(s) + Br2(l) ⟶ 2 IBr(s)

Όταν το ιώδιο, I2, αντιδρά με περίσσεια χλωρίου, Cl2, στους -80 °C, σχηματίζεται χλωριούχο ιώδιο (III). Παρουσία νερού, σχηματίζεται ιωδικό οξύ σε θερμοκρασία δωματίου.

I2(s) + 3 Cl2(l) ⟶ I2Cl6(s) [κίτρινο]

I2(aq) + 6 H2O(l) + 5 Cl2(g) ⟶ 2 HIO3(aq) + 10 HCl(g)

Αντίδραση ιωδίου με αέρα

Το ιώδιο, I2, όπως το χλώριο και το βρώμιο, δεν αντιδρά με οξυγόνο, Ο2 ή άζωτο, Ν2.

Ωστόσο, αντιδρά με το όζον, O3, σχηματίζοντας την ασταθή ένωση, I4O9, η οποία έχει κίτρινο χρώμα.

Αντίδραση ιωδίου με νερό

Το ιώδιο, I2, αντιδρά με το νερό, σχηματίζοντας την ένωση του υποιωδίτη, IO–.

I2(aq) + H2O(l) ⟶ IO– + 2 H+(aq) + I–(aq)

Αντίδραση ιωδίου με μέταλλα/ιόντα μετάλλων

Αν και το στερεό κάδμιο, το Cd, δεν αντιδρά εντός της υδατικής φάσης. Ωστόσο, στην αέρια φάση, το Cd και το I2 θα αντιδράσουν, σχηματίζοντας CdI2(g).

Για την κατασκευή χαλύβδινων βομβών, σε υψηλή θερμοκρασία και πίεση, ένα ισοδύναμο Cd και I2 θα αντιδράσει, σχηματίζοντας CdI.

Cd(s) + I2(aq) ⟶ Cd2+(aq) + 2 I–(aq)

Cd(g) + I2(g) ⟶ CdI2(g)

2 Cd(g) + I2(g) ⟶ 2 CdI(g)

Με το σχηματισμό του I2, το μαγγάνιο με κατάσταση οξείδωσης μεγαλύτερη από 2 ανάγεται σε Mn(II) κατά I– υπό όξινες συνθήκες.

MnO2(s) + 2 I–(aq) + 4 H+(aq) ⟶ Mn2+(aq) + I2(aq) + 2 H2O(l)

Στοιχεία όπως το οξείδιο του μολυβδαινίου (IV) θα αντιδρούσαν με το ιωδιούχο αργίλιο (III) στους 230 °C για να δώσουν ιωδιούχο μολυβδαίνιο (II).

Η ανταλλαγή αλογόνου λαμβάνει χώρα κατά την αντίδραση χλωριούχου τανταλίου(V) με περίσσεια ιωδιούχου αργιλίου(III) στους 400 °C, η οποία έχει ως αποτέλεσμα την παραγωγή ιωδιούχου τανταλίου(V).

Αντίδραση Ιωδίου με Υδρογόνο

Η απλούστερη ένωση του ιωδίου είναι το υδροιώδιο, το HI, ένα άχρωμο αέριο που αντιδρά με το οξυγόνο για να δώσει έναν συνδυασμό νερού και ιωδίου.

Το υδρογόνο αντιδρά με το I2 σχηματίζοντας υδροιώδιο. Σε θερμοκρασία δωματίου, η ταχύτητα της αντίδρασης είναι αργή, ενώ όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ταχύτητα της αντίδρασης αυξάνεται.

2 I2 + N2H4 H2O ⟶ 4 HI + N2

Οξείδια ιωδίου και οξοξέα

Τα τέσσερα οξοξέα:υποιώδες οξύ (HIO), ιωδικό οξύ (HIO3), ιωδικό οξύ (HIO3) και περιοδικό οξύ (HIO4 ή H5IO6), είναι πολύ σημαντικά.

Σε ένα υδατικό διάλυμα, το ιώδιο διαλύεται για να σχηματίσει την ακόλουθη αντίδραση.

I2 + H2O ⇌ HIO + H+ + I–;Kac =2,0 × 10-13 mol2 l-2

I2 + 2 OH– ⇌ IO– + H2O + I–;Kalk =30 mol-1 l

Το υποιώδες οξύ είναι ασταθές σε δυσαναλογία. Τα ιόντα υποιωδίου που σχηματίστηκαν έτσι δυσανάλογα αμέσως για να δώσουν ιωδιούχο και ιωδικό:

3 IO– ⇌ 2 I– + IO– 3K =1020

Τα ακόμη λιγότερο σταθερά είναι το ιωδικό οξύ (HIO2) και το ιωδίτη. Υπάρχουν μόνο ως ενδιάμεσο στην οξείδωση του ιωδιούχου σε ιωδικό.

Συμπέρασμα 

Όλες οι ενώσεις που σχηματίζονται από τις αντιδράσεις με το ιώδιο έχουν μεγάλη σημασία. Πρέπει να έχετε ακούσει ότι το ιώδιο βρίσκεται στο αλάτι και είναι επίσης ουσιαστικά σημαντικό για την επιβίωση του ανθρώπου. Το ιώδιο εμφανίζεται φυσικά σε ορισμένα πετρώματα, θαλασσινό νερό και ιζήματα. Χρησιμοποιείται ευρέως για τον καθαρισμό του νερού ως απολυμαντικό για τον καθαρισμό και χρησιμοποιείται σε σαπούνια δέρματος. Το μεγαλύτερο μέρος του ραδιενεργού ιωδίου στη φύση είναι ανθρωπογενές. Τα ιώδια χρησιμοποιούνται επίσης για τη θεραπεία ασθενειών και χρησιμοποιούνται επίσης σε ιατρικές εξετάσεις.