iodo - Iodine


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Iodo,   53 I
Amostra de iodine.jpg
Propriedades gerais
Pronúncia / ə d n , - d ɪ n , - d i n / ( OLHO -ə-dyn, -DIN, -deen )
Aparência cinzento metálico brilhante, violeta como um gás
Peso atómico Padrão ( A r, padrão ) 126,904 47 (3)
Iodo na tabela periódica
hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argão
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo criptônio
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Indium Lata antimônio Telúrio Iodo xênon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio neodímio Promécio Samário európio gadolínio Térbio disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine radão
francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício curandeiro Berkelium californium Einsteinium fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium seaborgium Bohrium hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium fleróvio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Br

I

No
telúrioiodoxénon
Número atómico ( Z ) 53
Grupo grupo 17 (halogeos)
Período período de 5
Quadra p-bloco
categoria de elemento   metalóide reactivo
configuração eletrônica [ Kr ] 4d 10 5s 2 5p 5
Elétrons por shell
2, 8, 18, 18, 7
Propriedades físicas
Fase em  STP sólido
Ponto de fusão 386,85  K (113,7 ° C, 236,66 ° F)
Ponto de ebulição 457,4 K (184,3 ° C, 363,7 ° F)
Densidade (perto  rt ) 4,933 g / cm 3
Ponto Triplo 386,65 K, 12,1 kPa
Ponto crítico 819 K, 11,7 MPa
Calor de fusão (I 2 ) 15,52  kJ / mol
Calor de vaporização (I 2 ) 41,57 kJ / mol
capacidade térmica molar (I 2 ) 54,44 J / (mol · K)
Pressão de vapor (rômbico)
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
em  T  (K) 260 282 309 342 381 457
Propriedades atômicas
estados de oxidação -1 , 1 , 3 , 4, 5 , 6, 7 (um fortemente ácida óxido)
Eletro-negatividade escala Pauling: 2,66
energias de ionização
  • 1: 1008,4 kJ / mol
  • 2: 1845,9 kJ / mol
  • 3: 3180 kJ / mol
Raio atômico empírica: 140  pm
raio covalente 139 ± 03:00
Van der Waals raio 198 pm
Linhas de cor em uma faixa espectral
Linhas espectrais de iodo
outras propriedades
Estrutura de cristal orthorhombic
estrutura cristalina ortorrômbica para iodo
Condutividade térmica 0,449 W / (mK)
Resistividade elétrica 1,3 x 10 7  Ω · m (a 0 ° C)
ordenamento magnético diamagnetic
susceptibilidade magnética -88,7 · 10 -6  cm 3 / mol (298 K)
módulo de volume 7,7 GPa
Número CAS 7553-56-2
História
Descoberta e primeiro isolamento Bernard Courtois (1811)
Principais isótopos de iodo
Isótopo Abundância Meia-vida ( t 1/2 ) modo de decaimento produtos
123 I syn 13 h ε , γ 123 Te
124 I syn 4,176 d ε 124 Te
125 I syn 59,40 d ε 125 Te
127 I 100% estável
129 I vestígio 1,57 x 10 7  y β - 129 Xe
131 I syn d 8,02070 β - , γ 131 Xe
135 I syn 6.57 h β - 135 Xe
| referências

O iodo é um elemento químico com símbolo I e número atómico 53. O mais pesado dos estáveis halogeos , que existe como uma lustrosa, roxo-preta sólida não-metálico em condições padrão que sublima facilmente, para formar um gás violeta. A forma elementar foi descoberto pelo químico francês Bernard Courtois em 1811. Foi nomeado dois anos depois por Joseph Louis Gay-Lussac a partir desta propriedade, depois do grego ἰώδης "cor violeta".

Iodo ocorre em muitos estados de oxidação, incluindo iodeto (I - ), iodato ( IO -
3
), e os vários periodato aniões. É o menos abundante dos halogéneos estáveis, sendo a sexagésima primeiro elemento mais abundante. É ainda menos abundante do que as chamadas terras raras . É o mais pesado essencial de nutrientes minerais . O iodo é essencial na síntese de hormônios da tireóide . A deficiência de iodo afeta cerca de dois bilhões de pessoas e é a principal causa evitável de deficiência intelectual .

Os produtores dominantes de iodo hoje são Chile e Japão . Iodo e seus compostos são usados principalmente em nutrição . Devido ao seu elevado número atómico e facilidade de fixação para compostos orgânicos , que também tem encontrado favor como um não-tóxico radiocontraste material. Devido à especificidade da sua absorção pelo organismo humano, isótopos radioactivos de iodo também pode ser utilizada para tratar o cancro da tiróide . Iodo é também utilizada como um catalisador na produção industrial de ácido acético e alguns polímeros .

História

Em 1811, o iodo foi descoberto pelo químico francês Bernard Courtois , que nasceu para um fabricante de salitre (um componente essencial de pólvora ). Na época das guerras napoleônicas , salitre era em grande demanda na França . Salitre produzido a partir francesas camas nitre necessário carbonato de sódio , que pode ser isolado a partir de algas marinhas recolhidos nas costas da Normandia e Bretanha . Para isolar o carbonato de sódio, algas foi queimado e as cinzas lavado com água. O resíduo remanescente foi destruído pela adição de ácido sulfúrico . Courtois uma vez adicionado ácido sulfúrico excessiva e uma nuvem de vapor de roxo aumentou. Ele observou que o vapor cristalizou em superfícies frias, fazendo cristais escuros. Courtois suspeita que este material era um novo elemento, mas faltava o financiamento a persegui-lo ainda mais.

Courtois deu amostras de seus amigos, Charles Bernard Desormes (1777-1838) e Nicolas Clément (1779-1841), para continuar a investigação. Ele também deu um pouco da substância para o químico Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), e para o físico André-Marie Ampère (1775-1836). Em 29 de Novembro 1813, Desormes e Clément tornado público descoberta Courtois'. Eles descreveram a substância a uma reunião do Imperial Instituto da França . Em 6 de dezembro, Gay-Lussac anunciou que a nova substância era ou um elemento ou um composto de oxigênio. Era Gay-Lussac quem sugeriu o nome "iode" , do grego palavra ἰοειδής ( ioeidēs ) para violeta (por causa da cor de vapor de iodo). Ampère tinha dado um pouco de sua amostra para Inglês químico Humphry Davy (1778-1829), que experimentou na substância e observou sua semelhança com cloro . Davy enviou uma carta datada de 10 de dezembro para a Royal Society de Londres afirmando que ele tinha identificado um novo elemento. Argumentos irrompeu entre Davy e Gay-Lussac sobre quem identificou iodo primeiro, mas ambos os cientistas reconheceram Courtois como o primeiro a isolar o elemento.

propriedades

balão de fundo redondo preenchido com vapor de iodo violeta
vapores de iodo violeta em um balão de fundo redondo

O iodo é o quarto halogéneo , sendo um membro do grupo 17 da tabela periódica, abaixo de flúor , cloro , e bromo ; é o mais pesado membro estável do seu grupo. (O quinto halogéneo escasso e fugitivo, o radioactivos astatine , não está bem estudada, devido ao seu custo e inacessibilidade em grandes quantidades, mas parece mostrar várias propriedades invulgares, devido a efeitos relativistas .) Iodo tem uma configuração de electrão de 4d [Kr] 10 5s 2 5p 5 , com os sete electrões na quinta e mais exterior do escudo, sendo os seus electrões de valência . Tal como os outros halogéneos, é um curto de electrões de um octeto completo e é, consequentemente, um forte agente oxidante, a reacção com diversos elementos, a fim de completar a sua camada externa, embora de acordo com propriedades periódicas , que é o agente oxidante mais fraco entre os estável halogéneos: tem o menor electronegatividade entre eles, apenas 2,66 na escala de Pauling (comparar flúor, cloro e bromo a 3,98, 3,16, e 2,96, respectivamente; astatine continua a tendência com uma electronegatividade de 2,2). O iodo elementar, portanto, constitui moléculas diatómicas com fórmula química I 2 , em que dois átomos de iodo partilham um par de electrões a fim de atingir cada um octeto estável por si próprios; a temperaturas elevadas, estas moléculas diatómicas reversivelmente dissociar um par de átomos de iodo. Do mesmo modo, o anião iodeto, I - , é o agente de redução mais forte entre os átomos de halogénio estáveis, sendo o mais facilmente oxidado de volta para diatómico eu 2 . (Astato vai mais longe, sendo de facto instável como At - e prontamente oxidado para Pelo 0 ou Na + , embora a existência de Na 2 . Não é resolvido)

Os halogéneos escurecer em cor que o grupo é descendente: flúor é um gás amarelo muito pálido, o cloro é esverdeada-amarela, e o bromo é um líquido volátil castanho-avermelhado. O iodo está de acordo com a tendência predominante, sendo um sólido cristalino negro brilhante que funde a 114 ° C e entra em ebulição a 183 ° C, para formar um gás violeta. Essa tendência ocorre porque os comprimentos de onda da luz visível absorvidos pelos halogênios aumentar para baixo o grupo (embora astatine pode não estar de acordo com ele, dependendo de como metálico que acaba por ser). Especificamente, a cor violeta de resultados de gás de iodo a partir da transição de electrões entre a maior ocupada antibonding π g orbitais moleculares e o menor antibonding vago σ u orbital molecular.

O iodo elementar é ligeiramente solúvel em água, com uma dissolução grama em 3450 ml a 20 ° C e 1280 ml a 50 ° C; iodeto de potássio pode ser adicionado para aumentar a solubilidade por meio de formação de triiodeto iões, entre outras poliiodetos. Os solventes não polares, tais como hexano e tetracloreto de carbono proporcionar uma maior solubilidade. Soluções polares, tais como soluções aquosas, são castanhos, que reflecte o papel destes solventes como bases de Lewis ; Por outro lado, as soluções não-polares são violeta, a cor de vapor de iodo. Complexos de transferência de carga formam quando o iodo é dissolvido em solventes polares, portanto, mudar a cor. O iodo é violeta quando dissolvido em tetracloreto de carbono e hidrocarbonetos, mas castanho profundo na saturado álcoois e aminas , solventes que formam adutos de transferência de carga.

I 2PPh 3 complexos de transferência de carga em CH 2 Cl 2 . Da esquerda para a direita: (1) I 2 dissolvido em diclorometano - nenhum complexo CT. (2) Alguns segundos após excesso PPh 3 foi adicionado - CT complexo está a formar. (3) Um minuto mais tarde, depois o excesso de PPh 3 foi adicionada, a CT complexo de [Ph 3 PI] + Eu - foi formado. (4) Imediatamente após o excesso de I 2 foi adicionado, o qual contém [Ph 3 PI] + [I 3 ] - .

Os pontos de iodo de fusão e ponto de ebulição são as mais elevadas entre os átomos de halogénio, em conformidade com o aumento da tendência para baixo o grupo, uma vez que o iodo tem a maior nuvem de electrões entre elas que é o mais facilmente polarizado, resultando nas suas moléculas possuindo mais fortes interacções de van der Waals entre os halogeos. Do mesmo modo, o iodo é menos volátil dos halogéneos. Porque tem o maior raio atómico entre os halogéneos, iodo tem o menor primeira energia de ionização , menor afinidade electrónica , menor electronegatividade e menor reactividade dos halogéneos.

Estrutura de iodo sólido

A ligação interhalogénio em diiodine é o mais fraco de todos os halogeos. Como tal, 1% de uma amostra de iodo gasoso à pressão atmosférica é dissociada em átomos de iodo a 575 ° C. Temperaturas superiores a 750 ° C são necessárias para flúor, cloro, bromo e ao dissociar numa extensão semelhante. A maioria dos títulos para iodo são mais fracas do que as ligações análogas para os halogéneos mais leves. Iodo gasoso é constituído por I 2 moléculas com um comprimento de ligação I-I de 266,6 pm. A ligação em I-I é um dos mais longos ligações simples conhecidas. É ainda mais tempo (271,5 pm) em sólido ortorrômbica iodo cristalino, que tem a mesma estrutura cristalina, como cloro e bromo. (A ficha é realizada por vizinho de iodo xénon :. O comprimento Xe-Xe ligação é 308,71 pm) Como tal, no interior da molécula de iodo, interacções electrónicas significativos ocorrem com os dois próximos vizinhos mais próximos de cada átomo, e estas interacções dar origem, em grandes quantidades de iodo, a uma aparência brilhante e semicondutoras propriedades. O iodo é um semicondutor bidimensional com uma lacuna de banda de 1,3 eV (125 kJ / mol): é um semicondutor no plano das suas camadas cristalinas e um isolador na direcção perpendicular.

isótopos

Dos trinta e sete conhecidos isótopos de iodo , apenas um ocorre na natureza, iodo-127. Os outros são radioativos e tem meia-vida muito curta para ser primordial . Como tal, o iodo é monoisotopica e seu peso atômico é conhecido por grande precisão, pois é uma constante da natureza.

A mais longa duração dos isótopos radioactivos de iodo é iodo-129 , que tem uma meia-vida de 15,7 milhões de anos, em decomposição através de decaimento beta para estável xénon -129. Alguns iodo-129 foi formado juntamente com o iodo-127 antes da formação do Sistema Solar, mas tem agora completamente deteriorado distância, tornando-se um radionuclídeo extinto que é, no entanto, ainda útil em namoro a história do Sistema Solar cedo ou muito velha águas subterrâneas, devido à sua mobilidade no ambiente. Sua antiga presença pode ser determinada a partir de um excesso de sua filha xenon-129. Traços de iodo-129 ainda existem hoje em dia, uma vez que também é um nuclídeo cosmogênico , formado a partir de espalação de raios cósmicos de xénon atmosférica: estes vestígios constituem 10 -14 a 10 -10 de todas iodo terrestre. Também ocorre a partir de testes nucleares ao ar livre, e não é perigoso por causa de sua meia-vida incrivelmente longo, o mais longo de todos os produtos de fissão. No pico de teste termonuclear na década de 1960 e 1970, iodo-129 ainda constituído por apenas cerca de 10 -7 de todos iodo terrestre. Estados excitados de iodo-127 e iodo-129 são frequentemente utilizados em espectroscopia Mössbauer .

Os outros radioisótopos de iodo têm muito mais curtas meias-vidas, não mais do que dias. Alguns deles têm aplicações médicas que envolvem a glândula tiróide , em que o iodo que entra no corpo é armazenado e concentrada. O iodo-123 tem uma meia-vida de treze horas e decai por captura de electrões para telúrio-123 , emissores de radiação gama ; ele é usado em medicina nuclear de imagem, incluindo tomografia computadorizada por emissão de fóton único (SPECT) e de raios-X a tomografia computadorizada (X-Ray TC). O iodo-125 tem uma meia-vida de cinquenta e nove dias, em decomposição por captura de electrões para telúrio-125 e radiação gama de baixa energia emitindo; a segunda mais longa duração radioisótopo de iodo, que tem utilização em ensaios biológicos , medicina nuclear, imagiologia e em terapia de radiação como braquiterapia para tratar uma série de condições, incluindo o cancro da próstata , melanoma uveal , e tumores cerebrais . Finalmente, iodo-131 , com uma meia-vida de oito dias, beta decai para um estado estável animado de xénon-131 que, em seguida, converte para o estado fundamental por emissão de radiação gama. É comum um produto de cisão e, portanto, está presente em níveis elevados em radioactivos precipitação . Nesse caso, pode ser absorvido através de alimentos contaminados, e também vai acumular-se na tiróide. Como se decompõe, pode causar danos para a tiróide. O principal risco de exposição a níveis elevados de iodo-131 é a possibilidade de ocorrência radiogênico cancro da tiróide na vida mais tarde. Outros riscos incluem a possibilidade de tumores não cancerosos e tireoidite .

Os meios usuais de protecção contra os efeitos negativos de iodo-131 é por saturação da glândula tiróide com iodo-127 estável sob a forma de iodeto de potássio comprimidos, tomados diariamente para profilaxia óptimas. No entanto, iodo-131 pode também ser utilizado para fins medicinais, em terapia de radiação por esta mesma razão, quando a destruição de tecidos é desejado após a captação de iodo pelo tecido. O iodo-131 também é utilizado como um marcador radioactivo .

Química e compostos

energias de ligação de halogéneo (kJ / mol)
X XX HX BX 3 ALX 3 CX 4
F 159 574 645 582 456
Cl 243 428 444 427 327
Br 193 363 368 360 272
Eu 151 294 272 285 239

Embora seja o menos reactivo dos halogéneos, iodo ainda é um dos elementos mais reactivos. Por exemplo, enquanto o gás de cloro vai halogenados monóxido de carbono , óxido nítrico , e dióxido de enxofre (de fosgénio , cloreto de nitrosilo , e cloreto de sulfurilo , respectivamente), de iodo não vai fazê-lo. Além disso, a iodação de metais tende a resultar em menores do que os estados de oxidação de cloração ou bromação; por exemplo, rénio de metal reage com cloro para formar rénio hexacloreto , mas com bromo ele forma única pentabrometo de rénio e iodo pode conseguir somente tetraiodeto de rénio . Pela mesma razão, no entanto, uma vez que o iodo tem a menor energia de ionização entre os átomos de halogénio e é o mais facilmente oxidados deles, tem uma química catiónico mais significativa e seus estados de oxidação mais elevados são um pouco mais estáveis do que os de bromo e cloro, por exemplo em heptafluoride iodo .

iodeto de hidrogénio

O composto mais simples de iodo é iodeto de hidrogénio , HI. É um gás incolor que reage com o oxigénio a dar a água e iodo. Embora seja útil para iodação reacções no laboratório, ele não tem utilizações industriais em grande escala, ao contrário dos outros halogenetos de hidrogénio. Comercialmente, que é geralmente feito por reacção de iodo com sulfureto de hidrogénio ou de hidrazina :

2 I 2 + N 2 H 4 H 2 O 4 HI + N 2

À temperatura ambiente, é um gás incolor, como todos os halogenetos de hidrogénio, com excepção de fluoreto de hidrogénio , uma vez que o hidrogénio não pode formar fortes ligações de hidrogénio para a grande e apenas ligeiramente electronegativo átomo de iodo. É funde a -51,0 ° C e entra em ebulição a -35,1 ° C. É um endotérmico composto que pode dissociar exotermicamente à temperatura ambiente, embora o processo é muito lenta, a menos que um catalisador está presente: a reacção entre o hidrogénio e iodo à temperatura ambiente para dar iodeto de hidrogénio não prossiga até se completar. O H-I energia de dissociação de ligação é igualmente o mais pequeno dos halogenetos de hidrogénio, a 295 kJ / mol.

Iodeto de hidrogénio aquoso é conhecido como ácido iodídrico , o qual é um ácido forte. Iodeto de hidrogénio é extremamente solúvel em água: um litro de água irá dissolver-se 425 litros de iodeto de hidrogénio, e a solução saturada tem apenas quatro moléculas de água por molécula de iodeto de hidrogénio. Comercial denominado ácido iodídrico "concentrado" contém normalmente 48-57%, em massa, HI; a solução forma um azeótropo com o ponto de ebulição 126,7 ° C a 56,7 g HI por 100 g de solução. Daí ácido iodídrico não pode ser concentrada para além deste ponto por evaporação de água.

Ao contrário do fluoreto de hidrogénio , iodeto de hidrogénio líquido anidro é difícil de trabalhar como um solvente, porque o seu ponto de ebulição for baixa, tem um pequeno intervalo de líquido, a sua constante dieléctrica é baixa e não se dissocia apreciavelmente dentro de H 2 I + e HI -
2
is - o último, em qualquer caso, são muito menos estável do que as bifluoreto de iões ( HF -
2
), devido à ligação de hidrogénio muito fracas entre hidrogénio e iodo, embora os seus sais com catiões muito grandes e fracamente polarizadoras tais como Cs + e NR +
4
(R = Me , Et , Bu n ) pode ainda ser isolado. Iodeto de hidrogénio anidro é um mau solvente, capaz de dissolver compostos moleculares apenas pequenas, tais como o cloreto de nitrosilo e fenol , ou sais com muito baixas energias de rede , tais como haletos de tetra-alquilamónio.

Outros iodetos binários

Quase todos os elementos da tabela periódica formar iodetos binários. As excepções são decididamente em minoria e haste em cada caso a partir de uma de três causas: inércia extrema e relutância para participar em reacções químicas (os gases nobres ); instabilidade nuclear extremo dificultando investigação química antes de decaimento e transmutação (muitos dos elementos mais pesados além de bismuto ); e tendo uma electronegatividade superior ao de iodo ( oxigénio , azoto , e os três primeiros halogeos), de modo que os compostos binários resultantes são formalmente não iodetos, mas em vez de óxidos, nitretos, ou haletos de iodo. (No entanto, triiodeto de azoto é denominado como um iodeto, uma vez que é análoga à dos outros tri-halogenetos de azoto).

Dado o grande tamanho do anião iodeto e fraco poder de oxidação do iodo, estados de oxidação elevado são difíceis de conseguir em iodetos binários, o máximo conhecido estar nas pentaiodides de nióbio , tântalo , e Protactínio . Iodetos podem ser preparados por reacção de um elemento ou o seu óxido, hidróxido, carbonato ou com ácido iodidrico, e em seguida desidratada por levemente temperaturas elevadas combinadas com qualquer um de baixa pressão ou gás de iodeto de hidrogénio anidro. Estes métodos funcionam melhor quando o produto iodeto é estável à hidrólise; de outra forma, as possibilidades incluem iodação oxidativo de alta temperatura do elemento com iodo ou hidrogénio iodeto, de alta temperatura de iodação de um óxido de metal ou outro haleto de iodo, um halogeneto de metal volátil, tetraiodeto de carbono , ou um iodeto orgânico. Por exemplo, molibdénio (IV) reage com o alumínio (III), iodeto de 230 ° C para dar molibdénio (II) de iodeto . Um exemplo envolvendo troca de halogéneo é dada abaixo, envolvendo a reacção de tântalo (V) de cloreto de alumínio em excesso (III) iodeto a 400 ° C para dar o tântalo iodeto (V) :

iodetos mais baixas podem ser produzidos quer por meio de decomposição térmica ou desproporcionação, ou através da redução do iodeto superior com hidrogénio ou um metal, por exemplo:

A maioria dos iodetos de metais de transição pré-(grupos 1, 2 e 3, juntamente com os lantanídeos e actinídeos nas +2 e +3 estados de oxidação) são na sua maioria iónica, enquanto não metais tendem a formar iodetos moleculares covalentes, como fazer metais em estados de oxidação elevadas de 3 e acima. Iónico iodetos MI n tendem a ter pontos mais baixos de fusão e ponto de ebulição entre os halogenetos de MX n do mesmo elemento, porque as forças electrostáticas de atracção entre os catiões e os aniões são mais fraco para o grande anião iodeto. Em contraste, iodetos covalentes tendem a não ter os mais altos pontos de fusão e de ebulição entre os halogenetos do mesmo elemento, uma vez que o iodo é o mais polarizáveis dos halogênios e, tendo o maior número de electrões entre eles, pode contribuir mais para a forças de van der Waals . Naturalmente, as exceções abundam em iodetos intermediários onde uma tendência dá lugar a outro. Da mesma forma, as solubilidades em água de iodetos predominantemente iónicos (por exemplo, potássio e de cálcio ) são o maior entre os halogenetos iónicos daquele elemento, enquanto aqueles de iodetos covalentes (por exemplo, prata ) são os mais baixos do que o elemento. Em particular, o iodeto de prata é muito insolúvel em água e a sua formação é muitas vezes utilizado como um teste qualitativo para iodo.

haletos de iodo

Os halogéneos formar muitos, binários diamagnéticos interhalogénio compostos com estequiometrias XY XY 3 , XY 5 , e XY 7 (em que X é mais pesado do que Y), e iodo não é excepção. Formas de iodo todas as três possíveis interhalogens diatómicas, um trifluoreto e tricloreto, bem como um pentafluoreto e, excepcionalmente entre os átomos de halogénio, um heptafluoride. Derivados catiónicos e aniónicos Numerosos são também caracterizados, tais como os compostos de vinho-vermelho ou laranja brilhante de ICl +
2
e os castanhos ou púrpura escuro compostos negros de I 2 Cl + . Para além destas, algumas pseudo-halogenetos são também conhecidos, tal como iodeto de cianogénio (ICN), iodo tiocianato (ISCN), e iodo azida (NO 3 ).

monocloreto de iodo

Monofluoretado iodo (IF) é instável à temperatura ambiente e desproporciona muito prontamente e de forma irreversível ao iodo e iodo pentafluoreto , e, portanto, não pode ser obtido puro. Ele pode ser sintetizado a partir da reacção de iodo com gás de flúor no triclorofluorometano a -45 ° C, com trifluoreto de iodo em triclorofluorometano a -78 ° C, ou com prata (I) de fluoreto , a 0 ° C. Monocloreto de iodo (ICl) e de iodo monobrometo (IBR), por outro lado, são moderadamente estáveis. O primeiro, um composto vermelho-castanho volátil, foi descoberta independentemente por Joseph Louis Gay Lussac- e Humphrey Davy em 1813-4 não muito tempo depois das descobertas de cloro e iodo, e que imita o bromo halogéneo intermediário tão bem que Justus von Liebig estava levados a confundir-se bromo (que tinha encontrado) de monocloreto de iodo. Monocloreto de iodo e monobrometo de iodo podem ser preparados simplesmente por reacção de iodo com o cloro ou de bromo à temperatura ambiente e purificado por meio de cristalização fraccionada . Ambos são muito reactivos e ataque mesmo platina e ouro , embora não de boro , carbono , cádmio , chumbo , zircónio , nióbio , molibdénio , e tungsténio . A sua reacção com compostos orgânicos depende das condições. Vapor de cloreto de iodo tende a clorar fenol e ácido salicílico , uma vez que quando o cloreto de iodo sofre dissociação homolítica, cloro e iodo são produzidos e o primeiro é mais reactivo. No entanto, o cloreto de iodo em tetraclorometano solução resulta em iodação sendo a reacção principal, uma vez que agora fissão heterolítica da ligação I-Cl ocorre e I + ataques fenol como um electrófilo. No entanto, monobrometo de iodo tende para brominar fenol mesmo em solução tetraclorometano porque tende a dissociar-se nos seus elementos em solução, e o bromo é mais reactivo do que o iodo. Quando o líquido, monocloreto de iodo e iodo monobrometo dissociar-se em I
2
X +
e IX -
2
aniões (X = Cl, Br); assim, eles são condutores de electricidade significativas e podem ser utilizados como solventes ionizante.

Trifluoreto de iodo (SE 3 ) é um sólido amarelo instável, que se decompõe acima de -28 ° C. Assim, é pouco conhecido. É difícil produzir porque o gás de flúor tendem a oxidar o iodo todo o caminho para o pentafluoreto; reacção a baixa temperatura com difluoreto de xénon é necessário. Tricloreto de iodo , que existe no estado sólido como o quadro planar do dímero I 2 Cl 6 , é um sólido amarelo brilhante, sintetizado por reacção de iodo com o cloro líquido a -80 ° C; É necessário cuidado durante a purificação, porque facilmente se dissocia para monocloreto de iodo e cloro e, portanto, pode atuar como um agente de clorinação forte. Tricloreto de iodo líquido conduz electricidade, possivelmente indicando a dissociação do ICl +
2
e ICl -
4
iões.

Pentafluoreto de iodo (SE 5 ), um líquido volátil incolor, é o fluoreto de iodo termodinamicamente mais estável, e pode ser feito por reacção de iodo com o flúor gasoso à temperatura ambiente. É um agente de fluoração, mas é leve o suficiente para armazenar em aparelho de vidro. Mais uma vez, ligeira condutividade eléctrica está presente no estado líquido por causa da dissociação para SE +
4
e SE -
6
. O bipiramidal pentagonal heptafluoride iodo (SE 7 ) é um agente de fluoração extremamente poderosos, atrás apenas trifluoreto de cloro , pentafluoreto de cloro , e pentafluoreto de bromo entre os interhalogens: reage com quase todos os elementos, mesmo a baixas temperaturas, fluorinates Pyrex de vidro para formar iodo ( VII) oxifluoreto (IOF 5 ), e define o monóxido de carbono em chamas.

óxidos de iodo e oxoácidos

Estrutura de pentóxido de iodo

Óxidos de iodo são os mais estável de todos os óxidos de halogéneo, devido às fortes ligações I-S resultantes da grande diferença entre electronegatividade iodo e oxigénio, e eles são conhecidos há muito tempo. O, branca, estável higroscópico pentóxido de iodo (I 2 O 5 ) tem sido conhecida desde a sua formação em 1813 por Gay Lussac-Davy e. É mais facilmente feita pela desidratação de ácido iódico (HIO 3 ), dos quais é o anidrido. Ele vai rapidamente oxidar completamente o monóxido de carbono para dióxido de carbono , à temperatura ambiente, e é, portanto, um reagente útil para determinar a concentração de monóxido de carbono. É também oxida o óxido de azoto, etileno , e sulfureto de hidrogénio . Ela reage com o trióxido de enxofre e difluoreto peroxydisulfuryl (S 2 O 6 F 2 ) para formar os sais do catião iodyl, [IO 2 ] + , e é reduzida por concentradas ácidos sulfúrico para iodosilo sais envolvendo [IO] + . Ele pode ser fluorado por flúor, trifluoreto de bromo, tetrafluoreto de enxofre , ou fluoreto de chloryl , resultando pentafluoreto de iodo, que também reage com pentóxido de iodo, dando-iodo oxifluoreto (V), IOF 3 . Alguns outros óxidos menos estáveis são conhecidos, nomeadamente eu 4 O 9 e I 2 O 4 ; as suas estruturas não foram determinadas, mas suposições são razoáveis I III (I V O 3 ) 3 e [IO] + [IO 3 ] - respectivamente.

potenciais padrão de redução de espécies aquosas I
E ° (par) um (H + ) = 1
(ácido)
E ° (par) um (OH - ) = 1
(base)
I 2 / I - 0,535 I 2 / I - 0,535
HOI / I - 0,987 IO - / I - 0,48
    IO -
3
/ I -
0,26
HOI / I 2 1,439 IO - / I 2 +0.42
IO -
3
/ I 2
1,195    
IO -
3
/ HOI
1,134 IO -
3
/ IO -
+0.15
IO -
4
/ IO -
3
1,653    
H 5 IO 6 / IO -
3
1,601 H
3
IO 2-
6
/IO -
3
0,65

Mais importante são os quatro oxoácidos: ácido hipoiodoso (HIO), ácido iodous (HIO 2 ), ácido iódico (HIO 3 ), e ácido periódico (HIO 4 ou H 5 IO 6 ). Quando o iodo se dissolve em solução aquosa, as seguintes reacções ocorrem:

I 2 + H 2 O ⇌ HIO + H + + I - K ac = 2,0 x 10 -13 mol 2 l -2
I 2 + 2 OH - ⇌ IO - + H 2 O + I - K alq = 30 mol -1 l

ácido hipoiodoso é instável para a desproporcionação. Os iões hipoiodito assim formado desproporcionada imediatamente para dar iodeto e iodato:

3 IO - ⇌ 2 I - + IO -
3
K = 10 20

Ácido Iodous e iodite são ainda menos estáveis e existem apenas como um intermediário transitório na oxidação de iodeto para iodato, se de todo. Iodatos são, de longe o mais importante destes compostos, que podem ser feitos por oxidação de metais alcalinos iodetos com oxigénio a 600 ° C e alta pressão, ou por oxidação com iodo cloratos . Ao contrário de cloratos, que desproporcionada muito lentamente para formar cloreto e perclorato, iodatos são estáveis a desproporcionação em ambas as soluções ácidas e alcalinas. Destes, os sais da maioria dos metais podem ser obtidas. Ácido iódico é mais facilmente feito por oxidação de uma suspensão aquosa de iodo por electrólise ou vaporizado ácido nítrico . Iodato tem o mais fraco poder oxidante dos halates, mas reage o mais rápido.

Muitos periodatos são conhecidos, incluindo não só a esperada tetraédrico IO -
4
, mas também quadrado-piramidal IO 3-
5
, orthoperiodate octaédrica IO 5-
6
, [IO 3 (OH) 3 ] 2- , [I 2 O 8 (OH 2 )] 4- , e Eu
2
O 4-
9
. Eles são geralmente feitos por oxidação alcalinaiodato de sódioelectroquimicamente (comóxido de chumbo (IV)como o ânodo) ou por gás de cloro:

IO -
3
+ 6 OH -IO 5-
6
+ 3H 2 O + 2 e -
IO -
3
+ 6 OH - + Cl 2IO 5-
6
+ 2 Cl - + 3 H 2 O

Eles são thermodymically e cineticamente poderosos agentes oxidantes, rapidamente oxidantes Mn 2+ para MnO -
4
, e clivagem glicóis , a- dicetonas , a- ketols , a- aminoálcoois , e a- diaminas . Orthoperiodate especialmente estabiliza estados de oxidação elevada entre os metais, devido à sua muito elevada carga negativa de -5. Ácido Orthoperiodic , H 5 IO 6 , é estável, e desidrata a 100 ° C num vácuo de ácido metaperiodic , HIO 4 . A tentativa de ir mais longe não resulta na heptóxido iodo inexistente (Eu 2 O 7 ), mas em vez pentóxido de iodo e oxigénio. Ácido periódico pode ser protonado por ácido sulfúrico para se obter o I (OH) +
6
catião, isoeletrônica a Te (OH) 6 e Sb (OH) -
6
, e que dão sais com bissulfato e de sulfato.

compostos Polyiodine

Quando iodo dissolve-se em ácidos fortes, tais como ácido sulfúrico fumante, um azul brilhante paramagnético solução incluindo I +
2
catiões é formado. Um sal sólido do catião diiodine pode ser obtido através da oxidação de iodo com pentafluoreto de antimónio :

2 I 2 + 5 SbF 5 SO 2 20 ° C 2 I 2 Sb 2 F 11 + SbF 3

O sal I 2 Sb 2 F 11 é azul escuro, e o azul de tântalo analógicas 2 Ta 2 F 11 também é conhecida. Considerando que o comprimento da ligação I-I em que 2 é 267 pm, em que Eu +
2
é de apenas 256 pm como o electrão em falta neste último foi removido a partir de um orbital antibonding, fazendo a ligação mais forte e, consequentemente, mais curto. Em ácido fluorossulfúrico solução, azul profundo I +
2
reversivelmente dimerises abaixo de -60 ° C, formando diamagnético rectangular vermelho Eu 2+
4
. Outros catiões polyiodine não estão bem caracterizados, incluindo dobrado escuro-castanho ou preto I +
3
e centrossimétrica C 2 H verde ou preto I +
5
, conhecidos na AsF -
6
e AlCl -
4
sais, entre outros.

A única importante anião poliiodeto em solução aquosa é linear triiodeto , I -
3
. A sua formação explica por que a solubilidade do iodo em água pode ser aumentada por meio da adição de solução de iodeto de potássio:

I 2 + I -I -
3
( K eq = ~ 700 a 20 ° C)

Muitos outros poliiodetos pode ser encontrado quando as soluções contendo iodo e iodeto de cristalizar, tal como I -
5
, I -
9
, I 2-
4
, e I 2-
8
, cujos sais com catiões grandes, tais como fracamente polarizadores Cs + pode ser isolado .

composto organoiodo

Estrutura do agente de oxidação do ácido 2-iodoxibenzóico

Composto organoiodo têm sido fundamentais para o desenvolvimento de síntese orgânica, tal como na eliminação de Hofmann de aminas , a síntese de Williamson éter , a reacção de acoplamento de Wurtz , e em reagentes de Grignard .

O carbono ligação -iodine é um grupo funcional comum que faz parte do núcleo de química orgânica ; formalmente, estes compostos podem ser considerados como derivados orgânicos do anião iodeto. Os composto organoiodo mais simples, iodetos de alquilo , podem ser sintetizados através da reacção de álcoois com triiodeto de fósforo ; estes podem então ser utilizados em substituição nucleofílica reacções, ou para a preparação de reagentes de Grignard . A ligação C-I é o mais fraco de todas as ligações carbono-halogéneo, devido à diferença mínima em electronegatividade entre o carbono (2,55) e iodo (2,66). Como tal, o iodeto é o melhor grupo de saída entre os halogéneos, de tal modo que muitos composto organoiodo amarelo quando armazenada ao longo do tempo devido à decomposição em iodo elementar; como tal, eles são vulgarmente utilizados em síntese orgânica , devido à fácil formação e clivagem da ligação C-I. Eles também são significativamente mais denso do que os outros compostos organo-halogenados graças ao elevado peso atómico do iodo. Alguns agentes oxidantes orgânicos, tais como os iodanes contêm iodo em um estado de oxidação maior do que 1, tal como ácido 2-iodoxibenzóico , um reagente comum para a oxidação de álcoois a aldeídos e iodobenzeno dicloreto de (PhICl 2 ), utilizado para a cloração selectiva de alcenos e alcinos . Uma das utilizações mais conhecidas de composto organoiodo é o chamado teste de iodofórmio , onde iodofórmio (CHI 3 ) é produzido pela iodação exaustiva de uma cetona de metilo (ou de outro composto susceptível de ser oxidado para uma cetona de metilo), conforme seguinte maneira:

iodoform synthesis.svg

Alguns inconvenientes da utilização de composto organoiodo, em comparação com compostos organoclorados ou organobromadas é a maior despesa e toxicidade dos derivados de iodo, uma vez que o iodo é caro e composto organoiodo são agentes alquilantes fortes. Por exemplo, iodoacetamida e ácido iodoacético desnaturar proteínas por alquilação irreversível cisteína resíduos e impedindo a reformação de dissulfureto ligações.

Permuta de halogénio para produzir iodoalkanes pela reacção de Finkelstein é um pouco complicada pelo facto de que o iodeto é um grupo separável melhor do que o cloreto ou brometo. A diferença é, contudo, suficientemente pequena para que a reacção pode ser levada a conclusão explorando a solubilidade diferencial de sais de halogeneto, ou usando um grande excesso do sal de halogeneto. Na reacção clássico Finkelstein, um cloreto de alquilo ou um brometo de alquilo é convertido para um iodeto de alquilo por tratamento com uma solução de iodeto de sódio em acetona . Iodeto de sódio é solúvel em acetona e cloreto de sódio e brometo de sódio não são. A reacção é levada até à produtos por acção de massa , devido à precipitação do sal insolúvel.

Ocorrência e produção

O iodo é o menos abundante dos halogéneos estáveis, compreendendo apenas 0,46  partes por milhão de rochas da crosta da Terra (comparar: 544 ppm de flúor, cloro 126 ppm, 2,5 ppm) de bromo. Entre os oitenta e quatro elementos que ocorrem em quantidades significativas (elementos de 1-42, 44-60, 62-83, e 90-92), que ocupa a sexagésima primeira em abundância. Minerais iodeto são raros, ea maioria dos depósitos que estão concentrados o suficiente para a extração econômica são iodato minerais em seu lugar. Exemplos incluem lautarite , Ca (IO 3 ) 2 , e dietzeite , 7Ca (IO 3 ) 2 · 8CaCrO 4 . Estes são os minerais que ocorrem como vestígios de impurezas na nitrato de sódio , encontrados no Chile, cujo produto principal é o nitrato de sódio . No total, podem conter pelo menos 0,02% e, no máximo, 1% de iodo por peso. Iodato de sódio é extraída a partir do nitrato de sódio e reduzida para iodeto de bissulfito de sódio . Esta solução é, em seguida, feito reagir com iodeto recentemente extraído, resultando em comproporcionação ao iodo, que pode ser separado por filtração.

O caliche foi a principal fonte de iodo no século 19 e continua a ser importante hoje, substituindo alga marinha (que já não é uma fonte economicamente viável), mas no final do século 20 salmouras emergiu como uma fonte comparável. A japonesa campo de gás Minami Kanto leste de Tóquio e da American Bacia Anadarko campo de gás no noroeste Oklahoma são os dois maiores tais fontes. A salmoura é mais quente do que 60 ° C a partir da profundidade da fonte. A salmoura é primeiro purificado e acidificada usando ácido sulfúrico , em seguida, o iodeto presente é oxidado a iodo com o cloro . Uma solução de iodo é produzida, mas é diluir e deve ser concentrado. O ar é soprado para dentro da solução para evaporar o iodo, o qual é passado para uma torre de absorção onde o dióxido de enxofre reduz o iodo. O iodeto de hidrogénio é feito reagir (HI) com cloro para precipitar o iodo. Após filtração e purificação do iodo é embalado.

2 HI + Cl 2 → I 2 ↑ + 2 HCl
I 2 + 2 H 2 O + SO 2 → 2 HI + H 2 SO 4
2 HI + Cl 2 → I 2 ↓ + 2 HCl

Estas fontes garantir que Chile e Japão são os maiores produtores de iodo hoje. Alternativamente, a solução salina pode ser tratado com nitrato de prata a precipitar para fora de iodo tal como iodeto de prata , que é então decomposto por reacção com o ferro para formar prata metálica e uma solução de ferro (II), iodeto . O iodo pode então ser libertado por deslocamento com cloro .

aplicações

Ao contrário do cloro e bromo, que tem um uso principal significativo nanismo todos os outros, o iodo é usado em muitas aplicações de importância variável. Cerca de metade de todas iodo produzido entra em vários composto organoiodo; outros 15% permanece como elemento puro, outros 15% é usada para formar iodeto de potássio , e outros 15% de outros compostos de iodo inorgânicos. Os restantes 5% é para utilizações menores. Entre os principais usos dos compostos de iodo são catalisadores , suplementos alimentares para animais, estabilizantes, corantes, corantes e pigmentos, produtos farmacêuticos, saneamento (a partir de tintura de iodo ), e fotografia; utilizações menores incluem a inibição poluição atmosférica, a semeação de nuvens , e vários usos em química analítica.

Análises químicas

Testando uma semente para o amido com uma solução de iodo

Tetraiodomercurate de potássio (II) , K 2 HgI 4 , também é conhecido como o reagente de Nessler. Ele é frequentemente usado como um teste ponto sensível para amônia . Da mesma forma, Cu 2 HgI 4 é utilizado como um reagente de precipitação para testar alcalóides . Os aniões iodeto e iodato são frequentemente utilizados para a análise volumétrica quantitativa, por exemplo no iodometria e a reacção relógio iodo (em que o iodo também serve como um teste para o amido, a formação de um complexo azul escuro), e solução de iodo aquoso alcalino é utilizado na teste iodofórmio para metilcetonas. O teste de iodo para o amido é ainda usado para detectar contrafacção de notas de banco impressa em papel contendo amido.

espectroscopia

Os espectros da molécula de iodo, I 2 , consiste de (não exclusivamente) dezenas de milhares de linhas espectrais afiadas na faixa de comprimento de onda de 500-700 nm. É por isso que é um comprimento de onda de referência vulgarmente utilizada tal (padrão secundário). Ao medir com uma técnica de livre-Doppler espectroscópica enquanto incidindo sobre uma dessas linhas, o hiperfina estrutura da molécula de iodo revela-se. Uma linha é agora resolvido de tal forma que tanto 15 componentes, (a partir de números quânticos mesmo rotacionais, J mesmo ), ou (21 componentes a partir de números ímpares quântica rotacionais, J estranho ) são mensuráveis.

Remédio

iodo elementar

O iodo elementar é usado como um desinfectante, quer como o elemento, ou como a solúvel em água triiodeto anião I 3 - gerado in situ pela adição de iodeto a iodo elementar pouco solúvel em água (a reacção química inversa faz algum iodo elementar livre disponível para anti-sepsia) . Iodo elementar também pode ser usado para tratar a deficiência de iodo .

Em alternativa, o iodo pode ser produzido a partir de iodóforos , que contêm iodo complexado com um agente solubilizante (ião iodeto pode ser pensado como frouxamente o iodoro em soluções de água triiodeto). Exemplos de tais preparações são:

A ação antimicrobiana de iodo é rápido e funciona em baixas concentrações, e, portanto, ele é usado em salas de cirurgia. Seu modo de ação específico é desconhecido. Ele penetra em microorganismos e ataques de aminoácidos particulares (tais como cisteína e metionina ), nucleótidos , e ácidos gordos , resultando finalmente em morte das células . Ele também tem um antiviral de acção, mas os vírus não lipídicos e parvovírus são menos sensíveis do que o lípido vírus encapsulados. Iodo provavelmente ataca as proteínas da superfície do envelope de vírus, e também pode desestabilizar ácidos gordos membrana por reacção com insaturados ligações de carbono .

outras formulaes

Na medicina, uma solução saturada de iodeto de potássio é utilizado para tratar aguda tirotoxicose . É também usado para bloquear a absorção de iodo-131 na glândula tiróide (ver secção isótopos acima), quando este isótopo é usado como parte de radiofármacos (tais como iobenguano ) que não são orientadas para os tecidos da tiróide ou do tipo da tiróide.

O iodo-131 (geralmente como o iodeto) é um componente de precipitação nuclear , e é particularmente perigosa devido à propensão da glândula tiróide para concentrar iodo ingerida e retê-lo por períodos mais longos do que uma meia-vida radiológica deste isótopo de oito dias. Por este motivo, as pessoas em risco de exposição ao iodo radioactivo ambiental (iodo-131) em precipitação pode ser instruído para levar não radioactivos comprimidos de iodeto de potássio. A dose de adulto típico é um comprimido de 130 mg por 24 horas, fornecendo 100 mg (100.000 microgramas ) de iodo iónico. (A dose diária típica de iodo para a saúde normal é da ordem de 100 microgramas; ver "ingestão dietética" abaixo.) A ingestão deste grande dose de iodo não radioactivo minimiza a absorção de iodo radioactivo pela glândula tiróide.

Ácido diatrizóico , um agente de radiocontraste contendo iodo

Como um elemento com alta densidade de electrões e número atómico, iodo absorve os raios-X mais fraca do que 33,3 keV devido ao efeito fotoeléctrico dos electrões mais interiores. Composto organoiodo são utilizados com injecção intravenosa na forma de raios-X de radiocontraste agentes. Esta aplicação é, muitas vezes em conjunto com técnicas avançadas de raios X, tais como a angiografia e de anlise de TC . Actualmente, todos os agentes de radiocontraste solúvel em água dependem do iodo.

Outras

A produção da di-hidroiodeto etilenodiamina , fornecido como um suplemento nutricional para o gado, consome uma grande porção de iodo disponível. Outro uso importante é um catalisador para a produção de ácido acético pela Monsanto e processos Cativá . Nestas tecnologias, que suportam a procura mundial de ácido acético, ácido iodídrico converte o metanol matéria-prima em iodeto de metilo, o qual sofre de carbonilação . A hidrólise do iodeto de acetilo resultante regenera o ácido iodídrico e ácido acético dá.

Iodetos inorgânicos encontrar usos especializados. Titânio, zircónio, háfnio, e tório são purificadas pelo processo de van Arkel , que envolve a formação reversível das tetraiodides destes elementos. Iodeto de prata é um ingrediente importante para filme fotográfico tradicional. Milhares de quilos de iodeto de prata são utilizadas anualmente para semeação de nuvens para induzir chuva.

O composto organoiodo eritrosina é um importante agente de coloração de alimentos. Iodetos perfluoroalquilo são precursores de tensioactivos importantes, tais como Ácido Perfluoro-Octanossulfônico .

papel biológico

A tiróide sistema das hormonas da tiróide T 3 e T 4
A comparação do teor de iodo na urina em França (em microgramas / dia), para algumas regiões e departamentos (níveis médios de iodo urina, medidos em microgramas por litro, no final do século XX (1980 a 2000)

O iodo é um elemento essencial para a vida e, ao número atômico Z = 53, é o elemento mais pesado geralmente necessários pelos organismos vivos. ( Lantânio e os outros lantanídeos , assim como de tungsténio com Z = 74, são usados por alguns microorganismos.) É necessária para a síntese da tiróide-regulação do crescimento de hormonas tiroxina e tri-iodotironina (T 4 e T 3 , respectivamente, em homenagem o seu número de átomos de iodo). A deficiência de iodo leva a uma diminuição da produção de T 3 e T 4 e um alargamento concomitante do tecido da tiróide na tentativa de obter mais de iodo, fazendo com que a doença conhecida como simples bócio . A principal forma de hormona da tiróide no sangue é tiroxina (T 4 ), que tem uma meia-vida mais longo do que T 3 . No ser humano, a proporção de T 4 com T 3 libertados no sangue situa-se entre 14: 1 e 20: 1. T 4 é convertido no t activa 3 (três a quatro vezes mais potente do que a T 4 ) dentro de células por desiodinases (5'-iodinase). Estes são subsequentemente transformados por descarboxilação e deiodinação para produzir iodothyronamine (T 1 um) e thyronamine (t 0 a '). Todas as três isoformas das desiodinases são selénio enzimas contendo; assim selênio na dieta é essencial para T 3 produção.

O iodo é responsável por 65% do peso molecular de T 4 e 59% de T 3 . Quinze a 20 mg de iodo é concentrada em tecido da tiróide e hormonas, mas 70% de todo o iodo no organismo é encontrado em outros tecidos, incluindo as glândulas mamarias, olhos, mucosa gástrica, timo fetal, fluido cerebro-espinal e do plexo coróide, arterial paredes, o colo do útero, e glândulas salivares. Nas células desses tecidos, iodeto entra directamente por iodeto de sódio symporter (NIS). A acção do iodo em tecido mamário está relacionada com o desenvolvimento fetal e neonatal, mas em outros tecidos, é (pelo menos) parcialmente desconhecida.

A ingestão alimentar

Recomendações da dos Estados Unidos Instituto de Medicina estão entre 110 e 130 mg para crianças de até 12 meses, 90 mg para crianças até aos oito anos, 130 mg para crianças até aos 13 anos, 150 mg para adultos, 220 mg para as mulheres grávidas e 290 ug para a lactação. O nível tolerável de admissão superior (UL) para adultos é 1100 mg / dia. Este limite superior foi avaliada através da análise do efeito da suplementação de hormona estimulante da tiróide .

A glândula tiróide não necessita de mais do que 70 ug / dia para sintetizar as quantidades diárias necessárias de T4 e T3. Os níveis de oferta diárias recomendadas superior de iodo parece ser necessário para a função óptima de um certo número de sistemas do corpo, incluindo mama em lactação , mucosa gástrica , glândulas salivares , células cerebrais, plexo coróide , timo , e paredes arteriais .

As fontes naturais de iodo na dieta incluem frutos do mar , como peixes, algas (como algas ) e mariscos , produtos lácteos e ovos , desde que os animais receberam iodo suficiente, e as plantas cultivadas em solo rico em iodo. Sal iodado é fortificado com iodo sob a forma de iodeto de sódio .

A partir de 2000, a ingestão mediana de iodo dos alimentos nos Estados Unidos foi de 240 até 300 ug / dia para homens e 190-210 mg / dia para mulheres. A população em geral dos EUA tem a nutrição adequada de iodo, com as mulheres em idade fértil e grávidas com um possível risco moderado de deficiência. No Japão, o consumo foi considerado muito mais alto, variando entre 5.280 mg / dia para 13.800 mg / dia a partir de algas dietético ou kombu algas, muitas vezes sob a forma de Kombu Umami extrai para estoque da sopa e batatas fritas. No entanto, novos estudos sugerem que o consumo do Japão está mais perto de 1.000-3.000 mg / dia. O adulto UL no Japão foi revisto pela última vez a 3.000 mg / dia em 2015.

Depois de programas de fortificação de iodo, tais como iodização de sal têm sido implementadas, alguns casos de iodo induzida por hipertiroidismo foram observados (o chamado fenómeno Jod-Basedow ). A condição parece ocorrer principalmente em pessoas com mais de quarenta anos, eo risco parece ser maior quando a deficiência de iodo é grave eo aumento inicial na ingestão de iodo é elevada.

Deficiência

Em áreas onde há pouco iodo na dieta, as zonas interiores tipicamente remotas e semi-árido climas equatoriais, onde não são consumidos alimentos marinhos, deficiência de iodo dá origem ao hipotireoidismo, cujos sintomas são fadiga extrema, bócio , abrandamento mental, depressão, peso ganho, e baixa temperatura corporal basal. A deficiência de iodo é a principal causa de prevenível deficiência intelectual , um resultado que ocorre principalmente quando os bebês ou crianças pequenas são prestados hypothyroidic por uma falta do elemento. A adição de iodo ao sal de mesa tem em grande parte eliminado este problema nas nações mais ricas, mas a deficiência de iodo continua a ser um grave problema de saúde pública hoje no mundo em desenvolvimento. A deficiência de iodo é também um problema em algumas áreas da Europa. Processamento de informações, habilidades motoras finas, e resolução de problemas visuais são melhoradas pela reposição de iodo em crianças moderadamente com deficiência de iodo.

toxicidade

Iodo
Riscos
pictogramas GHS O pictograma exclamação-marca no sistema harmonizado de Classificação e Rotulagem de Produtos Químicos (GHS)O pictograma perigo para a saúde no Sistema Globalmente Harmonizado de Classificação e Rotulagem de Produtos Químicos (GHS)O pictograma ambiente no Sistema Globalmente Harmonizado de Classificação e Rotulagem de Produtos Químicos (GHS)
palavra sinal de GHS perigo
H312 , H332 , H315 , H319 , H335 , H372 , H400
P261 , P273 , P280 , P305 , P351 , P338 , P314
NFPA 704
Flammability code 0: Will not burn. E.g., water Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gas Reactivity code 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g., liquid nitrogen Special hazards (white): no codeNFPA 704 diamante de quatro cores
0
3
0

O iodo elementar (I 2 ) é tóxico , se tomados por via oral não diluído. A dose letal para um adulto humano é de 30 mg / kg, que é de cerca de 2,1-2,4 gramas para um ser humano pesando 70 a 80 kg (até mesmo se experiências em ratos demonstrou que estes animais podiam sobreviver depois de comer uma dose de 14000 mg / kg). O excesso de iodo pode ser mais citotóxico na presença de deficiência de selénio . Suplementação de iodo em populações deficientes em selênio é, em teoria, problemática, em parte por este motivo. A toxicidade deriva das suas propriedades oxidantes, por meio do qual ele denaturates proteínas (incluindo enzimas).

O iodo elementar é também irritante para a pele, e o contacto directo com a pele podem causar danos e iodo sólido cristais devem ser manuseados com cuidado. As soluções com alta concentração de iodo elementar, tais como tintura de iodo e solução de Lugol , são capazes de provocar danos nos tecidos se for utilizado na limpeza prolongada ou anti-sepsia; Da mesma forma, líquido Povidona-iodo (Betadina) preso contra a pele resultou em queimaduras químicas em alguns casos relatados.

Exposição profissional

As pessoas podem ser expostas a iodo no local de trabalho por inalação, ingestão, contacto com a pele e nos olhos. O Safety and Health Administration Ocupacional (OSHA) definiu o limite legal ( limite permissível de exposição ) para a exposição de iodo no local de trabalho a 0,1 ppm (1 mg / m 3 ) durante um dia de trabalho de 8 horas. O National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) estabeleceu um limite de exposição Recomendado (REL) de 0,1 ppm (1 mg / m 3 ) durante um dia de trabalho de 8 horas. Em níveis de 2 ppm, o iodo é imediatamente perigosas à vida e à saúde .

Reações alérgicas

Algumas pessoas desenvolvem uma hipersensibilidade aos produtos e alimentos que contenham iodo. Aplicações de tintura de iodo ou Betadine pode causar erupções cutâneas, por vezes graves. Parentérica utilização de agentes de contraste à base de iodo (veja-se acima) pode causar reacções que vão desde uma erupção ligeira a fatal anafilaxia . Tais reações levaram ao equívoco (amplamente difundida, mesmo entre os médicos) que algumas pessoas são alérgicas ao iodo em si; até mesmo alergias a frutos do mar rico em iodo, têm sido interpretadas. Na verdade, nunca houve um relatório confirmado de uma verdadeira alergia iodo, e uma alergia ao iodo elementar ou sais de iodo simples é teoricamente impossível. As reacções de hipersensibilidade aos produtos e alimentos que contenham iodo são aparentemente relacionada com os seus outros componentes moleculares; Assim, uma pessoa que tenha demonstrado uma alergia a um alimento ou produto contendo iodo podem não ter uma reacção alérgica a um outro. Os pacientes com várias alergias alimentares (marisco, ovos, leite, etc.) ou a asma são mais susceptíveis de sofrer reacções de meios de contraste contendo iodo. Tal como acontece com todos os medicamentos, história de alergia do paciente deve ser questionado e consultado antes de qualquer contendo iodo são administrados.

Referências

Bibliografia