Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение

Высшего профессионального образования

Башкирский государственный медицинский университет

Министерства по социальному развитию и здравоохранению Российской Федерации

Реферат

по элективному курсу химии

на тему:

«Биологическая роль йода и применение его соединений в медицине»

Выполнила:

студентка 1 курса группы П-111 Б

Кадырова Э. А.

Проверил:

Бадакшанов Рамиль Мухаметович

Уфа – 2012.

План.

1. Йод. Общая характеристика элемента.

2. История открытия элемента.

3. Нахождение йода в природе.

4. Нахождение йода в организме животных и человека.

5. Последствия недостаточного и избыточного содержания йода в организме человека.

6. Продукты, лекарства, содержащие йод.

1. Йод. Общая характеристика элемента.

ИОД (йод) (лат. Iodum), I (читается «йод»), химический элемент с атомным номером 53, атомная масса 126,9045.

Иод расположен в пятом периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам.

Природный иод состоит только из одного нуклида — иода-127. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s²p⁵. В соединениях проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома иода 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 иода равны, соответственно, 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону –3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода 2,66, иод принадлежит к числу неметаллов.

Иод при обычных условиях — твердое черно-серое вещество с металлическим блеском и специфическим запахом.

Физические и химические свойства: кристаллическая решетка иода ромбическая, параметры элементарной ячейки а = 0,4792 нм, b = 0,7271 нм, с = 0,9803 нм. Температура плавления 113,5°C, температура кипения 184,35°C. Важная особенность иода — способность сублимироваться (переходить из твердого в парообразное состояние) уже при комнатной температуре. Плотность иода 4,930 кг/см³. Стандартный электродный потенциал I₂/I^– в водном растворе равен +0,535 В.

В парах, в расплаве и в кристаллах существует в виде двухатомных молекул I₂. Длина связи 0,266 нм, энергия связи 148,8 кДж/моль. Степень диссоциации молекул на атомы при 727°C — 2,8%, при 1727°C — 89,5%.

Иод плохо растворим в воде, причем протекает обратимая реакция

I₂ + H₂O = HI + HIO

Хорошо растворим иод в большинстве органических растворителей (сероуглерод, углеводороды, ССl₄, СНСl₃, бензол, спирты, диэтиловый эфир и другие). Растворимость иода в воде увеличивается, если в воде имеются иодид-ионы I^–, так как молекулы I₂ образуют с иодид-ионами комплексные ионы I₃^–.

По реакционной способности иод — наименее активный галоген. Из неметаллов реагирует напрямую без нагревания только с фосфором (P) (образуется PI₃) и мышьяком (As) (образуется AsI₃), а также с другимигалогенами. Так, с бромом (Br) иод реагирует практически без нагревания, причем образуется соединение состава IBr. При нагревании реагирует с водородом (H) Н₂ с образованием газообразного HI.

Металлы реагируют с иодом обычно при нагревании. Протеканию реакции способствует наличие паров воды или добавление жидкой воды. Так, порошок алюминия (Al) вступает в реакцию с иодом, если к порошку добавить каплю воды:

2Al + 3I₂ = 2AlI₃.

Интересно, что со многими металлами иод образует соединения не в высшей степени окисления атома металла, а в низшей. Так, с медью (Cu) иод образует только соединение состава CuI, с железом (Fe) — состава FeI₂. Все иодиды металлов, кроме иодидов AgI, CuI и Hg₂I₂, хорошо растворимы в воде.

Иод реагирует с водным раствором щелочи, например:

3I₂ + 6NaOH = 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O,

а также с раствором соды:

3I₂ + 3Na₂CO₃ = 5NaI + NaIO₃ + 3CO₂

Раствор иодистого водорода (H) HI в воде — сильная (иодистоводородная) кислота, по свойствам похожая на соляную кислоту. Иодноватистая кислота HIO — кислота очень слабая, существует только в разбавленных водных растворах. Также неустойчивы и ее соли — гипоиодиты.

Иодноватая кислота HIO₃ представляет собой твердое вещество, в растворах ведет себя как сильная кислота. Соли этой кислоты — иодаты. Наиболее известен иодат калия (K) KIO₃, используемый в аналитической химии.

Степени окисления +7 иода отвечает иодная кислота HIO₄, которая из растворов выделяется в виде дигидрата HIO₄·2Н₂О. Интересно, что все 5 атомов водорода (H) в этом соединении могут быть замещены катионами металла. Например, известен периодат серебра (Ag) состава Ag₅IO₆.

Для обнаружения иода в водных растворах используют чрезвычайно чувствительную иодкрахмальную реакцию. Синяя окраска крахмала в растворе различна и появляется, если к раствору добавить ничтожное количество иода — 1 мкг и даже менее.