Јод

Јод — хемиски елемент со симбол I и атомски број 53. Најтежок од стабилните халогени, тој постои како сјајна, виолетово-црна неметална цврста форма во стандардни услови и лесно формира виолетов гас. Елементот е откриен од страна на францускиот хемичар Бернард Куртуа во 1811 година. Бил именуван две години подоцна од страна на Џозеф Луј Геј-Лусак, по грчкиот збор ἰώδης "виолетова боја". Јодот се јавува во многу оксидациски состојби, вклучувајќи јодид (I-), јодат (IO- 3) и различни периодични анјони. Јодот има најмало изобилство на стабилни халогени, со што е шеесет и првиот најзастапен елемент. Јодот е најтешката суштинска минерална хранлива материја. Јодот е од суштинско значење за синтезата на тироидните хормони. [4] Дефицитот на јод влијае на околу две милијарди луѓе и е водечка причина за интелектуална попреченост. Доминантните производители на јод денес се Чиле и Јапонија. Јодот и неговите соединенија првенствено се користат во исхраната. Поради високиот атомски број и лесното сврзување кон органските соединенија, исто така се користи како нетоксичен материјал за кондензација. Поради специфичноста на неговото навлегување во човечкото тело, радиоактивни изотопи на јод, исто така, може да се користат за лекување на рак на штитната жлезда. Јодот се користи како катализатор во индустриското производство на оцетна киселина и некои полимери.

Јод  (₅₃I)

Општи својства
Име и симбол	јод (I)
Изглед	сјајно метално сив; виолетов во гасовита состојба
Јодот во периодниот систем
Br ↑ I ↓ At телур ← јод → ксенон
Атомски број	53
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)	126,90447(3)
Категорија	двоатомски неметал
Група и блок	група 17 (халогени), p-блок
Периода	V периода
Електронска конфигурација	[Kr] 4d10 5s2 5p5
по обвивка	2, 8, 18, 18, 7
Физички својства
Фаза	solid
Точка на топење	386,85 K ​(113,7 °C)
Точка на вриење	457,4 K ​(184,3 °C)
Густина близу с.т.	4,933 г/см3
Тројна точка	386,65 K, ​12,1 kPa
Критична точка	819 K, 11,7 MPa
Топлина на топење	(I2) 15,52 kJ/mol
Топлина на испарување	(I2) 41,57 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	(I2) 54,44 J/(mol·K)
парен притисок (ромпски) P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k при T (K) 260 282 309 342 381 457
Атомски својства
Оксидациони степени	7, 5, 3, 1, −1 ​(a strongly кисел оксид)
Електронегативност	Полингова скала: 2,66
Енергии на јонизација	I: 1008,4 kJ/mol II: 1845,9 kJ/mol II: 3180 kJ/mol
Атомски полупречник	емпириски: 140 пм
Ковалентен полупречник	139±3 пм
Ван дер Валсов полупречник	198 пм
Спектрални линии на јод
Разни податоци
Кристална структура	​орторомпска
Топлинска спроводливост	0,449 W/(m·K)
Електрична отпорност	1,3×107 Ω·m (при 0 °C)
Магнетно подредување	дијамагнетно
Модул на збивливост	7,7 GPa
CAS-број	7553-56-2
Историја
Откриен и првпат издвоен	Бернар Куртоа (1811)
Најстабилни изотопи
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП 123I веш 13 ч. ε, γ 0,16 123Te 124I syn 4,176 д. ε – 124Te 125I syn 59,40 д. ε – 125Te 127I 100 % – (СЦ) <29,961 129I траги 1,57×107 г β− 0,194 129Xe 131I syn 8,02070 д. β−, γ 0,971 131Xe 135I syn 6,57 ч. β− – 135Xe
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани

Историја

Во 1811 година, јодот бил откриен од францускиот хемичар Бернард Куртоа, [5] [6] чиј родител бил производител на солетри (суштинска компонента на барутот). Во времето на Наполеон, во Франција се покажала голема потреба од за солтер. Солтерот бара натриум карбонат, кој може да се изолира од алги собрани на бреговите на Нормандија и Бретања. За да се изолира натриум карбонат, алгите се горат и пепелта се мие со вода. Останатиот отпад бил уништен со додавање на сулфурна киселина. Куртоа еднаш додал прекумерно сулфурна киселина и се зголемил облакот од пурпурна пареа се зголемил. Тој истакна дека пареата кристализирана на ладни површини, создава темни кристали. [7] Куртоа се сомневал дека овој материјал е нов елемент, но немал средства за понатамошно истражување. [8]

Куртоа им даде примероци на неговите пријатели, Чарлс Бернард Десурс (1777-1838) и Николас Климент (1779-1841), за да продолжат со истражувањата. Тој, исто така, даде дел од супстанцијата на хемичарот Џозеф Луј Геј-Лусак (1778-1850), и на физичарот Андре-Мари Ампе (1775-1836). На 29 ноември 1813 година, Дезормс и Клемент го откриле откритието на Куртоа. Тие ја опишале суштината на состанок на Кралскиот институт во Франција. [9] На 6 декември, Геј-Лусак објави дека новата супстанција е или елемент или соединение на кислород. [10] [11] [12] Геј-Лусак го предложил името "јод" од грчкиот збор ἰοειδής [13] (ioeidēs) за виолетова (поради бојата на јодната пареа). [5] [10] Ампер му дал дел од својот примерок на англискиот хемичар Хамфри Дејви (1778-1829), кој експериментирал со супстанцијата и забележал сличност со хлорот [14] Дејви испрати писмо на 10 декември до Кралското друштво во Лондон, наведувајќи дека тој идентификувал нов елемент. [15] Настана спор меѓу Дејви и Геј-Лусак во врска со тоа кој прв го идентификуваше јодот, но двата научника го признаа Куртоа како прв кој го изолирал елементот [8].

Во раните периодични табели, на јодот често се дава симбол Ј, за јад, неговото име на германски. [16]

Својства

Јод е четвртиот халоген, кој е член на групата 17 во периодниот систем, под флуор, хлор и бром; тоа е најтешкиот стабилен член на својата група. (Остатокот и петтиот халоген, радиоактивен астат, не е добро проучен поради трошок и непристапност во големи количини, но изгледа дека покажува ретки невообичаени својства поради релативистички ефекти.) Јодот има електронска конфигурација на [Kr] 4d105s25p5 , при што седумте електрони во петтата и најоддалечената школка се нејзините валентни електрони. Како и другите халогени, тоа е еден електрон кој е намален за целосен октет и оттука е силен оксидирачки агенс, реагирајќи со многу елементи за да ја комплетира својата надворешна обвивка, иако во согласност со периодичните закони, тоа е најслаб оксидирачки агенс меѓу стабилните халогени: има најниска електронегативност меѓу нив, само 2.66 на скалата Паулин (споредете флуор, хлор и бром на 3,98, 3,16 и 2,96 соодветно; астат го продолжува трендот со електронегативност од 2,2). Елементарниот јод оттука формира двоатомски молекули со хемиска формула I2, каде што два атома на јод делат пар на електрони, со цел секој да постигне стабилен октет за себе; на високи температури, овие двоатомски молекули реверзибилно дисоцираат пар на јод атоми. Слично на тоа, јодидниот анјон, I-, е најсилниот редуктор меѓу стабилните халогени, што е најлесно оксидиран назад кон двојатомниот I2. [17] (Астат оди понатаму, навистина е нестабилен како At- и лесно оксидиран до At0 или At +, иако постоењето на At2 не е потврдено). [18]

Халогените потемнуваат во боја, додека групата се спушта: флуор е многу бледо жолт гас, хлор е зелено-жолто, а бромот е црвеникаво-кафена испарлива течност. Јодот е во согласност со трендот кој преовладува, како сјајна црна кристална цврста материја која се топи на 114 °C и врие на 183 °C за да формира виолетов гас. Овој тренд се случува затоа што брановите должини на видливата светлина апсорбирани од халогените ја зголемуваат групата (иако астат можеби не одговара на тоа, во зависност од тоа како се покажува металикот). [17] Поточно, виолетовата боја на јодниот гас произлегува од транзицијата на електрони помеѓу највисоката окупирана јонско молекуларно орбитала и најниското празно антитело σu молекуларна орбитала. [19] Елементарниот јод е малку растворлив во вода, со еден грам растворливост во 3450 ml на 20 °C и 1280 ml на 50 °C; калиум јодид може да се додаде за да се зголеми растворливоста преку формирање на тријодидни јони, меѓу другите полиоидиди. [19] Неполарните растворувачи како што се хексан и јаглерод тетрахлорид даваат повисока растворливост. [20] Поларните раствори, како што се водени раствори, се кафени, како одраз на улогата на овие растворувачи како бази на Луис; од друга страна, неполарните раствори се виолетови, како бојата на јодната пареа. [19] Комплети за пренос на полнење се формираат кога јодот се раствора во поларни растворувачи, со што се менува бојата. Јодот е виолетов кога се раствора во јаглерод тетрахлорид и заситени јаглеводороди, но темнокафеав во алкохоли и амини, растворувачи кои формираат адукти за пренос на полнеж. [21] Точките на топење и вриење на јод се највисоки меѓу халогените, во согласност со трендот на пораст по групи, бидејќи јодот има најголем електронски облак меѓу нив кој е најлесно поларизиран, што резултира со молекули кои имаат најсилни ван дер Валсовски интеракции меѓу халогените. Слично на тоа, јодот е најмалку испарлив од халогените. [17] Поради тоа што има најголем атомски полупречник меѓу халогените, јодот има најниска прва енергија од јонизација, најнизок електронски афинитет, најниска електронегативност и најниска реактивност на халогените. [17] Интерхалогената врска во дијод е најслабата од сите халогени. Како таква, 1% од примерокот на гасовити јоди при атмосферски притисок се дисоцијализира во атоми на јод на 575 °C. Температури поголеми од 750 °C се потребни за флуор, хлор и бром за да се дисоцираат до сличен степен. Повеќето врски со јод се послаби од аналогните врски со полесните халогени. [17] Гасовитиот јод е составен од I2 молекули со должина на I-I врска од 266.6 часа. I-I врската е една од најдолгите единечни познати врски. Таа е уште подолга (271.5 часот) во цврст ортормбонски кристален јод, кој ја има истата кристална структура како хлор и бром. (Вредноста се одржува од ксенонот на соседот на јодот: должината на Xe-Xe е 308.71.) [23] Како таква, во рамките на јодната молекула се јавуваат значајни електронски интеракции со двата блиски соседи на секој атом и овие интеракции може да предизвикаат, во најголемиот дел од јодот, сјајна појава и полупроводнички својства. [17] Јодот е дво-димензионален полупроводник со јаз на јазот од 1,3 eV (125 kJ / mol): тој е полупроводник во рамнината на неговите кристални слоеви и изолатор во нормална насока [17].

Изотопи

Од триесет и седумте познати изотопи на јод, само еден се јавува во природата, јод-127. Другите се радиоактивни и имаат полуживот кој е премногу краток. Како таков, јод е моноизотоп и неговата атомска тежина има голема прецизност, бидејќи е константа на природата. [17] Најдолгиот век на радиоактивни изотопи на јод има јод-129, кој има полуживот од 15,7 милиони години, распаѓање преку бета-распаѓање на стабилен ксенон-129. [24] Некоиод нив, јод-129 беше формиран заедно со јод-127 пред формирањето на Сончевиот Систем, но сега е целосно распаднат, што го прави изумрен радионуклид кој сепак бил корисен во историјата на раниот Сончев Систем или подземните води, поради неговата подвижност во животната средина. Неговото поранешно присуство може да се утврди од вишокот на ќерка ксенон-129. [25] [26] [27] [28] [29] Трагите на јод-129 сѐ уште постојат и денес, бидејќи исто така се космогенски нуклид, формиран од космички зраци на спалувањето на атмосферскиот ксенон: овие траги сочинуваат 10-14-10-10 од сиот копнен јоди. Се јавува и од јадрените тестови на отворено, и не е опасен поради неверојатно долгиот полуживот, најдолго од сите цепни производи. На врвот на термојадреното тестирање во 1960-тите и 1970-тите години, јодот-129 сѐ уште бил само околу 10-7 од сите копнени јоди. [30] Возбудените состојби на јод-127 и јод-129 често се користат во Месбауер-спектроскопијата. [17] Другите јодски радиоизотопи имаат многу пократок полуживот, не подолго од неколку денови. [24] Некои од нив имаат примена во медицинските третмани на штитна жлезда, каде што јодот што влегува во телото се складира и концентрира. Јод-123 има полуживот од тринаесет часа и распаѓање со заробување на електрони до телур-123, кое емитира гама-зрачење; се користи за снимање во јадрена медицина, вклучувајќи скенирање на единечна фотонска емисија и компјутерска томографија (СПЕКТ) и скенирања на рендгенска снимка со рендгенска снимка (X-Ray CT). [31] Јод-125 има полуживот од педесет и девет дена, распаѓање со електронски порврзување на телур-125 и емитување на нискоенергетски гама-зрачења; вториот најдолг жив радиоизотоп од јод, се користи во биолошките анализи, снимањето на јадрена медицина и во терапија со зрачење како брахитерапија за лекување на неколку состојби, вклучувајќи рак на простата, увелар меланоми и мозочни тумори. [32] Конечно, јод-131, со полуживот од осум дена, бета се распаѓа во возбудена состојба на стабилен ксенон-131, кој потоа се претвора во основната состојба со емитување на гама-зрачење. Тоа е заеднички производ на цепење и затоа е присутен радиоактивните последици. Потоа, исто така може да се апсорбира преку контаминирана храна, а ќе се акумулира во штитната жлезда. Како што се распаѓа, може да предизвика оштетување на штитната жлезда. Примарниот ризик од изложување на високи нивоа на јод-131 предизвикува појава на радиогеничен карцином на штитната жлезда во подоцнежниот живот. Други ризици ја вклучуваат можноста за не-канцерозни зголемуава и тироидитис. [33] Вообичаените средства за заштита од негативните ефекти на јод-131 се со заситување на штитната жлезда со стабилен јод-127 во вид на таблети од калиум јодид, земени секојдневно за оптимална профилакса. [34] Сепак, јодот-131, исто така, може да се користи за лековити цели во зрачењето поради оваа причина, кога уништувањето на ткивото е посакувано по земањето на јодот од ткивото. [35] Јодот-131 исто така се користи како радиоактивен трасер. [36] [37] [38] [39]

Јодот во Хемијата и неговите компоненти

Halogen bond energies (kJ/mol)

X	XX	HX	BX3	AlX3	CX4
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Иако е најмалку реактивен од халогените, јодот сè уште е еден од пореактивните елементи. На пример, додека хлорниот гас ќе галогенира јаглерод моноксид, азотен оксид и сулфурдиоксид (на фосген, нитрозил хлорид и сулфурил хлорид соодветно), јодот нема да го стори тоа. Понатаму, јодирањето на метали има тенденција да резултира со пониски стапки на оксидација, отколку хлорирање или бронзација; на пример, метанот на ренија реагира со хлор за да формира рениум хексахлорид, но со бром формира само рениум пентабромид, а јодот може да постигне само рениум тетраиодид. [17] Меѓутоа, со ист знак, бидејќи јодот има најниска енергија од јоните помеѓу халогените и најлесно е оксидиран од нив, тој има поизразена катјонска хемија, а нејзините повисоки оксидациски состојби се прилично постабилни од оние на бром и хлор, на пример во јод хептафлуорид. [19]

Јодоводород

Наједноставно соединение на јод е јодоводород, HI. Тоа е безбоен гас кој реагира со кислород за да даде вода и јод. Иако е корисно во реакциите на јодирање во лабораторијата, нема голема индустриска примена, за разлика од другите халогениди на водородот. Тоа обично се прави со реакција на јод со водороден сулфид или хидразин:

2 I₂ + N₂H₄ {{|H₂O|⟶}} 4 HI + N₂

На собна температура, тоа е безбоен гас, како и сите водородни халогени освен водородните флуориди, бидејќи водородот не може да формира силни водородни врски на големиот јоден атом. Се топи на -51,0 °C и врие на -35,1 °C. Тоа е ендотермно соединение кое може егзотермично да дисоцира на собна температура, иако процесот е многу бавен, освен ако не постои катализатор: реакцијата меѓу водородот и јодот на собна температура за да се даде јодоводород не продолжува до завршување. Енергијата на дисоцијација на H-I е исто така го прави најмалиот од водородните халиди, на 295 kJ / mol. [41] Водниот водороден јодид е познат како хидроидочна киселина, која е силна киселина. Јодоводородот е исклучително растворлив во вода: еден литар вода ќе раствори 425 литри јодоводород, а заситениот раствор има само четири молекули на вода по молекула на водороден јодид. [42] Таканаречената "концентрирана" хидроидочна киселина обично содржи 48-57% HI по маса; растворот формира азеотропа со точка на вриење 126,7 °C на 56,7 g HI на 100 g раствор. Оттука, хидроидната киселина не може да се концентрира на оваа точка со испарување на водата. [41] За разлика од водородниот флуорид, безводниот течен водороден јодид е тежок за работа како растворувач, бидејќи има ниска точка на вриење, има мал течен опсег, неговата диелектрична константа е ниска и не се одразува значително во H2I + и HI- 2 јони - вторите, во секој случај, се многу помалку стабилни од бифлуоридните јони (HF- 2) поради многу слабо водородно поврзување помеѓу водородот и јодот, иако неговите соли со многу големи и слабо поларизирачки катјони како што се Cs + и NR + 4 (R = Me, Et, Bun) сè уште може да се изолираат. Безводниот водороден јодид е слаб растворувач, способен да раствора само мали молекуларни соединенија како што се нитрозил хлорид и фенол, или соли со многу ниски енергии на решетката, како што се тетраалкиламинониум халиди. [41]

Други јодиди

Речиси сите елементи во периодниот систем формираат бинарни јодиди. Исклучоците се дефинитивно мали и потекнуваат од три причини: екстремна инертност и неподготвеност да учествуваат во хемиски реакции (благородни гасови); екстремната јадрена нестабилност ја попречува хемиската истрага пред распаѓањето и трансмутацијата (многу од најтешките елементи надвор од бизмутот); и има електронегативност повисока од јодот (кислород, азот и првите три халогени), така што резултантните бинарни соединенија формално не се јодиди, туку оксиди, нитриди или халиди од јод. (Сепак, азотниот тријодид е именуван како јодид, аналогно на другите азотни трихалиди.) [43] Со оглед на големината на јодид анјонот и слабата оксидирачка моќност на јодот, во бинарните јодиди тешко се постигнуваат високи оксидациски состојби, што е најизразено во пентаиодидите на ниобиум, тантал и пропактиниум. Јодидите може да се направат со реакција на елемент или негов оксид, хидроксид или карбонат со хидроидоидна киселина, а потоа дехидрирани со благо високи температури во комбинација со низок притисок или безводен гас од јод на јод. Овие методи најдобро функционираат кога јодидниот производ е стабилен за хидролиза; Во спротивно, можностите вклучуваат на висока температура оксидативно јодирање на елементот со јод или јодоводород, на висока температура јодирање на метален оксид или друг халид од јод, испарлив метален халид, јаглерод тетраиодид или органски јодид. На пример, молибден (IV) оксид реагира со алуминиум (III) јодид на 230 °C за да даде молибден (II) јодид. Пример за халогенска размена е даден подолу, кој вклучува реакција на tantalum (V) хлорид со вишок алуминиум (III) јодид на 400 °C за да се добие тантал (V) јодид:

${\ce {3TaCl5 + {\underset {(excess)}{5AlI3}}-> 3TaI5 + 5AlCl3}}$

Пониските јодиди можат да бидат произведени или преку топлинско разложување или диспропорцијација, или со намалување на повисокиот јодид со водород или метал, на пример:

${\ce {TaI5{}+Ta->[{\text{thermal gradient}}][{\ce {630^{\circ }C\ ->\ 575^{\circ }C}}]Ta6I14}}$

Најголем дел од јодидите од пре-транзиционите метали (групи 1, 2 и 3, заедно со лантаноидите и актиноидите во оксидационите состојби на +2 и +3) се претежно јони, додека неметалите имаат тенденција да формираат ковалентни молекуларни јодиди, како што се металите во високи оксидациски состојби од +3 и погоре. Јонските јодиди MIn имаат најниски точки на топење и вриење меѓу халидите MXn од истиот елемент, бидејќи електростатичките сили на привлекување меѓу катјоните и анјоните се најслаби за големиот јодиден анјон. Спротивно на тоа, ковалентните јодиди имаат тенденција да ги имаат највисоките точки на топење и вриење меѓу халогените супстанции од истиот елемент, бидејќи јодот е најстариот кој е поларизиран од халогените и, со најмногу електрони меѓу нив, а може најмногу да придонесе кон силите ван дер Валс . Се разбира, исклучоци има кај средни јодиди. Слично на тоа, растворливоста во вода кај претежно јонски јодиди (на пример, калиум и калциум) е најголема меѓу јонските халогени на тој елемент, додека кај ковалентните јодиди (на пример, сребро) е најниска. Особено, сребрениот јодид е многу нерастворлив во вода и неговото формирање често се користи како квалитативен тест за јод.

Јод халиди

Халогените формираат многу бинарни, дијамагнетни мегахалогени соединенија со стехиометрии XY,XY₃, XY₅, и XY₇ (каде што X е потежок од Y), а јодот не е исклучок. Јодот ги формира сите три можни двоатомски меѓухалогени, трифлуорид и трихлорид, како и пентафлуорид и, по исклучок меѓу халогените, хептафлуорид. Бројни катјонски и анјонски деривати, исто така, се одликуваат со винско црвено или светлопортокалово соединение на ICl+
2 и темнокафеави или виолетови црни соединенија од I₂Cl⁺. Освен овие, исто така се познати и некои псевдохалиди, како што се цијан јодид (ICN), јоден тиоцијанат (ISCN) и јод азид (IN3). [44] Јод монофлуорид (IF) е нестабилен на собна температура и многу лесно и неповратно се диспропорционира на јод и јод пентафлуорид, и затоа не може да се добие чист. Може да се синтетизира од реакцијата на јод со флуорен гас во трихлорофлуорометан при -45 °C, со јод трифлуорид во трихлорофлуорометан при -78 °C или со сребро (I) флуорид на 0 °C. [44] Јод монохлоридот (ICl) и јод монобромид (IBr), од друга страна, се умерено стабилни. Првото, испарливо соединение со црвено-кафена боја, беше откриено независно од Џозеф Луј Гај-Лусак и Хамфри Дејви во 1813-4, по откритијата на хлор и јод, и го имитира средниот халоген бром толку добро што Јутус фон Либиг вил во заблуда за дека бром (кој го нашол) е јод монохлорид. Јод монохлорид и јод монобромид може да се подготват само со реакција на јод со хлор или бром на собна температура и прочистен со фракционална кристализација. Двата се доста реактивни, дури и со платина и злато, иако не и борот, јаглеродот, кадмиумот, оловото, циркониум, ниобиум, молибден и волфрам. Нивната реакција со органски соединенија зависи од условите. Пареата на јод хлорид има тенденција да хлорира фенол и салициклична киселина, бидејќи кога јоден хлорид се подложува на хомолитичка дисоцијација, се добиваат хлор и јод, а првиот е пореактивен. Сепак, јод хлоридот во раствор на тетрахлорометан резултира со јодирање како главна реакција, се јавува хетеролитичко цепење на I-Cl врската и I + реагира со фенол како електрофил. Сепак, јод монобромидот има тенденција да бромира фенолот, дури и во растворот на тетрахлорометан, бидејќи има тенденција да се дисоцира во неговите елементи во растворот, а бромот е пореактивен од јодот [44]. Кога течноста, јод монохлоридот и јод монобромид се дисоцираат во I₂X⁺ и IX−
2 анјони (X = Cl, Br); така што тие се значајни проводници на електрична енергија и може да се користат како јонизирачки растворувачи.

Јод трифлуорид (IF₃) е нестабилна жолта цврста материја која се распаѓа над -28 °C. Затоа е малку позната. Тешко е да се произведе, бидејќи флуорниот гас би имал тенденција да оксидира јод па сè до пентафлуоридот; реакција на ниска температура со ксенон дифлуорид е неопходна. Јод трихлорид, кој постои во цврста состојба како плански димер I₂Cl₆, е светложолта цврста форма, синтетизирана со реакција на јод со течен хлор на -80 °C; претпазливост е неопходна за време на прочистувањето, бидејќи лесно се дисоцира на јод монохлорид и хлор и затоа може да делува како силен хлорирачки агенс. Течниот јод трихлорид врши електрична енергија, што веројатно укажува на дисоцијација на ICl+
2 и ICl−
4 јони.

Јод пентафлуорид (IF₅), безбојна, испарлива течност, е најстариот термодинамички стабилен јоден флуорид, и може да се направи со реакција на јод со флуор гас на собна температура. Тоа е флуорирачки агенс, но е доволно лесен за складирање во стаклен апарат. Мала електрична спроводливост е присутна во течна состојба поради дисоцијација на IF+
4 и IF−
6. Пентагоналниот бипирамидален јод хептафлуорид (IF₇) е исклучително моќен флуорирачки агенс, после хлорен трифлуорид, хлорен пентафлуорид и брон пентафлуорид кај меѓухалогените: реагира со речиси сите елементи дури и при ниски температури, флуорира Pyrex стакло за да формира јод (VII) оксифлуорид (IOF₅), и го поставува јаглерод моноксидот на оган.

Јоднии оксидати

Јодните оксиди се најстабилни од сите халогени оксиди, поради силните I-O врски што произлегуваат од големата разлика на електронегативноста помеѓу јодот и кислородот и тие се познати најдолго време. [21] Стабилниот, бел, хигроскопски јоден пентоксид (I₂O₅) е познат уште од неговото формирање во 1813 година од страна на Геј-Лусак и Дејви. Најлесно се прави со дехидратација на јодната киселина (HIO₃) , од која е анхидрид. Тој брзо оксидира јаглерод моноксид на јаглерод диоксид на собна температура, и затоа е корисен реагенс во одредувањето на концентрацијата на јаглерод моноксид. Исто така, оксидира азот оксид, етилен и сулфурводород. Реагира со сулфурдиоксид и пероксидисулфурил дифлуорид (S₂O₆F₂) за да формира соли на јодил катјон, [IO₂]⁺, и се редуцира со концентрирани сулфурни киселини до јодосилни соли кои вклучуваат [IO]⁺. Може да се флуорира со флуор, бром трифлуорид, сулфур тетрафлуорид или хлорил флуорид, од кој се добива јоден пентафлуорид, кој исто така реагира со јод пентоксид, давајќи йодин (V) оксифлуорид, IOF₃. Познати се уште неколку помалку стабилни оксиди, особено I₄O₉ и I₂O₄ ; нивните структури не се утврдени, но разумните претпоставки се I^III(I^VO₃)₃ and [IO]⁺[IO₃]⁻ - соодветно. [47].

Standard reduction potentials for aqueous I species

E°(couple)	a(H+) = 1 (acid)	E°(couple)	a(OH−) = 1 (base)
I2/I−	+0.535	I2/I−	+0.535
HOI/I−	+0.987	IO−/I−	+0.48
		IO− 3/I−	+0.26
HOI/I2	+1.439	IO−/I2	+0.42
IO− 3/I2	+1.195
IO− 3/HOI	+1.134	IO− 3/IO−	+0.15
IO− 4/IO− 3	+1.653
H5IO6/IO− 3	+1.601	H3IO2− 6/IO− 3	+0.65

Поважни се четирите оксоокиди: хипоодната киселина (HIO), јодовата киселина (HIO₂), јодичната киселина (HIO₃) и перјодната киселина (HIO₄ или H₅IO₆). Кога јодот се раствора во воден раствор, се јавуваат следните реакции: [48]

I2 + H2O	HIO + H+ + I−	Kac = 2.0 × 10−13 mol2 l−2
I2 + 2 OH−	IO− + H2O + I−	Kalk = 30 mol−1 l

Хипоиодната киселина е нестабилна за диспропорционализација. Оттука, хипоиодитните јони се формираат непропорционално да дадат јодид и јодат: [48]

3 IO− 2 I− + IO− 3

K = 1020

Јодовата киселина и јодит се уште помалку стабилни и постојат само како минлива средна вредност во оксидацијата на јодид во јодат. [48] Јодатите се далеку најважни од овие соединенија, кои може да се направат со оксидирачки јодиди од алкален метал со кислород при 600 °C и висок притисок или со оксидирачки јод со хлорати. За разлика од хлоратите, кои диспропорцираат многу полека за да формираат хлорид и перхлорат, јодатите се стабилни за диспропорционализација и во кисели и во алкални раствори. Од овие, може да се добијат соли на повеќето метали. Јодната киселина најлесно се прави со оксидација на водена суспензија на јод со електролиза или фумирање на азотна киселина. Јодатот има најслаба оксидирачка моќ на халатите, но реагира најбрзо. [49] Многу периоди се познати, вклучувајќи ги и не само очекуваните тетрахерални IO−
4 , но, исто така, квадратни-пирамидални IO3−
5, октаедри ортопериодидатIO5−
6, [IO₃(OH)₃]²⁻, [I₂O₈(OH₂)]⁴⁻ , и I₂O4−
9. Тие обично се направени со оксидирачки алкален натриум јодат електрохемиски (со олово (IV) оксид како анодна) или со хлор гас: [50]

IO−
3 + 6 OH⁻ → IO5−
6 + 3 H₂O + 2 e⁻

IO−
3 + 6 OH⁻ + Cl₂ → IO5−
6 + 2 Cl⁻ + 3 H₂O

Тие се термодимиски и кинетички моќни оксидирачки агенси, брзо оксидирачки Mn²⁺ to MnO−
4, и доведуваат до расцепување на гликоли, α-дикетони, α-кетоли, α-аминоалкохоли и α-диамина. [50] Ортопеориодот посебно ги стабилизира високите оксидациски состојби меѓу металите поради неговиот многу висок негативен полнеж од -5. Ортоперјодната киселина, H₅IO₆, е стабилна и дехидрира на 100 °C во вакуум до метаперјодна киселина, HIO₄. Обид да се оди понатаму не резултира со непостоечки јод хептоксид (I₂O₇), туку јоден пентоксид и кислород. Перјодната киселина може да се протонира со сулфурна киселина за да се добие I(OH)+
6 катјон, изоелектронски за Te(OH)₆ и Sb(OH)−
6 , и давање на соли со бисулфат и сулфат. [21]

Полујодни соединенија

Кога јодот се раствора во силни киселини, вклучувајќи I+
2 Се формираат 2 катјони. Солидна сол на диодинскиот катјон може да се добие со оксидирачки јод со антимон пентафлуорид: [21]

2 I₂ + 5 SbF₅ SO₂⟶20°C 2 I₂Sb₂F₁₁ + SbF₃

Солта I₂Sb₂F₁₁ е темносина, и синиот танталозен аналог I₂Ta₂F₁₁ е исто така познат. Додека должината на I-I врска во I₂ е 267 часот, што во I+
2 е само 256 часот, додека недостасуваниот електрон во вториот е отстранет од орбиталата со антибиотици, што ја прави поцврстата, а со тоа и пократка. Во раствор на флуоросулфурна киселина, длабоко сина I+
2 реверзибилно димеризира под -60 °C, формирајќи црвен правоаголен дијамагнетен I2+
4. Другите полиоидни катјони не се толку добро карактеризирани, вклучувајќи ги темнокафеавата или црната I+
3 и центросимметричната C_2h зелена или црна I+
5, познатите AsF−
6 и AlCl−
4 соли, меѓу другите. [21] [51]

Единствениот важен полиодиден анјон во воден раствор е линеарен тријодид, I−
3. Неговото формирање објаснува зошто растворливоста на јод во вода може да се зголеми со додавање на раствор на калиум јодид: [21]

I₂ + I⁻ I−
3 (K_eq = ~700 на 20 °C)

Многу други полиолиди може да се најдат кога растворите што содржат јод и јодид кристализираат, како што се I−
5, I−
9, I2−
4, и I2−
8, чии соли со големи, слабо поларизирачки катјони како Cs⁺ можат да бидат изолирани.

Органски компоненти

Органооидните соединенија се фундаментални во развојот на органска синтеза, како што е случајот со Хофман елиминацијата на амини, [53] синтезата на Витерсонсон етер, [54] реакцијата на Вуртс спојување, [55] и во реактивите на Григна [56] Јаглеродно-јодната врска е честа функционална група која е дел од основната органска хемија; формално, овие соединенија може да се сметаат за органски деривати на јонид анјон. Наједноставните органоидонски соединенија, алкил јодиди, може да се синтетизираат со реакција на алкохоли со тријодид на фосфор; тие потоа може да се користат во нуклеофилни реакции за супституција, или за подготовка на реагенси на Григнал. C-I врската е најслабата од сите јаглеродно-халогени врски поради малата разлика во електронегативноста помеѓу јаглерод (2.55) и јод (2.66). Јодидот е најдобрата група за напуштање меѓу халогените, до таа мера што многу органоидонски соединенија се претвораат во жолта боја кога складираат со текот на времето поради распаѓање во елементарен јод; како такви, тие вообичаено се користат во органска синтеза, поради лесното формирање и расцепување на C-I врската. [57] Тие исто така се значително погусти од другите органохалогенски соединенија благодарение на високата атомска тежина на јодот. [58] Неколку органски оксидирачки агенси како јоданите содржат јод во повисока оксидациона состојба од -1, како што е 2-јодоксибензоева киселина, обичен реагенс за оксидација на алкохоли во алдехиди, [59] и јодобензен дихлорид (PhIC₁₂), што се користи за селективно хлорирање на алкени и алкини [60] Една од познатите употреби на органооидните соединенија е таканаречениот тест за јодоформа, каде што јодоформот (CHI₃) се добива со исцрпна јодација на метил кетон (или друго соединение способно да се оксидира до метил кетон), како што следува : [61]

Некои недостатоци во користењето на органоидонските соединенија во споредба со органохлорните или органоброминските соединенија се поголемиот трошок и токсичност на дериватите на јод, бидејќи јодот е скап, а органоидинските соединенија се посилни алкилирачки агенси. [62] На пример, јодаацетамид и јодооцетна киселина денатуративни белковини со иреверзибилно алкилирање на цистеински остатоци и спречување на реформација на дисулфидните врски. [63] Халогената размена за да се произведат јодоалкани од реакцијата на Финкелштајн е малку комплицирана поради фактот што јодидот е побрзо ја напушта групата од хлорид или бромид. Разликата, сепак, е доволно мала што реакцијата може да се доведе до крај со искористување на диференцијалната растворливост на соли на халиди или со користење на голем вишок на сол на халид. [61] Во класичната Finkelstein реакција, алкил хлорид или алкил бромид се претвораат во алкил јодид со третман со раствор на натриум јодид во ацетон. Натриум јодидот е растворлив во ацетон, додека натриум хлорид и натриум бромид не се растворливи во ацетон. [64] Реакцијата се движи кон производи со масовно дејство поради таложење на нерастворливата сол.

Производство и појавување

Јод е најмалку присутен од стабилните халогени, кои содржат само 0,46 делови на милион Земјини корални карпи (споредете: флуор 544 ppm, хлор 126 ppm, бром 2,5 ppm). Меѓу осумдесет и четири елементи кои се јавуваат во значителни количини (елементи 1-42, 44-60, 62-83 и 90-92), се рангира шеесет и првиот во изобилство. [67] Јодните минерали се ретки. Како примери се земаат лаутарит, Ca(IO₃)₂ и дитезит, 7Ca(IO₃)₂·8CaCrO₄. [67] Ова се минерали кои се среќаваат како трага нечистотии во калихе, кои се наоѓаат во Чиле, чиј главен производ е натриум нитрат. Вкупно може да содржат најмалку 0,02% и најмногу 1% јод по тежина. [68] Натриум јодат се екстрахира од каличе и се намалува на јодид од натриум бисулфит. Овој раствор потоа реагира со свежо извлечен јодат, што резултира со компостирање на јод, што може да се филтрира. [17] Калишот беше главен извор на јод во 19 век и денес е важен, заменувајќи ги алгите (што повеќе не се економски оправдан извор), [69] но во доцните 20 век растенијата се појавија како споредлив извор. Јапонската гасна руда Minami Kanto источно од Токио и американското гасно поле "Анадарко" во северозападниот дел на Оклахома се двата најголеми вакви извори. На саламура е потопла од 60 °C од длабочината на изворот. Саламурата е прво прочистена и закиселена со употреба на сулфурна киселина, а потоа јодидот се оксидира до јод со хлор. Се произведува јоден раствор, но се разредува и мора да се концентрира. Воздухот врие во растворот за испарување на јодот, кој се пренесува во апсорбирачка кула, каде што сулфур диоксидот го намалува јодот. Водородниот јодид (HI) реагира со хлор за да го преципитира јодот. По филтрирање и прочистување, јодот се пакува. [68] [70]

2 HI + Cl₂ → I₂↑ + 2 HCl

I₂ + 2 H₂O + SO₂ → 2 HI + H₂SO₄

2 HI + Cl₂ → I₂↓ + 2 HCl

Поради тоа Чиле и Јапонија денес се најголеми производители на јод. [67] Алтернативно, саламурата може да се третира со сребро нитрат за да се преципира јодот како сребрен јодид, кој потоа се разградува со реакција со железо за да се формира метално сребро и раствор од железо (II) јодид. Тогаш јодот може да се ослободи со поместување со хлор. [71]

Примена

За разлика од хлорот и бромот, кои имаат една значајна главна употреба што ги надминува сите други, јодот има примена од различна важност. Околу половина од целиот произведен јод оди во различни органоидонски соединенија; уште 15% останува како чист елемент, 15% се употребуваат за формирање калиум јодид, а уште 15% за други неоргански јодни соединенија. Останатите 5% се за мали употреби. Меѓу главните употреби на јод соединенијата се вбројуваат катализатори, додатоци за добиточна храна, стабилизатори, бои, бои и пигменти, фармацевтски, санитарни (од тинктура на јои ) производи и фотографија; во помал обем и за инхибиција на смог, сеење на облаци и разни употреби во аналитичката хемија. [17]

Хемиска анализа

Калиум тетрајодомеркуратот (II),K₂HgI₄ , е исто така познат како реагенс на Неслер. Често се користи како осетлив тест за амонијак. Слично на тоа, Cu₂HgI₄ се користи како преципитирачки реагенс за тестирање на алкалоиди. Јодидните и јодните анјони често се користат за квантитативна зафатнинска анализа, на пример, во јодометрија и реакција на јоден часовник (во кој јодот исто така служи како тест за скроб, формирајќи темносин комплекс), [17] и воден алкален јоден раствор што се користи во тестот за јодоформа за метил кетони. [61] Тестот на јод за скроб сè уште се користи за откривање на фалсификувани банкноти отпечатени на хартија што содржи скроб. [72]

Спектроскопија

Спектарот на молекулата на јод, I₂, се состои од десетици илјади остри спектрални линии во опсегот на бранова должина 500-700 nm. Затоа се користи референтна бранова должина (секундарен стандард). Со мерење со спектроскопска техника без доплер, додека се фокусира на една од овие редови, се отктива хиперфинската структура на молекулата на јод. А линијата е сега решена така што се мерливи или 15 компоненти (од дури вртежни квантни броеви, Jeven) или 21 компоненти (од чудни вртежни квантни броеви, Jodd).

Медицина

Елементарен јод

Елементарниот јод се користи како средство за дезинфекција или како елемент или како тријодиден анјон I₃⁻, растворен во вода, со додавање на јодид во слабо растворлив во вода елементарен јод (обратна хемиска реакција го прави достапниот слободен елементарен јод за антисепсија). Елементарниот јод, исто така, може да се користи за лекување на дефицит на јод. [73] Како алтернатива, јодот може да се произведува од јодофори, кои содржат комплексен јод со растворувач (јодид јон може да се смета за лабаво како иодофор во растворите за тријодидна вода). Примери за такви препарати се: [74]

• Тинктура на јод: јод во етанол или јод и натриум јодид во мешавина од етанол и вода.
• Лугол-јод: јод и јодид во вода кои формираат тријодид. За разлика од тинктурата на јод, Лугол-јод има минимизирана количина на слободна јод (I₂) компонента.
• Повидон јод (иодофор).

Антимикробната акција на јод е брза и работи со ниски концентрации, и затоа се користи во оперативните сали. [75] Нејзиниот специфичен начин на дејствување е непознат. Се пробива во микроорганизми и напаѓа одредени аминокиселини (како што се цистеин и метионин), нуклеотиди и масни киселини, кои во крајна линија резултираат со смрт на клетките. Исто така, има антивирусно дејство, но нелипидните вируси и парвовирусите се помалку чувствителни од вирусите што содржат липиди. Јодот најверојатно напаѓа површински белковини на вируси, а исто така може да ги дестабилизира мембранските масни киселини со реакција со незаситени јаглеродни врски. [76]

Други формули

Во медицината се користи заситен раствор на калиум јодид за лекување на акутна тиротоксикоза. Исто така се користи за блокирање на навлегувањето на јод-131 во штитната жлезда (видете го делот за изотопи погоре), кога овој изотоп се користи како дел од радиофармацевтиките (како што е iobenguane) кои не се насочени кон ткивата на штитната жлезда или штитната жлезда [ 77] [78] Јодот-131 (обично како јодид) е составен дел на јадрената епидемија и е особено опасен поради склоноста на штитната жлезда да концентрира проголтан јод и да го задржи периодот подолг од радиолошкиот полуживот на овој изотоп од осум дена. Поради оваа причина, лицата на ризик од изложеност на радиоактивен јод во животната средина (јод-131) може да бидат земат нерадиоактивни калиум јодид таблети. Типичната доза за возрасни е една 130 mg таблета за 24 часа, снабдувајќи 100 mg (100.000 микрограми) јонски јод. (Типичната дневна доза на јод за нормално здравје е од редослед од 100 микрограми, видете "Долен внес" подолу.) Проголтувањето на оваа голема доза на нерадиоактивен јод го минимизира навлегувањето на радиоактивниот јод од штитната жлезда. [79] Како елемент со висока електронска густина и атомски број, јодот ги апсорбира Х-зраците послаби од 33,3 keV поради фотоелектричниот ефект на најскриените електрони. [80] Органооидните соединенија се користат со интравенозно инјектирање како агенси за радиоконтраст на Х-зраци. Оваа примена е често во врска со напредните техники на Х-зраци, како што се ангиографија и КТ скенирање. Во моментов сите агенси за радиоконтраст растворливи во вода се засноваат на јод.

Друго

За производството на етилендиамин дихидроиоид, како додаток во исхраната за добиток, се троши голем дел од достапниот јод. Друга значајна употреба е како катализатор за производство на оцетна киселина од процесите на Монсанто и Катива. Во овие технологии, кои ја снабдуваат побарувачката на светот за оцетна киселина, хидроидната киселина ја претвора супстанцијата на метанол во метил јодид, кој се подложува на карбонилација. Хидролизата на добиениот ацетил јодид ја регенерира јодоводородната киселина и дава оцетна киселина. [81]

Неорганските јодиди имаат специјализирани примени. Титан, циркониум, хафниум и ториум се прочистени со процесот на Ван Аркел, кој вклучува реверзибилно формирање на тетраиодиди на овие елементи. Сребрениот јодид е главна состојка на традиционалниот фотографски филм. Илјадници килограми сребрен јодид се користат годишно за облачно засејување за да предизвикаат дожд [81].

Еритрозинот од органоидоин е важен агенс за боење на храната. Перфлуороалкилјодидите се претходници на важните сурфактанти, како перфлуорооктансулфонска киселина. [81]

Биолошка употреба

Јодот е суштински елемент за животот и, во атомски број Z = 53, е најтешкиот елемент најчесто потребен на живите организми. (Лантиум и другите лантаноиди, како и волфрам со Z = 74, се користат од страна на неколку микроорганизми.) [83] [84] Потребна е за синтеза на тироидните хормони тиреоидни хормони тироксин и тријодитиронин (T₄ и T₃ односно, именувани по нивниот број на атоми на јод). Недостатокот на јод доведува до намалување на продукцијата на Т3 и Т4 и истовремено зголемување на тироидното ткиво во обид да се добие повеќе јод, предизвикувајќи болест позната како гуша. Главната форма на тироиден хормон во крвта е тироксин (Т4), кој има подолг полуживот од Т3. Кај луѓето, односот на T₄ до T₃ кој се ослободува во крвта е помеѓу 14: 1 и 20: 1. T₄ се претвора во активен T₃ (три до четири пати посилен од T₄ во клетките со помош на дијодази (5'-јодаза). Овие понатаму се обработуваат со декарбоксилација и дејодација за да се произведе јодотиронамин (T₁a) и тиронамин (T₀a') . Сите три изоформи на дејодациите се еземи кои содржат селен; така диететскиот селен е од суштинско значење за производство на T₃ . [85] Јодот учествува со 65% од молекуларната тежина на T₄ и 59% од T₃ . Петнаесет до 20 мг јод е концентриран во ткивото на штитната жлезда и хормоните, но 70% од вкупниот јод во телото се наоѓа во други ткива, вклучувајќи ги и млечните жлезди, очите, мукозата на желудникот, феталниот тимус, ’рбетномозочната течност и хориоидниот плексус, артерискиот ѕидови, грлото на матката и плунковните жлезди. Во клетките на тие ткива, јодидот влегува директно од натриум-јодид симпатизер (НИС). Дејството на јод во млечното ткиво е поврзано со феталниот и неонаталниот развој, но во другите ткива е делумно непознато [86].

Улога во исхраната

Препораките на Институтот за медицина на САД се помеѓу 110 и 130 μg за доенчиња до 12 месеци, 90 μg за деца до осум години, 130 μg за деца до 13 години, 150 μg за возрасни, 220 μg за бремени жени и 290 μg за лактација. [4] [87] Нивото на толерантниот горен внес (UL) за возрасни е 1.100 μg / ден. [88] Оваа горна граница беше проценета со анализа на ефектот на дополнување на тироидниот стимулирачки хормон [86].

На штитната жлезда и требаат не повеќе од 70 μg / ден за синтеза на потребните дневни количества на T4 и T3. [4] Повисоките препорачани нивоа на дневен додаток на јод изгледаат неопходни за оптимална функција на голем број на телесни системи, вклучувајќи и лактација на дојка, мукоза на желудникот, плунковни жлезди, мозочни клетки, хориозни плексус, тимус и артериски ѕидови. [89] [90 ] [91]

Природни извори на диетален јод вклучуваат морска храна, како што се риба, алги (како алги) и школки, млечни производи и јајца, додека животните добиваат доволно јод од растенија кои се одгледуваат на почва богата со јод. [92] [93] Јодизираната сол е зајакната со јод во форма на натриум јодид. [93] [94]

Од 2000 година, средната доза на јод од храна во САД беше 240-300 μg / ден за мажи и 190 до 210 μg / ден за жени. [88] Општото население во САД има соодветна исхрана на јод, [95] [96] кај жени од раѓање и бремени жени кои имаат можен лесен ризик од дефицит [96] Во Јапонија, потрошувачката се сметаше за многу поголема, која се движеше помеѓу 5.280 μg / ден до 13.800 μg / ден од диетални алги или комбу алги, [86] често во форма на Комбу Умами екстракти за супа и чипс. Сепак, новите студии укажуваат на тоа дека потрошувачката во Јапонија е поблизу до 1.000-3.000 μg / ден [97]. Возрасниот UL во Јапонија последен пат беше ревидиран на 3.000 μg / ден во 2015 година. [98]

По примената на програмите за утврдување на јод, како што се јодирање на сол, се забележани некои случаи на хипертироидизам индуциран од јод (т.н. феномен Јод-заснован). Се чини дека состојбата се јавува главно кај лица над четириесет и ризикот се јавува повисоко кога дефицитот на јод е тежок и првичниот пораст на внесот на јод е висок.

Недостатоци

Во областите каде што има малку јод во исхраната, [100] обично се оддалечени копнени области и екваторски клими каде што не се јаде морска храна, недостатокот на јод доведува до хипотироидизам, и симптоми кои се: екстремен замор, гушавост, ментално забавување, депресија, зголемување на телесната тежина и ниски базални температури на телото. [101] Дефицитот на јод е водечка причина за интелектуална попреченост, што се јавува првенствено кога бебињата или малите деца се изложени на хипотироидиска болест поради недостаток на јод. Додавањето на јод во солта во голема мера го елиминираше овој проблем во побогатите нации, но дефицитот на јод останува сериозен јавен здравствен проблем денес во светот во развој. [102] Дефицитот на јод е исто така проблем во одредени области во Европа. Обработката на информациите, фините моторни вештини и решавањето на визуелните проблеми кај децата се подобрени со надополнување на јод. [103]

Токсичност

Елементарниот јод (I₂) е токсичен ако се зема орално неразреден. Смртоносна доза за возрасен човек е 30 mg / kg, што е околу 2,1-2,4 грама за човек со тежина од 70 до 80 кг (дури и ако експериментите на стаорци покажуваат дека овие животни може да преживеат по јадење доза од 14000 mg / kg). Вишокот на јод може да биде повеќе цитотоксичен во присуство на дефицит на селен. [106] Додатокот на јод во популациите каде има недостаток на селен, во теорија, е проблематичен, делумно поради оваа причина [86] Токсичноста произлегува од неговите оксидирачки својства, преку која ги денатурира белковините (вклучувајќи ги и ензимите). [107]

Елементниот јод е, исто така, раздразнувач на кожата, и директен контакт со кожата може да предизвика оштетување и солидните кристали на јод треба да се ракуваат со внимание. Течностите со висока елементарна концентрација на јод, како што се тинктурата на јод и Лугол-овиот раствор, се способни да предизвикаат оштетување на ткивото доколку се користи при продолжено чистење или антисепсија; слично, течноста на Povidone-jodine (Betadine) заробена против кожата резултирала со хемиски изгореници во некои пријавени случаи. [108]

Изложеност на јод на работно место

Луѓето можат да бидат изложени на јод на работното место со вдишување, голтање, контакт со кожата и контакт со очите. Управата за безбедност и здравје при работа (OSHA) утврди законска граница (дозволена граница на изложеност) за изложеност на јод на работното место со 0,1 ppm (1 mg / m3) за време на 8-часовен работен ден. Националниот институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH) утврди препорачана граница на изложеност (REL) од 0.1 ppm (1 mg / m3) за време на 8-часовен работен ден. На ниво од 2 ppm, јодот е веднаш опасен за животот и здравјето. [109]

Алергиски реакции

Некои луѓе имаат хиперсензитивност на производи и храна што содржат јод. Нанесувањето на тинктура на јод или бетадин може да предизвикаат понекогаш тежок осип. [110] Парентералната употреба на контрастните агенси засновани на јод (види погоре) може да предизвика реакции кои се движат од благ осип до фатална анафилакса. Ваквите реакции доведоа до заблуда (широко се одржа, дури и кај лекарите) дека некои луѓе се алергични на самиот јод; дури и алергии на морска храна богата со јод биле така толкувани [111]. Всушност, никогаш не постоел потврден извештај за вистинска алергија на јод, а теоретски невозможно е алергија на елементарен јод или едноставни соли на јодид. Реакциите на преосетливост кон производите и храната што содржат јод се очигледно поврзани со нивните други молекуларни компоненти [112], така што лицето кое покажало алергија на една храна или производ што содржи јод, можеби нема алергиска реакција на друга. Пациентите со различни алергии на храна (школки, јајца, млеко и др.) или со астма имаат поголема веројатност да страдаат од реакции на контрастни медиуми кои содржат јод. [112] Како и кај сите лекови, треба најпрво да се испита историјатот на алергијата на пациентот треба да се испитува и да се консултира пред да се администрира било којшто содржи јод. [113]

Надворешни врски

• Физички својства на јодот на Hemija.net