Jods (elements)
| Jods (elements) | |||||
|---|---|---|---|---|---|
|
 |
||||
  Kristālisks jods un violeti joda tvaiki kolbā |
|||||
| Oksidēšanas pakāpes | +7, +5, +3, +1, -1 | ||||
| Elektronegativitāte | 2,66 | ||||
| Blīvums | 4940 kg/m3 | ||||
| Kušanas temperatūra | 386,85 K (113,7 °C) | ||||
| Viršanas temperatūra | 457,4 K (184,3 °C) | ||||
Jods ir ķīmiskais elements ar simbolu I (līdz 20. gadsimta 50. gadiem - J) un atomnumuru 53. Jods ir smagākais neradioaktīvais halogēns. Jods dabā ir sastopams jodīdu veidā. Jodu pirmo reizi brīvā veidā ieguva 1811. gadā, jūras zāļu pelniem pieliekot pārāk daudz sērskābes. Izveidojās joda tvaiki, kurus izdevās kondensēt. Mūsdienās visvairāk jodu ražo Čīlē, jo tur atrodas jodu saturoša minerāla atradnes.
Sadzīvē par jodu dažkārt dēvē medicīnisko joda tinktūru - joda un kālija jodīda šķīdumu etanolā.
Satura rādītājs |
[izmainīt šo sadaļu] Bioloģiskā nozīme
- Organismā jods koncentrējas vairogdziedzerī, kur piedalās divu vielmaiņas regulācijas hormonu - trijodtironīna (T3) un tiroksīna (T4) - veidošanā.[1]
- Jods organismā ir ļoti vajadzīgs,jo piedalās normālā vielmaiņā, darbojas arī kā vairogdziedzera saslimšanu, strumas un kretīnisma profilakses līdzeklis, taču atrodams tikai dažos pārtikas produktos (olās, jūras produktos). Tāpēc vairākās valstīs likums nosaka ražotājiem to pievienot vārāmajai sālij.[2]
[izmainīt šo sadaļu] Ķīmiskās īpašības
Savienojumos jodam var būt oksidēšanas pakāpes no -1 līdz +7 (tāpat kā lielākajai daļai halogēnu). Jods reaģē ar daudziem metāliem, veidojot jodūdeņražskābes sāļus - jodīdus.
[izmainīt šo sadaļu] Fiziskās īpašības
Brīvā veidā jods ir tumšpelēka cieta kristāliska viela ar violetu metālisku spīdumu, kas šķīst organiskajos šķīdinātājos, bet slikti šķīst ūdenī. Jods labāk šķīst ūdenī, kas satur izšķīdušus jodīdus, jo tad veidojas trijodīda jons (I3−), kas šķīst ievērojami labāk. Joda šķīdumi ūdenī un etanolā ir brūni, šķīdumi tetrahlorogleklī un hloroformā ir violeti.
| Šķīdība ūdenī | 0,078 g/100ml pie 25 °C |
| Šķīdība etanolā | 21,43 g/100ml pie 25 °C |
| Šķīdība sērogleklī | 16,47 g/100ml pie 25 °C |
Karsējot jodu, tas sublimējas. Joda tvaiki ir violeti un lielā koncentrācijā ir necaurspīdīgi. Karsējot jodu, tas kūst, bet atmosfēras spiedienā virs joda kušanas temperatūras tuvumā ir ļoti liels tvaiku parciālspiediens, tādēļ joda kušanu caur tvaikiem nevar novērot.
[izmainīt šo sadaļu] Izmantošana
Joda savienojumus lieto:
- Joda tinktūru (10% šķīdums etanolā) dažreiz lieto par antiseptisku līdzekli. Pastāv arī līdzīgi sastāvi, kas nesatur etanolu. Tie satur joda un jodīdu šķīdumu ūdenī.
- Sudraba jodīdu dažreiz lieto mazjutīgiem fotomateriāliem (sudraba bromīds ir populārāks lielākas gaismjutības dēļ).
- Inertus jodorganiskos savienojumus (jodaizvietotus benzola atvasinājumus) lieto par injicējamām rentgenkontrastvielām.
- Volframa jodīdu lieto halogēnspuldzēs, lai novērstu pārāk ātru kvēldiega pārdegšanu.
- Jodam reaģējot ar amonjaku, veidojas slāpekļa trijodīds, kas ir viena no nestabilākajām pazīstamajām sprāgstvielām.
[izmainīt šo sadaļu] Skatīt arī
[izmainīt šo sadaļu] Atsauces
| H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||
| Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||
| K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | As | Br | Kr | ||||||||||||||||
| Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Te | I | Xe | |||||||||||||||
| Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Rn | ||
| Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Uut | Uuq | Uup | Uuh | Uus | Uuo |
| Sārmu metāli | Sārmzemju metāli | Lantanīdi | Aktinīdi | Pārejas metāli | Citi metāli | Pusmetāli | Citi nemetāli | Halogēni | Cēlgāzes |
