IODO: HISTÓRIA, PROPRIEDADES, ESTRUTURA, OBTENÇÃO, RISCOS, USOS - QUÍMICA - 2024

O iodo é um elemento reativo não metálico pertencente ao grupo 17 da tabela periódica (halogênios) e é representado pelo símbolo químico I. É essencialmente um elemento bastante conhecido popularmente desde o iodo água até o hormônio tirosina.

No estado sólido o iodo é cinza escuro com brilho metálico (imagem inferior), capaz de se sublimar para produzir um vapor violeta que, quando condensado em superfície fria, deixa um resíduo escuro. Os experimentos para demonstrar essas características foram numerosos e atraentes.

Cristais de iodo robustos. Fonte: BunGee

Este elemento foi isolado pela primeira vez por Bernard Curtois no ano de 1811, ao obter compostos que serviram de matéria-prima para a fabricação de nitrato. No entanto, Curtois não identificou o iodo como elemento, mérito compartilhado por Joseph Gay-Lussac e Humphry Davy. Gay-Lussac identificou o elemento como "iodo", termo que veio da palavra grega "ioides" com a qual a cor violeta era designada.

O iodo elementar, como os outros halogênios, é uma molécula diatômica, composta de dois átomos de iodo ligados por uma ligação covalente. A interação de Van der Waals entre as moléculas de iodo é a mais forte entre os halogênios. Isso explica por que o iodo é o halogênio com os maiores pontos de fusão e ebulição. Além disso, é o menos reativo dos halogênios e o de menor eletronegatividade.

O iodo é um elemento essencial que deve ser ingerido, pois é necessário para o crescimento corporal; desenvolvimento cerebral e mental; metabolismo em geral, etc., recomendando uma ingestão diária de 110 µg / dia.

A deficiência de iodo no estado fetal de uma pessoa está associada ao aparecimento de cretinismo, uma condição caracterizada pela desaceleração do crescimento corporal; bem como desenvolvimento mental e intelectual insuficiente, estrabismo, etc.

Já a deficiência de iodo em qualquer idade do indivíduo está associada ao aparecimento de bócio, caracterizado por hipertrofia da tireoide. O bócio é uma doença endêmica, pois está confinado a certas áreas geográficas com características nutricionais próprias.

História

Descoberta

O iodo foi descoberto pelo químico francês Bernard Curtois, no ano de 1811, enquanto trabalhava com seu pai na produção de salitre, necessitando de carbonato de sódio para isso.

Este composto foi isolado de algas marinhas coletadas na costa da Normandia e da Bretanha. Para tanto, as algas foram queimadas e as cinzas lavadas com água, sendo os resíduos resultantes destruídos com a adição de ácido sulfúrico.

Certa vez, talvez por um erro fortuito, Curtois adicionou um excesso de ácido sulfúrico e formou-se um vapor púrpura que se cristalizou nas superfícies frias, fixando-se como cristais escuros. Curtois suspeitou que ele estava na presença de um novo elemento e chamou-o de "Substância X".

Curtois descobriu que essa substância quando misturada com amônia formava um sólido marrom (triiodeto de nitrogênio) que explodia ao menor contato.

No entanto, Curtois limitou-se a continuar a sua investigação e decidiu dar amostras da sua substância a Charles Desormes, Nicolas Clément, Joseph Gay-Lussac e André-Marie Ampère, a fim de obter a sua colaboração.

Emergência do nome

Em novembro de 1813, Desormes e Clément tornaram pública a descoberta de Curtois. Em dezembro do mesmo ano, Gay-Lussac apontou que a nova substância poderia ser um novo elemento, sugerindo o nome "iodo" da palavra grega "ioides", designada para violeta.

Sir Humphry Davy, que recebeu uma parte da amostra dada a Ampère por Curtois, fez um experimento com a amostra e notou uma semelhança com o cloro. Em dezembro de 1813, a Royal Society of London estava envolvida na identificação de um novo elemento.

Embora tenha surgido uma discussão entre Gay-Lussac e Davy sobre a identificação do iodo, ambos reconheceram que Curtois foi o primeiro a isolá-lo. Em 1839, Curtois finalmente recebeu o Prêmio Montyn da Royal Academy of Sciences em reconhecimento ao isolamento do iodo.

Usos históricos

Em 1839, Louis Daguerre deu ao iodo seu primeiro uso comercial, inventando um método de produção de imagens fotográficas denominado daguerreótipos, em finas folhas de metal.

Em 1905, o patologista norte-americano David Marine investigou a deficiência de iodo em certas doenças e recomendou sua ingestão.

Propriedades físicas e químicas

Aparência

Sublimação de cristais de iodo. Fonte: Ershova Elizaveta

Cinza escuro sólido com brilho metálico. Quando sublimado, seus vapores são de cor roxa (imagem superior).

Peso atômico padrão

126,904 u

Número atômico (Z)

53

Ponto de fusão

113,7 ºC

Ponto de ebulição

184,3 ºC

Densidade

Temperatura ambiente: 4,933 g / cm ³

Solubilidade

Dissolve-se em água para produzir soluções castanhas com concentração de 0,03% a 20 ºC.

Esta solubilidade é consideravelmente aumentada se houver íons iodeto previamente dissolvidos, uma vez que um equilíbrio entre I ^- e I _{2 é estabelecido} para formar a espécie aniônica I ₃ ^-, que se solvata melhor do que o iodo.

Em solventes orgânicos, como clorofórmio, tetracloreto de carbono e dissulfeto de carbono, o iodo se dissolve dando uma tonalidade roxa. Além disso, ele se dissolve em compostos nitrogenados, como piridina, quinolina e amônia, para formar uma solução acastanhada, novamente.

A diferença nas colorações reside no fato de que o iodo é dissolvido como moléculas I ₂ solvatadas, ou como complexos de transferência de carga; os últimos aparecem quando se trata de solventes polares (entre eles a água), que se comportam como bases de Lewis ao doar elétrons ao iodo.

Odor

Pungente, irritante e característico. Limiar de odor: 90 mg / m ³ e limite de odor irritante: 20 mg / m ³.

Coeficiente de partição octanol / água

Log P = 2,49

Decomposição

Quando aquecido até a decomposição, emite uma fumaça de iodeto de hidrogênio e vários compostos de iodeto.

Viscosidade

2,27 cP a 116 ºC

Ponto Triplo

386,65 K e 121 kPa

Ponto crítico

819 K e 11,7 MPa

Calor de fusão

15,52 kJ / mol

Calor da vaporização

41,57 kJ / mol

Capacidade calórica molar

54,44 J / (mol K)

Pressão de vapor

O iodo tem uma pressão de vapor moderada e quando o recipiente é aberto sublima lentamente em um vapor violeta, irritante para os olhos, nariz e garganta.

Números de oxidação

Os números de oxidação para o iodo são: - 1 (I ^-), +1 (I ⁺), +3 (I ³⁺), +4 (I ⁴⁺), +5 (I ⁵⁺), +6 (I ⁶⁺) e +7 (I ^{7 +}). Em todos os sais de iodeto, como o KI, o iodo tem um número de oxidação -1, pois neles temos o ânion I ^-.

O iodo adquire números de oxidação positivos quando é combinado com elementos mais eletronegativos do que ele; por exemplo, em seus óxidos (I ₂ O ₅ e I ₄ O ₉) ou compostos interhalogenados (IF, I-Cl e I-Br).

Eletro-negatividade

2,66 na escala de Pauling

Energia de ionização

Primeiro: 1.008,4 kJ / mol

Segundo: 1.845 kJ / mol

Terceiro: 3.180 KJ / mol

Condutividade térmica

0,449 W / (m K)

Resistividade elétrica

1,39 · 10 ⁷ Ω · m a 0 ºC

Ordem magnética

Diamagnético

Reatividade

O iodo se combina com a maioria dos metais para formar iodetos, bem como elementos não metálicos, como fósforo e outros halogênios. O íon iodeto é um forte agente redutor, liberando espontaneamente um elétron. A oxidação do iodeto produz uma tonalidade acastanhada de iodo.

O iodo, em contraste com o iodeto, é um agente oxidante fraco; mais fraco do que bromo, cloro e flúor.

O iodo com número de oxidação +1 pode se combinar com outros halogênios com número de oxidação -1, para dar os halogenetos de iodo; por exemplo: brometo de iodo, IBr. Da mesma forma, ele se combina com o hidrogênio para dar origem ao iodeto de hidrogênio, que após se dissolver em água é chamado de ácido iodídrico.

O ácido hidroiódico é um ácido muito forte, capaz de formar iodetos por reação com metais ou seus óxidos, hidróxidos e carbonatos. O iodo tem um estado de oxidação +5 em ácido iódico (HIO ₃), que se desidrata para produzir pentóxido de iodo (I ₂ O ₅).

Estrutura e configuração eletrônica

- átomo de iodo e suas ligações

Molécula de iodo diatômica. Fonte: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

O iodo em seu estado fundamental consiste em um átomo que possui sete elétrons de valência, apenas um para poder completar seu octeto e se tornar isoeletrônico com o gás nobre xenônio. Esses sete elétrons estão dispostos em seus orbitais 5s e 5p de acordo com sua configuração eletrônica:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁵

Portanto, os átomos I mostram uma forte tendência de se ligar covalentemente, de modo que cada um individualmente tem oito elétrons em sua camada mais externa. Assim, dois átomos de I se unem e formam a ligação II, que define a molécula diatômica I ₂ (imagem superior); unidade molecular de iodo em seus três estados físicos em condições normais.

A imagem mostra a molécula I ₂ representada por um modelo de preenchimento espacial. Não é apenas uma molécula diatômica, mas também homonuclear e apolar; Portanto, suas interações intermoleculares (I ₂ - I ₂) são governadas pelas forças de dispersão de London, que são diretamente proporcionais à sua massa molecular e ao tamanho dos átomos.

Esta ligação II, no entanto, é mais fraca em comparação com os outros halogênios (FF, Cl-Cl e Br-Br). Isso é teoricamente devido à fraca sobreposição de seus orbitais híbridos sp ³.

- Cristais

A massa molecular de I ₂ permite que suas forças dispersivas sejam direcionais e fortes o suficiente para estabelecer um cristal ortorrômbico à pressão ambiente. Seu alto conteúdo de elétrons faz com que a luz promova transições de energia infinitas, o que faz com que os cristais de iodo se manchem de preto.

No entanto, quando o iodo é sublimado, seus vapores apresentam uma coloração violeta. Isso já é indicativo de uma transição mais específica dentro dos orbitais moleculares I ₂ (aqueles de maior energia ou anti-ligação).

Célula unitária ortorrômbica centrada na base para o cristal de iodo. Fonte: Benjah-bmm27.

Acima estão as moléculas I ₂, representadas por um padrão de esferas e bastonetes, organizadas dentro da célula unitária ortorrômbica.

Pode-se observar que existem duas camadas: a inferior com cinco moléculas e a do meio com quatro. Observe também que uma molécula de iodo fica na base da célula. O vidro é construído distribuindo periodicamente essas camadas em todas as três dimensões.

Percorrendo a direção paralela às ligações II, verifica-se que os orbitais do iodo se sobrepõem para gerar uma banda de condução, o que torna esse elemento um semicondutor; entretanto, sua capacidade de conduzir eletricidade desaparece se a direção perpendicular às camadas for seguida.

Distâncias de link

O link II parece ter se expandido; e de fato é, já que o comprimento de sua ligação aumenta de 266 pm (estado gasoso), para 272 pm (estado sólido).

Isso pode ser devido ao fato de que as moléculas I ₂ estão muito distantes no gás, suas forças intermoleculares sendo quase desprezíveis; enquanto no sólido, essas forças (II - II) tornam-se tangíveis, atraindo os átomos de iodo de duas moléculas vizinhas entre si e, consequentemente, encurtando a distância intermolecular (ou interatômica, vista de outra forma).

Então, quando o cristal de iodo sublima, a ligação II se contrai na fase gasosa, uma vez que as moléculas vizinhas não exercem mais a mesma força atrativa (dispersiva) em seu entorno. E também, logicamente, a distância I ₂ - I ₂ aumenta.

- Fases

Foi mencionado anteriormente que a ligação II é mais fraca em comparação com os outros halogênios. Na fase gasosa, a uma temperatura de 575 ° C, 1% das moléculas I _{2 se} desintegram em átomos I individuais. Há tanta energia térmica que apenas dois I se juntam e se separam e assim por diante.

Da mesma forma, essa quebra de ligação pode ocorrer se enormes pressões forem aplicadas aos cristais de iodo. Ao comprimi-lo demais (sob pressão centenas de milhares de vezes maior que a atmosférica), as moléculas I ₂ se reorganizam como uma fase monoatômica I, e diz-se que o iodo exibe características metálicas.

No entanto, existem outras fases cristalinas, tais como: a ortorrômbica centrada no corpo (fase II), a tetragonal centrada no corpo (fase III) e a cúbica centrada na face (fase IV).

Onde encontrar e obter

O iodo tem uma relação de peso, em relação à crosta terrestre, de 0,46 ppm, ocupando o 61º lugar em abundância. Minerais de iodeto são escassos e os depósitos de iodo comercialmente exploráveis ​​são iodatos.

Os minerais iodo são encontrados em rochas ígneas com concentração de 0,02 mg / kg a 1,2 mg / kg, e em rochas magmáticas com concentração de 0,02 mg a 1,9 mg / kg. Também pode ser encontrado no xisto Kimmeridge, com concentração de 17 mg / kg de peso.

Além disso, minerais de iodo são encontrados em rochas de fosfato com uma concentração variando de 0,8 a 130 mg / kg. A água do mar tem uma concentração de iodo variando de 0,1 a 18 µg / L. Algas, esponjas e ostras eram anteriormente as principais fontes de iodo.

Atualmente, entretanto, as principais fontes são caliche, depósitos de nitrato de sódio no deserto de Atacama (Chile) e salmouras, principalmente do campo de gás japonês em Minami Kanto, a leste de Tóquio, e o campo de gás Anadarko. Bacia em Oklahoma (EUA).

O caliche

O iodo é extraído do caliche na forma de iodato e é tratado com bissulfito de sódio para reduzi-lo a iodeto. A solução é então feita reagir com iodato recém-extraído para facilitar sua filtração. Caliche foi a principal fonte de iodo no século XIX e no início do século XX.

Salmoura

Após a purificação, a salmoura é tratada com ácido sulfúrico, que produz iodeto.

Esta solução de iodeto é posteriormente reagida com cloro para produzir uma solução diluída de iodo, que é evaporada por uma corrente de ar que é desviada para uma torre absorvente de dióxido de enxofre, produzindo a seguinte reação:

I ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ => 2 HI + H ₂ SO ₄

Posteriormente, o gás iodeto de hidrogênio reage com o cloro para liberar o iodo em estado gasoso:

2 HI + Cl ₂ => I ₂ + 2 HCl

E, finalmente, o iodo é filtrado, purificado e embalado para uso.

Papel biológico

- Dieta recomendada

O iodo é um elemento essencial, pois intervém em inúmeras funções nos seres vivos, especialmente conhecidas no homem. A única maneira de o iodo entrar no homem é através dos alimentos que ele ingere.

A dieta de iodo recomendada varia com a idade. Assim, uma criança de 6 meses requer uma ingestão de 110 µg / dia; Já a partir dos 14 anos, a dieta recomendada é de 150 µg / dia. Além disso, afirma-se que a ingestão de iodo não deve ultrapassar 1.100 µg / dia.

- Hormônios da tireóide

O hormônio estimulador da tireoide (TSH) é secretado pela glândula pituitária e estimula a captação de iodo pelos folículos da tireoide. O iodo é transportado para os folículos da tireoide, conhecidos como coloides, onde se liga ao aminoácido tirosina para formar monoiodotirosina e diiodotirosina.

No colóide folicular, uma molécula de monoiodotironina se combina com uma molécula de diiodotironina para formar uma molécula chamada triiodotironina (T ₃). Por outro lado, duas moléculas de diiodotirosina podem se unir, formando a tetraiodotironina (T ₄). T ₃ e T ₄ são chamados de hormônios da tireoide.

Os hormônios T ₃ e T ₄ são secretados no plasma, onde se ligam às proteínas plasmáticas; incluindo a proteína transportadora do hormônio da tireóide (TBG). A maioria dos hormônios tireoidianos é transportada no plasma como T ₄.

Porém, a forma ativa dos hormônios tireoidianos é o T ₃, de modo que o T _4, nos "órgãos brancos" dos hormônios tireoidianos, sofre desiodação e é transformado em T ₃ para exercer sua ação hormonal.

Edição de efeitos

Os efeitos da ação dos hormônios tireoidianos são múltiplos, sendo possíveis: aumento do metabolismo e da síntese protéica; promoção do crescimento corporal e desenvolvimento do cérebro; aumento da pressão arterial e frequência cardíaca, etc.

- Deficiência

A deficiência de iodo e, portanto, dos hormônios tireoidianos, conhecida como hipotireoidismo, tem inúmeras consequências que são influenciadas pela idade da pessoa.

Se a deficiência de iodo ocorrer durante o estado fetal de uma pessoa, a consequência mais relevante é o cretinismo. Esta condição é caracterizada por sinais como função mental prejudicada, desenvolvimento físico retardado, estrabismo e maturação sexual retardada.

Uma deficiência de iodo pode induzir um bócio, independentemente da idade em que a deficiência ocorre. O bócio é um superdesenvolvimento da tireoide, causado pela estimulação excessiva da glândula pelo hormônio TSH, liberado pela hipófise como resultado da deficiência de iodo.

O tamanho excessivo da tireoide (bócio) pode comprimir a traqueia, limitando a passagem de ar por ela. Além disso, pode causar danos aos nervos laríngeos que podem levar à rouquidão.

Riscos

O envenenamento por ingestão excessiva de iodo pode causar queimaduras na boca, garganta e febre. Também dor abdominal, náusea, vômito, diarreia, pulso fraco e coma.

O excesso de iodo produz alguns dos sintomas observados na deficiência: há uma inibição da síntese dos hormônios tireoidianos, aumentando a liberação de TSH, o que resulta em uma hipertrofia da tireoide; isto é, um bócio.

Estudos demonstraram que a ingestão excessiva de iodo pode causar tireoidite e câncer papilar de tireoide. Além disso, a ingestão excessiva de iodo pode interagir com os medicamentos, limitando sua ação.

Tomar muito iodo junto com medicamentos antitireoidianos, como o metimazol, usado para tratar o hipertireoidismo, pode ter um efeito aditivo e causar hipotireoidismo.

Os inibidores da enzima de conversão da angiotensina (ECA), como o benazepril, são usados ​​para tratar a hipertensão. Tomar uma quantidade excessiva de iodeto de potássio aumenta o risco de hipercalemia e hipertensão.

Formulários

Doutores

O iodo atua como desinfetante para a pele ou feridas. Possui ação antimicrobiana quase instantânea, penetrando no interior dos microrganismos e interagindo com aminoácidos sulfurados, nucleotídeos e ácidos graxos, o que causa a morte celular.

Ele exerce sua ação antiviral principalmente sobre os vírus cobertos, postulando que ataca as proteínas da superfície dos vírus cobertos.

O iodeto de potássio na forma de solução concentrada é utilizado no tratamento da tireotoxicose. Também é usado para controlar os efeitos da radiação de ¹³¹ I, bloqueando a ligação do isótopo radioativo à tireoide.

O iodo é usado no tratamento da ceratite dendrítica. Para fazer isso, a córnea é exposta ao vapor d'água saturado com iodo, perdendo temporariamente o epitélio da córnea; mas há uma recuperação completa em dois ou três dias.

Além disso, o iodo tem efeitos benéficos no tratamento da fibrose cística da mama humana. Da mesma forma, foi sugerido que o ¹³¹ I poderia ser um tratamento opcional para o câncer de tireoide.

Reações e ação catalítica

O iodo é usado para detectar a presença de amido, dando uma tonalidade azul. A reação do iodo com o amido também é usada para detectar a presença de notas falsas impressas em papel contendo amido.

O tetraiodomercurato de potássio (II), também conhecido como reagente de Nessler, é usado na detecção de amônia. Além disso, uma solução alcalina de iodo é usada no teste de iodofórmio, para mostrar a presença de metil cetonas.

Os iodetos inorgânicos são usados ​​na purificação de metais, como titânio, zircônio, háfnio e tório. Em uma etapa do processo, os tetraiodetos desses metais devem ser formados.

O iodo serve como um estabilizador para breu, óleo e outros produtos de madeira.

O iodo é usado como um catalisador nas reações de síntese orgânica de metilação, isomerização e desidrogenação. Enquanto isso, o ácido iodídrico é usado como catalisador para a produção de ácido acético nos processos Monsanto e Cativa.

O iodo atua como um catalisador na condensação e alquilação de aminas aromáticas, bem como em processos de sulfatação e sulfatação, e para a produção de borrachas sintéticas.

Fotografia e ótica

O iodeto de prata é um componente essencial do filme fotográfico tradicional. O iodo é usado na fabricação de instrumentos eletrônicos, como prismas de cristal único, instrumentos ópticos de polarização e vidro capaz de transmitir raios infravermelhos.

Outros usos

O iodo é usado na fabricação de pesticidas, corantes de anilina e ftaleína. Além disso, é utilizado na síntese de corantes, sendo um agente extintor de fumaça. E, por fim, o iodeto de prata serve como núcleo de condensação do vapor d'água nas nuvens, a fim de causar chuva.

Referências

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