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Iod



Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Iod, I, 53
Serie Halogene
Gruppe, Periode, Block 17, 5, p
Aussehen dunkel-violett grau,
glänzend
CAS-Nummer 7553-56-2
Massenanteil an der Erdhülle 6 · 10−6 %
Atomar
Atommasse 126,90447 u
Atomradius (berechnet) 140 (115) pm
Kovalenter Radius 133 pm
Van-der-Waals-Radius 198 pm
Elektronenkonfiguration [Kr] 4d10 5s2 5p5
Elektronen pro Energieniveau 2, 8, 18, 18, 7
1. Ionisierungsenergie 1008,4 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 1845,9 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie 3180 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand fest
Modifikationen 1
Kristallstruktur orthorhombisch
Dichte 4,94 g/cm3
Mohshärte  ?
Magnetismus diamagnetisch
Schmelzpunkt 386,85 K (113,70 °C)
Siedepunkt 457,4 K (184,20 °C)
Molares Volumen 25,72 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme 20,752 kJ/mol
Schmelzwärme 7,824 kJ/mol
Dampfdruck

41 Pa bei 298 K

Schallgeschwindigkeit m/s
Spezifische Wärmekapazität 214,5 J/(kg · K) bei 298 K
Elektrische Leitfähigkeit 8,0 · 10−8 S/m
Wärmeleitfähigkeit 0,449 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände ±1, 3, 5, 7
Oxide (Basizität) (stark sauer)
Normalpotential 0,536
Elektronegativität 2,66 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP
125I

{syn.}

59,408 d ε 0,186 125Te
126I

{syn.}

13,11 d ε 2,155 126Te
β- 1,258 126Xe
127I

100 %

Stabil
128I

{syn.}

24,99 min β- 2,118 128Xe
ε 1,251 128Te
129I

{syn.}

1,57 · 107 a β- 0,194 129Xe
130I

{syn.}

12,365 h β- 2,949 130Xe
131I

{syn.}

8,02070 d β- 0,971 131Xe
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung
aus RL 67/548/EWG, Anh. I
R- und S-Sätze R: 20/21-50
S: (2-)23-25-61
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.


Iod (auch: Jod, Elementsymbol I) ist ein chemisches Element. Es steht im Periodensystem der Elemente in der 17. Gruppe (früher 7. Hauptgruppe, VIIA), den sogenannten Halogenen. Der Name leitet sich vom altgriechischen Wort „Iodes“ (ιώο-ειδης) für „veilchenfarbig“ ab: Die beim Erhitzen von Iod freigesetzten Dämpfe sind violett.

Während im Deutschen Jod die häufiger gebräuchliche Schreibweise darstellt, bevorzugt die Fachsprache Iod; beide Schreibweisen sind unabhängig von der Rechtschreibreform korrekt. Das Elementsymbol J dagegen ist veraltet und wurde ausnahmslos durch I ersetzt.

Iod ist ein für den Menschen wie auch andere Lebewesen essentielles Spurenelement.

Inhaltsverzeichnis

Geschichte

Die physiologische Bedeutung iodhaltiger Zubereitungen war schon im Altertum bekannt. So wurden bereits 1500 Jahre vor unserer Zeitrechnung Kropfkranken die iodhaltigen Schilddrüsen von Schafen oder Aschen von Meeresschwämmen verordnet.

Iod wurde im Jahr 1811 durch den Pariser Salpetersieder Bernard Courtois bei der Herstellung von Schießpulver erstmals aus der Asche von Seetang gewonnen. Den elementaren Charakter erforschten jedoch erst ab 1813 die französischen Naturwissenschaftler Nicolas Clément-Désormes und Joseph Louis Gay-Lussac, der ihm ein Jahr später den heutigen Namen verlieh.

Vorkommen

Iod ist abgesehen von Astat wesentlich seltener als die übrigen Halogene. In der Natur ist es weit verbreitet, jedoch nur in Form seiner Verbindungen, zum Beispiel angereichert (0,02–1 %) im Chilesalpeter, hauptsächlich in Form von Natriumiodat (NaIO3), aber auch Natriumperiodat (NaIO4) und Lautarit (Ca(IO3)2). In geringen Spuren ist es in Böden und Gesteinen nachweisbar. Im Durchschnitt enthält 100 Gramm wasserfreier Feinboden aus dem süddeutschen Raum bis zu 34 Milligramm Iod [1]. Der Iodgehalt des Bodens ist wesentlich für die Versorgung der Bevölkerung mit natürlichem Iod. Als Iodwasserstoff kommt es in geringsten Mengen in vulkanischen Gasen vor.

Lösliche Iodverbindungen wie Alkali- und Erdalkaliiodide werden während der Verwitterung von Gesteinen durch Regenwasser freigesetzt oder zerfallen bei höheren Temperaturen. So gelangen sie schließlich in die Meere und ins Grundwasser. Einige Mineralwässer enthalten Iod. Die Mineralquelle Woodhall Spa in den USA bringt Wasser hervor, das durch Iod braun gefärbt ist. Im Meerwasser liegt die Menge an Iod bei 0,05 Gramm pro Tonne.

Organische Iodverbindungen kann man aus Meeresalgen (19 Gramm Iod pro Kilogramm Trockenmasse), Tangen und Schwämmen (bis zu 14 Gramm Iod pro Kilogramm Trockenmasse) isolieren. Einen wichtigen Speicher für organisch gebundenes Iod stellt die Schilddrüse dar.

Natürlich vorkommendes Iod besteht zu 100 % aus dem Isotop 127I, es ist also ein Reinelement (anisotop).

Gewinnung und Darstellung

Früher gewann man Iod in Form von Iodiden und Iodaten, indem man die durch die Flut an den Strand angeschwemmten Tange einsammelte und verbrannte. Die erhaltene Asche enthielt etwa 0,1–0,5 % Iod. Diese Iodgewinnung hat heute jedoch nur noch lokale Bedeutung und macht ungefähr 2 % der Weltjahresproduktion aus.

Die technische Gewinnung von Iod ist eng mit der Salpetergewinnung verknüpft. Das in den Mutterlaugen enthaltene Iodat wird durch Reduktion in Iod umgewandelt. Im ersten Reaktionsschritt setzt man schwefelige Säure ein, um Iodsäure (Iodat ist das Anion dieser Säure) zu Iodwasserstoff zu reduzieren:

\mathrm{HIO_3 + 3 \ H_2SO_3 \rightarrow HI + 3 \ H_2SO_4}
Iodsäure und schwefelige Säure reagieren zu Iodwasserstoff und Schwefelsäure

Der Iodwasserstoff wird wiederum in einem zweiten Schritt durch die in der Lösung vorhandene Iodsäure zu Iod oxidiert. Man spricht in diesem Fall von einer Komproportionierung, da Iod in zwei verschiedenen Oxidationsstufen (−1 im Iodwasserstoff und +5 in der Iodsäure) zu elementarem Iod mit der Oxidationsstufe 0 wird.

\mathrm{HIO_3 + 5 \ HI \rightarrow 3 \ H_2O + 3 \ I_2}
Iodsäure und Iodwasserstoff komproportionieren zu Wasser und Iod

Alternativ kann zur Reduktion auch Schwefeldioxid (SO2) den Endlaugen, aus denen der Salpeter bereits auskristallisiert ist, zugesetzt werden.

Bei der Erdöl- und Erdgasförderung fallen bedeutende Mengen an Salzsole an, die einen Iodgehalt zwischen 30 bis über 100 ppm aufweisen. Das in Form von Natriumiodid vorliegende Iod wird durch die Oxidation mit Chlor aus der Sole freigesetzt:

\mathrm{2 \ NaI + Cl_2 \rightarrow 2 \ NaCl + I_2}
Natriumiodid und Chlor reagieren zu Natriumchlorid und Iod

Eine weitere Reinigung des gewonnenen Iods wird dadurch erreicht, dass es mit Luft ausgeblasen, anschließend mit Schwefeldioxid in schwefelsaurer Lösung wieder reduziert und zum Schluss mit gasförmigem Chlor zum Iod zurück oxidiert wird.

\mathrm{I_2 + SO_2 + 2 \ H_2O \rightarrow 2 \ HI + H_2SO_4}
Iod wird durch Schwefeldioxid zu Iodwasserstoff reduziert
\mathrm{2 \ HI + Cl_2 \rightarrow 2 \ HCl + I_2}
Iodwasserstoff und Chlor reagieren zu Chlorwasserstoff und Iod

Chromatographisch kann Iod mittels Adsorption von Polyiodid an Anionenaustauschern angereichert werden. Zur Reinstherstellung setzt man Kaliumiodid und halogenfreies Kupfersulfat ein.

Im Labormaßstab lässt sich Iod durch Einwirken von Schwefelsäure und Mangan(IV)-oxid auf Kaliumiodid herstellen. Die Gewinnung gelingt ebenso aus der iodhaltigen Asche von Meerespflanzen durch Behandlung mit Chlor.

Eigenschaften

   

Iod ist unter Normalbedingungen ein Feststoff, der grauschwarze, metallisch glänzende Schuppen bildet, deren Dichte 4940 kg/m³ beträgt. Sie besitzen die Eigenschaften eines Halbleiters. Diese Eigenschaften sind auf das Vorhandensein eines Schichtgitters zurückzuführen, in dem einzelne Ebenen aus I2-Molekülen (Bindungslänge 2,715 Å) bestehen. Der Abstand der Ebenen in einem orthorhombischen Schichtkristall beträgt 4,412 Å und entspricht damit dem van-der-Waals-Abstand zwischen zwei Iod-Atomen (4,30 Å). Das Ergebnis der Messung des kürzesten Abstands zwischen zwei Iod-Molekülen liegt mit 3,496 Å deutlich darunter.

Iod geht beim Schmelzen (Schmelzpunkt 113,70 °C) in eine braune, elektrisch leitfähige Flüssigkeit über. Es siedet bei 184,2 °C unter Bildung eines violetten Dampfes, der aus I2-Molekülen besteht. Iod sublimiert schon bei Zimmertemperatur, so dass ein Schmelzen nur unter rascher und starker Temperaturerhöhung möglich ist.  

Iod reagiert weitaus weniger heftig mit anderen Elementen wie Phosphor, Aluminium, Eisen und Quecksilber als Chlor und Brom. Mit Wasserstoff reagiert Iod zu Iodwasserstoff, welcher beim leichten Erwärmen jedoch schnell wieder in die Elemente zerfällt.

\mathrm{I_2 + H_2\, \overrightarrow{\leftarrow}\, 2\,HI}
Iod und Wasserstoff stehen mit Iodwasserstoff im Gleichgewicht. Bei erhöhter Temperatur wird dieses nach links verschoben.

Mit Ammoniak findet aufgrund der damit verbundenen Volumenzunahme eine explosionsartige Reaktion statt.

\mathrm{3\,I_2 + 2\,NH_3 \rightarrow 6\,HI + N_2}
Drei Mol Iod und zwei Mol Ammoniak reagieren zu sechs Mol Iodwasserstoff und ein Mol Stickstoff.

Eine interessante Eigenschaft des Iods äußert sich darin, Polyiodidverbindungen einzugehen. Dabei verbinden sich gelöste I2-Moleküle jeweils mit einem Iodid-Anion zum einfach negativ geladenen I3-Anion. Eine Eigenschaft dieser Polyiodidverbindung ist, dass sie sich in Stärke-Helices einlagert. Diese Einlagerungsverbindungen rufen bereits in geringen Konzentrationen eine intensive Blaufärbung hervor (empfindlicher und spezifischer Iod-Stärke-Nachweis).

Iod-Kationen

Vom Iod sind verschiedene Kationen bekannt. So entsteht das blaue Diiod-Kation I2+, wenn Iod durch in Schwefelsäure gelöstes Schwefeltrioxid (65%iges Oleum: H2SO4 • 2SO3) oxidiert wird:

\mathrm{2\,I_2 + 2\,SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow 2\,I_2^+ + SO_2 + 2\,HSO_4^-}

Zur Oxidation kann ebenso Antimon(V)-fluorid bzw. Tantalpentafluorid in flüssigem Schwefeldioxid verwendet werden:

\mathrm{2\,I_2 + SbF_5 \rightarrow 2\,I_2^+ + SbF_3 + 2\,F^-}

Es gelang jedoch bisher nicht, Verbindungen mit dem unsolvatisierten, das heißt lösungsmittelfreien Monoiod-Kation I+ herzustellen. Selbst in Verbindung mit einer extrem schwachen Lewis-Base wie dem Perchlorat-Anion ClO4 findet man kovalent gebundenes Iod vor. In der Gasphase kann man das I+-Ion bei Abwesenheit eines Gegenions jedoch nachweisen.

Verwendung

Iodtinktur und Iodoform enthalten Iod in elementarer bzw. gebundener Form und dienen als Antimykotikum und Antiseptikum. Es wird vermutet, dass die desinfizierende Wirkung auf der Abspaltung von Sauerstoff aus Wasser beruht. Dieser Sauerstoff ist kurz nach seiner Freisetzung (in statu nascendi) besonders reaktionsfähig:

\mathrm{2 \ I_2 + 2 \ H_2O \rightarrow 4 \ HI + O_2}

Dieser Mechanismus wird auch für die anderen Halogene diskutiert. Iod wird aus diesem Grund in einzelnen Fällen auch zur Entkeimung von Wasser in Badeanstalten genutzt. Vorteilhaft ist in diesem Zusammenhang, dass Iod weniger aggressiv ist als Chlor. Allerdings vermag diese Wasserbehandlung nicht Algen abzutöten, so dass zusätzlich ein Algizid zugesetzt werden muss. Der intensive Gebrauch von Iod kann aber zu Hautverfärbungen führen. Auch steht die Gefahr der Allergisierung im Raum. Beides ist durch Einsatz von so genannten Iodophoren, Trägermaterialien, die Iod binden können, vermeidbar.

Kaliumiodat wird in geringen Mengen dem Speisesalz zugesetzt, um Iodmangelerkrankungen vorzubeugen.

Die radioaktiven Iod-Isotope 131I und 123I werden als Radiopharmaka in der nuklearmedizinischen Diagnostik und Therapie vorwiegend von Schilddrüsenerkrankungen eingesetzt (vergleiche Radioiodtherapie), wobei 131I heute verstärkt zum Einsatz kommt. Zur Bestimmung des Knochenmineralgehalts wird 125I (Gammastrahlung von γ = 35 keV) herangezogen.

Iod ist ein häufig eingesetzer Katalysator bei chemischen Reaktionen. So verwendet man es bei stereospezifischen Polymerisationen von Butadien. Die Sulfurierung aromatischer Verbindungen sowie die Alkylierung und Kondensation aromatischer Amine sind weitere Einsatzfelder.

Aromatische Iodverbindungen werden als Röntgenkontrastmittel in der Diagnostik eingesetzt.

Natriumiodid wird als Szintillator in Szintillationszählern eingesetzt.

Strahlenschutz

Radioaktive Iod-Isotope sind auch im Fallout von Nuklearexplosionen und im Abbrand von Kernkraftwerken enthalten. Bund und Länder bevorraten insgesamt 137 Millionen Kaliumiodid-Tabletten (meist als „Jod-Tabletten“ bezeichnet) in der Umgebung der deutschen Atomkraftwerke für den Fall eines Atomunfalls (vgl. Iodblockade).

Biologische Bedeutung

Schilddrüsenhormone

Iod spielt im Organismus hauptsächlich eine Rolle für die Produktion der Schilddrüsenhormone Thyroxin (T4) und Triiodthyronin (T3), die vier bzw. drei Iodatome enthalten. Der Iodvorrat im menschlichen Körper wird auf 10 bis 30 Milligramm beziffert. Davon sind 99 % in der Schilddrüse gespeichert.

Iodmangel führt zunächst nur zu einer euthyreoten Kropfbildung der Schilddrüse. Erst ein ausgeprägter Iodmangel hat auch eine Unterfunktion der Schilddrüse (Hypothyreose) zur Folge, die sich durch eine Minderproduktion von T4 und T3 auszeichnet. Da die Schilddrüsenhormone wesentliche Funktionen in der Regulation von Stoffwechselprozessen übernehmen, resultieren aus einer Schilddrüsenunterfunktion schwere Stoffwechsel- und Entwicklungsstörungen.

Nach Aufnahme von größeren, im Milligrammbereich liegenden Dosen von Iod treten Reizwirkungen an Haut und Schleimhäuten auf. Dies kann zum "Iodismus" führen, einhergehend mit den Symptomen Schnupfen ("Jodschnupfen"), Konjunktivitis, Bronchitis und Exanthemen. Die Wirkung auf die Bronchialschleimhaut hat dazu geführt, dass Jodsalze früher als Expektorantien benutzt wurden. Andererseits kann hochdosiertes Jod bei Hyperthyreose zur Suppression genutzt werden, da es die Freisetzung und die Synthese von Schilddrüsenhormonen hemmt.

Zur Rolle der Iodversorgung bei Schilddrüsenkrankheiten siehe Iodprophylaxe, Iodunverträglichkeit, Hyperthyreose und Hashimoto-Thyreoiditis.

Sicherheitshinweise

Iod ist von der EU als Gefahrstoff klassifiziert, dessen Freisetzung in die Umwelt zu vermeiden ist. Beim Umgang mit dem Element sind entsprechende Schutzmaßnahmen einzuhalten. Reste von Iod sind mit Natriumthiosulfat-Lösung zu behandeln (→ Reduktion zu Iodid). Vor der Entsorgung ins Abwasser muss der pH-Wert des Reaktionsgemisches mit Natriumhydrogencarbonat neutralisiert werden. Iod darf niemals mit Ammoniak in Verbindung gebracht werden, da sich sonst explosiver Iodstickstoff bilden kann.

Nachweis

Qualitativ kann Iod als elementares Iod oder als Iodstärke nachgewiesen werden. Bei der Nachweisreaktion über Iodstärke gibt man in die zu untersuchende Lösung wässrige Stärkelösung, die sich bei Anwesenheit von Iod je nach Konzentration blau bis blauschwarz verfärbt. Es lagern sich hierbei Polyiodid-Anionen in die Spiralstruktur der Stärke ein und bilden diesen farbigen Komplex. Freies Iod erkennt man darüber hinaus anhand seines violetten, typisch riechenden Dampfs oder daran, dass sich eine alkoholische Lösung bei Anwesenheit von Iod braun, eine Hexan-Lösung rotviolett färbt.

Iodid-Ionen, zum Beispiel aus Natriumiodid, lassen sich über zahlreiche Fällungsreaktionen nachweisen. So ergeben sie mit Silbernitrat einen gelben Niederschlag von Silberiodid:

\mathrm{AgNO_3 + NaI \rightarrow AgI \downarrow + NaNO_3}

Dieser Niederschlag ist in Ammoniak und Natriumthiosulfat praktisch nicht, in Kaliumcyanid-Lösung jedoch leicht löslich.

Quecksilbernitrate können ebenso zum Nachweis herangezogen werden. So fällt Quecksilber(I)-nitrat, wenn es im Überschuss eingesetzt wird, Iodid-Ionen in Form von gelbgrünem Quecksilber(I)-iodid:

\mathrm{Hg_2(NO_3)_2 + 2 \ NaI \rightarrow Hg_2I_2 \downarrow + 2 \ NaNO_3}

Wird dagegen Quecksilber(II)-nitrat verwendet, so erhält man einen roten Niederschlag von Quecksilber(II)-iodid:

\mathrm{Hg(NO_3)_2 + 2 \ NaI \rightarrow HgI_2 \downarrow + 2 \ NaNO_3}

Bleiacetat-Lösung lässt einen gelben Niederschlag entstehen.

Chlorwasser vermag Iodid zu elementarem Iod zu oxidieren, das als bräunlicher Niederschlag sichtbar wird. Beim Schütteln einer Iodidlösung mit Chlorwasser und Hexan färbt das Iod die Hexanphase rosaviolett:

\mathrm{2\,I^{\operatorname{-}} + Cl_2 \longrightarrow I_2\! + 2\,Cl^{\operatorname{-}} }

Der quantitative Bestimmung von Iod baut auf den oben genannten Reaktionen auf. So ist es möglich, die Iodmenge über Titration mit einer Thiosulfat-Lösung (siehe Iodometrie) zu ermitteln. Für die gravimetrische Bestimmungen bietet sich die Fällung als Silberiodid an. Darüber hinaus kann eine Amperometrie, ein elektrochemisches Bestimmungsverfahren mit Tolidin, in Betracht gezogen werden.

Verbindungen

Als Wasserstoffverbindung ist der Iodwasserstoff, HI, zu nennen, ein farbloses, stechend riechendes Gas. Die davon abgeleiteten Salze sind die Iodide. Eine wässrige Lösung davon bezeichnet man als Iodwasserstoffsäure.

Iod geht mit den anderen Halogenen so genannte Interhalogenverbindungen ein. Diese sind Iodfluorid (IF), Iodtrifluorid (IF3), Iodpentafluorid (IF5), Iodheptafluorid (IF7), Iodchlorid (ICl), Ioddichlorid ((ICl2)2), Iodtrichlorid (ICl3) und Iodbromid (IBr).

Darüber hinaus sind vom Iod verschiedene Sauerstoffsäuren und die dazugehörigen Salze bekannt: Hypoiodige Säure (HIO) und Hypoiodite, Iodige Säure (HIO2) und die entsprechenden Iodite, Iodsäure (HIO3) und Iodate sowie die Periodsäure (H5IO6) und die dazugehörigen Periodate.

Von den Iodoxiden sind die Verbindungen I2O4, I4O9, I2O5 und I2O6 bekannt, wovon Iodpentaoxid (I2O5) die stabilste Verbindung ist. Vermutlich gibt es noch weitere, wesentlich instabilere Iodoxide.

Quellen und Literatur

  1. Europäischer FOREGS-Atlas, 2005 (Forum of the European Geological Surveys Directors, Text/PDF, Karte)
  • Zur Bedeutung von Iod im Stoffwechsel siehe auch:
    • B. J. Füger, R. Dudczak, C. H. Pirich, G. Zettinig: Jodstoffwechsel. In: Journal für Ernährungsmedizin. 4(2), S. 7–9, 2002 (Ausgabe für Österreich), [1] (PDF; 185 KB).

Siehe auch

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