Ёд

Ёд (лац.: Iodium) I — хімічны элемент VII групы перыядычнай сістэмы; атамны нумар 53. Адносіцца да галагенаў. Свабодны ёд — крышталі чорна-шэрага колеру з металічным бляскам.

Ёд
Маса	126,90447 ± 0 атамная адзінка масы
Названа ад	фіялетавы колер
Небяспека	iodine exposure^[d]
Першаадкрывальнік	Bernard Courtois^[d]
Дата адкрыцця	1811
Месца выяўлення	Парыж
Сімвал элемента	I
Атамны лік	53
Электронная канфігурацыя	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 4d¹⁰ 4p⁶ 5s² 5d¹⁰ 5p⁵ і [Kr] 5s² 5d¹⁰ 5p⁵
Электраадмоўнасць	3
Іонны радыус	2,2 Ангстрэм, 0,44 Ангстрэм, 0,95 Ангстрэм, 0,42 Ангстрэм і 0,53 Ангстрэм
Ionization energy	0 джоўль і 0 джоўль
Electric dipole moment	0 coulomb metre
Тэмпература плаўлення	113,7 °C
Boiling point	184,4 °C
Медыяфайлы на Вікісховішчы

Ёд

Гісторыя назвы

Назва элемента прапанавана Гей-Люсакам і паходзіць ад ст.-грэч. ἰο-ειδής (літар. «фіялкападобны»), што звязана з колерам пары, якую назіраў французскі хімік , награваючы эсэнцыю попелу марскога багавіння з канцэнтраванай сернай кіслатой.

Гісторыя адкрыцця

Ёд адкрыты ў 1811 годзе Бернарам Куртуа. Элементная прырода ёду вызначана ў 1811—1813 гадах Гей-Люсакам. Гей-Люсак вылучыў таксама многія вытворныя элементу (HI, HIO3, I2O5, ICl і інш.).

Фізічныя ўласцівасці

Крышталі ёду фіялетава колеру

Поўная электронная канфігурацыя атама ёду: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5 Прыродны ёд з’яўляецца элементам, у яго складзе толькі адзін ізатоп — ёд-127 (гл. ). Канфігурацыя знешняга пласта — 5s2p5. У злучэннях працягваецца ступень акіслення −1, 0, 1, 3, 5 і 7 (валентнасці I, III, V і VII).

Радыус нейтральнага атама ёду 0,136 нм, іонныя радыусы I−, I5+ і I7+ роўныя, адпаведна, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергіі паслядоўнай іянізацыі нейтральнага атама ёду роўныя, адпаведна: 10,45; 19,10; 33 эВ. Падабенства да электрона −3,08 эВ. Па электраадмоўнасць ёду раўняецца 2,66.

Ёд можа ўтвараць крышталі, але ў звычайнай форме ён мяккі тыповы неметал. Ёд пры тэмпературах 20-80 ° C можа існаваць у газападобнай, цвёрдай і вадкай формах. Вадкі ёд можна атрымаць, награваючы яго пад ціскам.

Слаба раствараецца ў вадзе (0,28 г/л), лепш раствараецца ў водных растворах шчолачных металаў з утварэннем трыёдыдаў (напрыклад, KI3).

Хімічныя ўласцівасці

Хімічна ёд дастаткова актыўны, хоць і ў меншай ступені, чым яго гамолагі (хлор і бром)

З металамі ёд пры лёгкім награванні энергічна ўзаемадзейнічае, утвараючы ёдыды:

${\displaystyle {\ce {Hg + I2 ->[t] HgI2}}}$

${\displaystyle {\ce {Na + I2 ->[t] NaI2}}}$

У выніку прыведзеных рэакцый утвараюцца і .

З вадародам ёд рэагуе не цалкам, толькі пры награванні і, утвараючы :

${\displaystyle {\ce {H2 + I2 <=> 2HI ^}}}$

Пры растварэнні ў вадзе ёд часткова рэагуе з ёй:

${\displaystyle {\ce {I2 + H2O -> HI + HIO}}}$,

pK_c = 15,99.

Ёд з’яўляецца акісляльнікам, але менш моцным, чым фтор, хлор і бром:

${\displaystyle {\ce {I2 + H2S -> S + 2 HI ^}}}$

Ёд рэагуе з аміякам з атрыманнем :

${\displaystyle {\ce {3 I2 + 5 NH3 -> 3 NH4I + NH3.NI3 v}}}$

Утвараны трыёдыд азоту вядомы сваёй крайняй нестабільнасцю.

на ёд з’яўляецца яго рэакцыя з крухмалам. Пры ёй утвараецца сіняга колеру.

Прыродныя крыніцы

Здабываецца галоўным чынам з буравых вод нафтавых свідравін.

Прымяненне

5-працэнтны спіртавы раствор ёду ( KI3) выкарыстоўваецца для дэзінфекцыі скуры вакол ірванай, рэзанай ці іншай раны.

Пры вялікай колькасці ўнутрыцягліцавых ін’екцый на іх месцы пацыенту робіцца ёдавая сетка — ёдам малюецца сетка на плошчы, у якую робяцца ін’екцыі. Гэта трэба для таго, каб хутка «рассмоктваліся» раны, якія ўтварыліся ў месцах унутрыцягліцавых ін’екцый.

У рэнтгеналагічных і тамаграфічных даследаваннях шырока прымяняюцца ёдзмяшчальныя (напрыклад ).

Ёд вельмі важны рэагент у хімічнай прамысловасці і машынабудаванні(у складзе ).

Гл. таксама

• Ёдаформ

Крыніцы

1. Meija J., Prohaska T., Coplen T. B. et al. Atomic weights of the elements 2005 (IUPAC Technical Report) // Pure and Applied Chemistry — IUPAC, 2016. — Vol. 88, Iss. 3. — ISSN 0033-4545; 1365-3075; 0074-3925 — doi:10.1515/PAC-2015-0305 Праверана 20 кастрычніка 2020.
   <a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q2425378"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q33438"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q28653639"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q55593869"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q45730822"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q15699424"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q116478786"></a>
2. Emsley J. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide of the Elements (New Edition) — Выдавецтва Оксфардскага ўніверсітэта, 2011.
   <a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q217595"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q11207797"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q15925426"></a>
3. перыядычная сістэма элементаў — 1869.
   <a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q10693"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q428887"></a>
4. (unspecified title) — ISBN 0-8493-0485-7
5. http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0342.html
6. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals: A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
   <a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q18609741"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q954828"></a><a href="https://wikidata.org/wiki/Track:Q22236188"></a>