Iodo

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Iodo,  53 I
Amostra de iodo.jpg
Iodo
Pronúncia/ ə d n , - d ɪ n , - d i n / ( OLHO -ə-dina, -⁠din, -⁠deen )
Aparênciasólido cinza metálico brilhante, líquido preto / violeta, gás violeta
Peso atômico padrão A r, std (I) 126,904 47 (3) [1]
Iodo na tabela periódica
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Europium Gadolínio Térbio Disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Liderar Bismuto Polônio Astatine Radon
Francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Americium Curium Berquélio Californium Einsteinium Fermium Mendelévio Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seabórgio Bohrium Hassium Meitnerium Darmstádio Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Br

I

At
telúrioiodoxenônio
Número atômico ( Z )53
Grupogrupo 17 (halogênios)
Períodoperíodo 5
Bloquear  bloco p
Configuração de elétron[ Kr ] 4d 10 5s 2 5p 5
Elétrons por camada2, 8, 18, 18, 7
Propriedades físicas
Fase em  STPsólido
Ponto de fusão(I 2 ) 386,85  K (113,7 ° C, 236,66 ° F)
Ponto de ebulição(I 2 ) 457,4 K (184,3 ° C, 363,7 ° F)
Densidade (próximo à  rt )4,933 g / cm 3
Ponto Triplo386,65 K, 12,1 kPa
Ponto crítico819 K, 11,7 MPa
Calor de fusão(I 2 ) 15,52  kJ / mol
Calor de vaporização(I 2 ) 41,57 kJ / mol
Capacidade de calor molar(I 2 ) 54,44 J / (mol · K)
Pressão de vapor (rômbico)
P  (Pa) 1 10 100 1 mil 10 k 100 k
em  T  (K) 260 282 309 342 381 457
Propriedades atômicas
Estados de oxidação-1 , +1 , +3 , +4, +5 , +6, +7 (umóxidofortemente ácido )
Eletro-negatividadeEscala de Pauling: 2,66
Energias de ionização
  • 1o: 1008,4 kJ / mol
  • 2º: 1845,9 kJ / mol
  • 3: 3180 kJ / mol
Raio atômicoempírico: 140  pm
Raio covalente139 ± 15h
Raio de Van der Waals198 pm
Linhas de cores em uma faixa espectral
Linhas espectrais de iodo
Outras propriedades
Ocorrência naturalprimordial
Estrutura de cristalorthorhombic
Estrutura de cristal ortorrômbico para iodo
Condutividade térmica0,449 W / (m⋅K)
Resistividade elétrica1,3 × 10 7  Ω⋅m (a 0 ° C)
Ordenação magnéticadiamagnético [2]
Suscetibilidade magnética molar−88,7 × 10 −6  cm 3 / mol (298 K) [3]
Módulo de massa7,7 GPa
Número CAS7553-56-2
História
Descoberta e primeiro isolamentoBernard Courtois (1811)
Principais isótopos de iodo
Isótopo Abundância Meia-vida ( t 1/2 ) Modo de decaimento produtos
123 I syn 13 h ε , γ 123 Te
124 I syn 4.176 d ε 124 Te
125 I syn 59,40 d ε 125 Te
127 I 100% estábulo
129 I vestígio 1,57 × 10 7  y β - 129 Xe
131 I syn 8.02070 d β - , γ 131 Xe
135 I syn 6,57 h β - 135 Xe
Categoria Categoria: Iodo
| referências

O iodo é um elemento químico com o símbolo I e número atômico 53. O mais pesado dos halogênios estáveis , ele existe como um sólido semibrilhante não metálico em condições padrão que derrete para formar um líquido violeta profundo a 114 graus Celsius , e ferve a um gás violeta a 184 graus Celsius. O elemento foi descoberto pelo químico francês Bernard Courtois em 1811, e foi batizado dois anos depois por Joseph Louis Gay-Lussac , em homenagem ao grego Ιώδης "cor de violeta".

O iodo ocorre em muitos estados de oxidação, incluindo iodeto (I - ), iodato ( IO-
3
), e os vários ânions de periodato . É o menos abundante dos halogênios estáveis , sendo o sexagésimo primeiro elemento mais abundante. É o nutriente mineral essencial mais pesado . O iodo é essencial na síntese dos hormônios da tireoide . [4] A deficiência de iodo afeta cerca de dois bilhões de pessoas e é a principal causa evitável de deficiência intelectual . [5]

Os produtores dominantes de iodo hoje são o Chile e o Japão . O iodo e seus compostos são usados ​​principalmente na nutrição . Devido ao seu alto número atômico e facilidade de fixação a compostos orgânicos , também encontrou preferência como um material de radiocontraste não tóxico . Devido à especificidade de sua absorção pelo corpo humano, os isótopos radioativos de iodo também podem ser usados ​​para tratar o câncer de tireoide . O iodo também é usado como catalisador na produção industrial de ácido acético e alguns polímeros .

Está na Lista de Medicamentos Essenciais da Organização Mundial de Saúde . [6]

História

Em 1811, o iodo foi descoberto pelo químico francês Bernard Courtois , [7] [8] que nasceu em um fabricante de salitre (um componente essencial da pólvora ). Na época das Guerras Napoleônicas , o salitre era muito procurado na França . O salitre produzido a partir de leitos de nitrogênio franceses requeria carbonato de sódio , que poderia ser isolado de algas marinhas coletadas nas costas da Normandia e da Bretanha . Para isolar o carbonato de sódio, alga marinha foi queimada e as cinzas lavadas com água. O resíduo restante foi destruído pela adição de ácido sulfúrico. Courtois certa vez adicionou ácido sulfúrico em excesso e uma nuvem de vapor púrpura se levantou. Ele notou que o vapor se cristalizou em superfícies frias, formando cristais escuros. [9] Courtois suspeitou que este material era um novo elemento, mas não tinha financiamento para levá-lo adiante. [10]

Courtois deu amostras a seus amigos, Charles Bernard Desormes (1777-1838) e Nicolas Clément (1779-1841), para continuar a pesquisa. Ele também deu parte da substância ao químico Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) e ao físico André-Marie Ampère (1775-1836). Em 29 de novembro de 1813, Desormes e Clément tornaram pública a descoberta de Courtois. Eles descreveram a substância em uma reunião do Instituto Imperial da França . [11] Em 6 de dezembro, Gay-Lussac anunciou que a nova substância era um elemento ou um composto de oxigênio . [12] [13] [14] Gay-Lussac sugeriu o nome "iodo", do grego antigo ἰοειδής ( ioeidēs , "violeta"), por causa da cor do vapor de iodo. [7] [12] Ampère deu algumas de suas amostras ao químico inglês Humphry Davy (1778-1829), que fez experimentos com a substância e notou sua semelhança com o cloro . [15] Davy enviou uma carta datada de 10 de dezembro para a Royal Society of London afirmando que ele havia identificado um novo elemento. [16] Discussões surgiram entre Davy e Gay-Lussac sobre quem identificou o iodo primeiro, mas ambos os cientistas reconheceram Courtois como o primeiro a isolar o elemento. [10]

Em 1873, o pesquisador médico francês Casimir Joseph Davaine (1812-1882) descobriu a ação anti-séptica do iodo. [17] Antonio Grossich (1849–1926), um cirurgião nascido na Ístria, foi um dos primeiros a usar a esterilização do campo operatório. Em 1908, ele introduziu a tintura de iodo como uma forma de esterilizar rapidamente a pele humana no campo cirúrgico. [18]

Nas primeiras tabelas periódicas , o iodo costumava receber o símbolo J , de Jod , seu nome em alemão . [19]

Propriedades

Frasco de fundo redondo cheio de vapor de iodo violeta
Vapor de iodo violeta em um frasco.

O iodo é o quarto halogênio , sendo membro do grupo 17 da tabela periódica, abaixo do flúor , cloro e bromo ; é o membro estável mais pesado de seu grupo. (O quinto e o sexto halogênios, o astato radioativo e o tennessine , não são bem estudados devido ao seu custo e inacessibilidade em grandes quantidades, mas parecem mostrar várias propriedades incomuns para o grupo devido aos efeitos relativísticos ). O iodo tem uma configuração eletrônica de [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 , com os sete elétrons na quinta e mais externa camada sendo seus elétrons de valência. Como os outros halogênios, é um elétron a menos de um octeto completo e é, portanto, um agente oxidante, reagindo com muitos elementos para completar sua camada externa, embora em conformidade com as tendências periódicas , é o agente oxidante mais fraco entre os halogênios estáveis : tem a eletronegatividade mais baixa entre eles, apenas 2,66 na escala de Pauling (compare flúor, cloro e bromo em 3,98, 3,16 e 2,96, respectivamente; astatine continua a tendência com uma eletronegatividade de 2,2). O iodo elementar, portanto, forma moléculas diatômicas com a fórmula química I 2, onde dois átomos de iodo compartilham um par de elétrons para que cada um atinja um octeto estável para si; em altas temperaturas, essas moléculas diatômicas dissociam reversivelmente um par de átomos de iodo. Da mesma forma, o ânion iodeto, I - , é o agente redutor mais forte entre os halogênios estáveis, sendo o mais facilmente oxidado de volta ao diatômico I 2 . [20] (Astatine vai além, sendo de fato instável como At - e prontamente oxidado para At 0 ou At + , embora a existência de At 2 não seja estabelecida.) [21]

Os halogênios escurecem à medida que o grupo desce: o flúor é amarelo muito claro, o cloro é amarelo-esverdeado, o bromo é marrom-avermelhado e o iodo é violeta.

O iodo elementar é ligeiramente solúvel em água, com um grama dissolvendo-se em 3450 ml a 20 ° C e 1280 ml a 50 ° C; iodeto de potássio pode ser adicionado para aumentar a solubilidade via formação de íons triiodeto , entre outros poliiodetos. [22] Solventes não polares, como hexano e tetracloreto de carbono, fornecem uma solubilidade mais alta. [23] Soluções polares, como soluções aquosas, são marrons, refletindo o papel desses solventes como bases de Lewis ; por outro lado, as soluções não polares são violeta, a cor do vapor de iodo. [22] Complexos de transferência de cargaForma-se quando o iodo é dissolvido em solventes polares, mudando assim a cor. O iodo é violeta quando dissolvido em tetracloreto de carbono e hidrocarbonetos saturados, mas marrom profundo em álcoois e aminas , solventes que formam adutos de transferência de carga. [24]

I 2Complexos de transferência de carga PPh 3 em CH 2 Cl 2 . Da esquerda para a direita: (1) I 2 dissolvido em diclorometano - sem complexo de CT. (2) Alguns segundos após o excesso de PPh 3 ter sido adicionado - o complexo de CT está se formando. (3) Um minuto depois, após o excesso de PPh 3 ter sido adicionado, o complexo CT [Ph 3 PI] + I - foi formado. (4) Imediatamente após a adição de I 2 em excesso , que contém [Ph 3 PI] + [I 3 ] - . [25]

Os pontos de fusão e ebulição do iodo são os mais elevados entre os halogênios, conforme a tendência crescente no grupo, uma vez que o iodo possui a maior nuvem de elétrons entre eles que é mais facilmente polarizada, resultando em suas moléculas com as mais fortes interações de van der Waals entre os halogênios. Da mesma forma, o iodo é o menos volátil dos halogênios, embora o sólido ainda possa ser observado emitindo um vapor púrpura. [20] Devido a esta propriedade, o iodo é comumente usado para demonstrar a sublimação diretamente do sólido para o gasoso , o que dá origem a um equívoco de que ele não derrete na pressão atmosférica . [26]Por ter o maior raio atômico entre os halogênios, o iodo tem a menor primeira energia de ionização , menor afinidade eletrônica , menor eletronegatividade e menor reatividade dos halogênios. [20]

Estrutura de iodo sólido

A ligação interhalogênica no di-iodo é a mais fraca de todos os halogênios. Como tal, 1% de uma amostra de iodo gasoso à pressão atmosférica é dissociado em átomos de iodo a 575 ° C. Temperaturas superiores a 750 ° C são necessárias para que o flúor, o cloro e o bromo se dissociem em uma extensão semelhante. A maioria das ligações com o iodo é mais fraca do que as ligações análogas com os halogênios mais leves. [20] O iodo gasoso é composto por moléculas I 2 com um comprimento de ligação I – I de 266,6 pm. A ligação I – I é uma das ligações simples mais longas conhecidas. É ainda mais longo (271,5 pm) em iodo cristalino ortorrômbico sólido , que tem a mesma estrutura cristalina do cloro e do bromo. (O registro é mantido pelo xenônio vizinho do iodo : o comprimento da ligação Xe-Xe é 308,71 pm.)[27] Assim, dentro da molécula de iodo, interações eletrônicas significativas ocorrem com os dois vizinhos mais próximos de cada átomo, e essas interações dão origem, no iodo em massa, a uma aparência brilhante epropriedades semicondutoras . [20] O iodo é um semicondutor bidimensional com um gap de 1,3 eV (125 kJ / mol): é um semicondutor no plano de suas camadas cristalinas e um isolante na direção perpendicular. [20]

Isótopos

Dos trinta e sete isótopos de iodo conhecidos , apenas um ocorre na natureza, o iodo-127. Os outros são radioativos e têm meia-vida muito curta para serem primordiais . Como tal, o iodo é monoisotópico e mononuclídico e seu peso atômico é conhecido com grande precisão, pois é uma constante da natureza. [20]

O mais longevo dos isótopos radioativos de iodo é o iodo-129 , que tem meia-vida de 15,7 milhões de anos, decaindo via decaimento beta para xenônio estável -129. [28] Algum iodo-129 foi formado junto com o iodo-127 antes da formação do Sistema Solar, mas já se deteriorou completamente, tornando-se um radionuclídeo extinto que, no entanto, ainda é útil para datar a história do início do Sistema Solar ou águas subterrâneas muito antigas, devido à sua mobilidade no meio ambiente. Sua primeira presença pode ser determinada a partir de um excesso de seu xenônio-129 filho . [29] [30] [31] [32] [33]Traços de iodo-129 ainda existem hoje, pois também é um nuclídeo cosmogênico , formado a partir da fragmentação dos raios cósmicos do xenônio atmosférico: esses traços constituem de 10 −14 a 10 −10 de todo o iodo terrestre. Também ocorre em testes nucleares a céu aberto e não é perigoso por causa de sua meia-vida incrivelmente longa, a mais longa de todos os produtos de fissão. No auge dos testes termonucleares nas décadas de 1960 e 1970, o iodo-129 ainda representava apenas cerca de 10-7 de todo o iodo terrestre. [34] Estados excitados de iodo-127 e iodo-129 são frequentemente usados ​​na espectroscopia Mössbauer . [20]

Os outros radioisótopos de iodo têm meias-vidas muito mais curtas, não mais do que dias. [28] Alguns deles têm aplicações médicas envolvendo a glândula tireóide , onde o iodo que entra no corpo é armazenado e concentrado. O iodo-123 tem meia-vida de treze horas e decai por captura de elétrons em telúrio-123 , emitindo radiação gama ; é usado em imagens de medicina nuclear , incluindo tomografia computadorizada por emissão de fóton único (SPECT) e tomografia computadorizada de raios-X ( TC de raios-X). [35] O iodo-125 tem meia-vida de 59 dias, decaindo por captura de elétrons paratelúrio-125 e emissão de radiação gama de baixa energia; o segundo radioisótopo de iodo com vida mais longa, ele tem uso em ensaios biológicos , imagens de medicina nuclear e em terapia de radiação como braquiterapia para tratar uma série de condições, incluindo câncer de próstata , melanomas uveais e tumores cerebrais . [36] Finalmente, o iodo-131 , com meia-vida de oito dias, beta decai para um estado excitado de xenônio-131 estável que então se converte ao estado fundamental emitindo radiação gama. É um produto de fissão comume, portanto, está presente em altos níveis de precipitação radioativa . Ele pode então ser absorvido por alimentos contaminados e também se acumular na tireoide. À medida que se decompõe, pode causar danos à tireoide. O principal risco da exposição a altos níveis de iodo-131 é a chance de ocorrência de câncer de tireoide radiogênico na vida adulta. Outros riscos incluem a possibilidade de crescimentos não cancerosos e tireoidite . [37]

O meio usual de proteção contra os efeitos negativos do iodo-131 é saturando a glândula tireoide com iodo-127 estável na forma de comprimidos de iodeto de potássio , tomados diariamente para uma profilaxia ideal. [38] No entanto, o iodo-131 também pode ser usado para fins medicinais em radioterapia por esse motivo, quando a destruição do tecido é desejada após a absorção de iodo pelo tecido. [39] O iodo-131 também é usado como marcador radioativo . [40] [41] [42] [43]

Química e compostos

Energias de ligação de halogênio (kJ / mol) [22]
X XX HX BX 3 AlX 3 CX 4
F 159 574 645 582 456
Cl 243 428 444 427 327
Br 193 363 368 360 272
eu 151 294 272 285 239

O iodo é bastante reativo, mas é muito menos reativo do que os outros halogênios. Por exemplo, enquanto o cloro gasoso halogenará o monóxido de carbono , o óxido nítrico e o dióxido de enxofre (em fosgênio , cloreto de nitrosila e cloreto de sulfurila, respectivamente), o iodo não o fará. Além disso, a iodação de metais tende a resultar em estados de oxidação mais baixos do que a cloração ou bromação; por exemplo, o metal rênio reage com o cloro para formar hexacloreto de rênio , mas com o bromo forma apenas pentabrometo de rênio e o iodo pode atingir apenas o tetraiodeto de rênio. [20]Da mesma forma, no entanto, uma vez que o iodo tem a energia de ionização mais baixa entre os halogênios e é o mais facilmente oxidado deles, ele tem uma química catiônica mais significativa e seus estados de oxidação mais elevados são bastante mais estáveis ​​do que os do bromo e cloro, pois exemplo em heptafluoreto de iodo . [22]

I 2 se dissocia na luz com uma absorbância no comprimento de onda de 578 nm. [ citação necessária ]

Complexos de transferência de carga

A molécula de iodo, I 2 , se dissolve em CCl 4 e hidrocarbonetos alifáticos para dar soluções violetas brilhantes. Nestes solventes, o máximo da banda de absorção ocorre na região de 520-540 nm e é atribuído a uma transição π * a σ * . Quando I 2 reage com bases de Lewis nestes solventes, um deslocamento para o azul no pico I 2 é visto e o novo pico (230 - 330 nm) surge devido à formação de adutos, que são referidos como complexos de transferência de carga. [44]

Iodeto de hidrogénio

O composto mais simples de iodo é o iodeto de hidrogênio , HI. É um gás incolor que reage com o oxigênio para dar água e iodo. Embora seja útil em reações de iodação em laboratório, não tem usos industriais em larga escala, ao contrário dos outros halogenetos de hidrogênio. Comercialmente, é geralmente feito pela reação de iodo com sulfeto de hidrogênio ou hidrazina : [45]

2 I 2 + N 2 H 4 H 2 O4 HI + N 2

Em temperatura ambiente, é um gás incolor, como todos os halogenetos de hidrogênio , exceto o fluoreto de hidrogênio , uma vez que o hidrogênio não pode formar ligações fortes de hidrogênio com o grande átomo de iodo apenas levemente eletronegativo. Ele derrete a −51,0 ° C e ferve a −35,1 ° C. É um composto endotérmico que pode se dissociar exotermicamente à temperatura ambiente, embora o processo seja muito lento, a menos que um catalisador esteja presente: a reação entre o hidrogênio e o iodo à temperatura ambiente para dar iodeto de hidrogênio não prossegue até a conclusão. A energia de dissociação da ligação H – I é igualmente o menor dos haletos de hidrogênio, a 295 kJ / mol. [46]

O iodeto de hidrogênio aquoso é conhecido como ácido iodídrico , que é um ácido forte. O iodeto de hidrogênio é excepcionalmente solúvel em água: um litro de água dissolve 425 litros de iodeto de hidrogênio, e a solução saturada tem apenas quatro moléculas de água por molécula de iodeto de hidrogênio. [47] O chamado ácido iodídrico "concentrado" comercial geralmente contém 48-57% de HI em massa; a solução forma um azeótropo com ponto de ebulição 126,7 ° C a 56,7 g HI por 100 g de solução. Conseqüentemente, o ácido iodídrico não pode ser concentrado além deste ponto pela evaporação da água. [46]

Ao contrário do fluoreto de hidrogênio , o iodeto de hidrogênio líquido anidro é difícil de trabalhar como solvente, porque seu ponto de ebulição é baixo, tem uma pequena faixa de líquido, sua constante dielétrica é baixa e não se dissocia de forma apreciável em H 2 I + e HI-
2
íons - os últimos, em qualquer caso, são muito menos estáveis ​​do que os íons bifluoreto ( HF-
2
) devido à ligação de hidrogênio muito fraca entre o hidrogênio e o iodo, embora seus sais com cátions muito grandes e de polarização fraca, como Cs + e NR+
4
(R = Me , Et , Bu n ) ainda pode ser isolado. O iodeto de hidrogênio anidro é um solvente pobre, capaz de dissolver apenas pequenos compostos moleculares, como cloreto de nitrosila e fenol , ou sais com energias de rede muito baixas , como haletos de tetraalquilamônio. [46]

Outros iodetos binários

Quase todos os elementos da tabela periódica formam iodetos binários. As exceções estão decididamente em minoria e derivam, em cada caso, de uma de três causas: extrema inércia e relutância em participar de reações químicas (os gases nobres ); extrema instabilidade nuclear dificultando a investigação química antes da decomposição e transmutação (muitos dos elementos mais pesados ​​além do bismuto ); e tendo uma eletronegatividade superior à do iodo ( oxigênio , nitrogênio e os três primeiros halogênios), de modo que os compostos binários resultantes não são formalmente iodetos, mas óxidos, nitretos ou halogenetos de iodo. (No entanto, o triiodeto de nitrogênio é denominado como um iodeto, pois é análogo aos outros tri-halogenetos de nitrogênio.)[48]

Dado o grande tamanho do ânion iodeto e o fraco poder oxidante do iodo, os altos estados de oxidação são difíceis de alcançar em iodetos binários, sendo o máximo conhecido nos pentaiodetos de nióbio , tântalo e protactínio . Os iodetos podem ser produzidos pela reação de um elemento ou seu óxido, hidróxido ou carbonato com ácido iodídrico e, em seguida, desidratado por temperaturas moderadamente altas combinadas com gás iodeto de hidrogênio anidro ou de baixa pressão. Esses métodos funcionam melhor quando o produto de iodeto é estável à hidrólise; caso contrário, as possibilidades incluem iodação oxidativa em alta temperatura do elemento com iodo ou iodeto de hidrogênio, iodação em alta temperatura de um óxido de metal ou outro haleto por iodo, um haleto de metal volátil,tetraiodeto de carbono ou um iodeto orgânico. Por exemplo, óxido de molibdênio (IV) reage com iodeto de alumínio (III) a 230 ° C para dar iodeto de molibdênio (II) . Um exemplo envolvendo a troca de halogênio é dado abaixo, envolvendo a reação de cloreto de tântalo (V) com excesso de iodeto de alumínio (III) a 400 ° C para dar iodeto de tântalo (V) : [48]

Iodetos inferiores podem ser produzidos por decomposição térmica ou desproporcional, ou reduzindo o iodeto superior com hidrogênio ou um metal, por exemplo: [48]

A maioria dos iodetos dos metais de pré-transição (grupos 1, 2 e 3, junto com os lantanídeos e actinídeos nos estados de oxidação +2 e +3) são principalmente iônicos, enquanto os não metais tendem a formar iodetos moleculares covalentes, como fazem metais em estados de alta oxidação de +3 e acima. Os iodetos iônicos MI n tendem a ter os pontos de fusão e ebulição mais baixos entre os haletos MX ndo mesmo elemento, porque as forças eletrostáticas de atração entre os cátions e os ânions são mais fracas para o ânion iodeto grande. Em contraste, os iodetos covalentes tendem a ter os pontos de fusão e ebulição mais altos entre os haletos do mesmo elemento, uma vez que o iodo é o mais polarizável dos halogênios e, tendo a maioria dos elétrons entre eles, pode contribuir mais para as forças de van der Waals . Naturalmente, as exceções são abundantes em iodetos intermediários, onde uma tendência dá lugar à outra. Da mesma forma, as solubilidades em água de iodetos predominantemente iônicos (por exemplo, potássio e cálcio ) são as maiores entre os haletos iônicos desse elemento, enquanto as de iodetos covalentes (por exemplo, prata ) são as mais baixas desse elemento. Em particular,O iodeto de prata é muito insolúvel em água e sua formação é freqüentemente usada como um teste qualitativo de iodo. [48]

Haletos de iodo

Os halogênios formam muitos compostos interhalogênicos diamagnéticos binários com estequiometrias XY, XY 3 , XY 5 e XY 7 (onde X é mais pesado que Y), e o iodo não é exceção. O iodo forma todos os três possíveis interhalogênios diatômicos, um trifluoreto e tricloreto, bem como um pentafluoreto e, excepcionalmente entre os halogênios, um heptafluoreto. Numerosos derivados catiônicos e aniônicos também são caracterizados, tais como os compostos de vinho tinto ou laranja brilhante de ICl+
2
e os compostos castanhos escuros ou pretos arroxeados de I 2 Cl + . Além desses, alguns pseudo-haletos também são conhecidos, como o iodeto de cianogênio (ICN), o tiocianato de iodo (ISCN) e a azida de iodo (IN 3 ). [49]

Monocloreto de iodo

O monofluoreto de iodo (IF) é instável à temperatura ambiente e desproporcional muito rápida e irreversivelmente ao iodo e ao pentafluoreto de iodo e, portanto, não pode ser obtido puro. Pode ser sintetizado a partir da reação de iodo com flúor gasoso em triclorofluorometano a −45 ° C, com trifluoreto de iodo em triclorofluorometano a −78 ° C ou com fluoreto de prata (I) a 0 ° C. [49] O monocloreto de iodo (ICl) e o monobrometo de iodo (IBr), por outro lado, são moderadamente estáveis. O primeiro, um composto vermelho-marrom volátil, foi descoberto independentemente por Joseph Louis Gay-Lussac e Humphry Davyem 1813-1814, não muito depois das descobertas de cloro e iodo, e ele imita o bromo halógeno intermediário tão bem que Justus von Liebig foi induzido a confundir bromo (que ele havia encontrado) com monocloreto de iodo. O monocloreto de iodo e o monobrometo de iodo podem ser preparados simplesmente fazendo reagir o iodo com cloro ou bromo à temperatura ambiente e purificado por cristalização fracionada . Ambos são bastante reativos e atacam até platina e ouro , embora não boro , carbono , cádmio , chumbo , zircônio , nióbio , molibdênio e tungstênio. Sua reação com compostos orgânicos depende das condições. O vapor de cloreto de iodo tende a clorinar o fenol e o ácido salicíclico , pois quando o cloreto de iodo sofre dissociação homolítica, o cloro e o iodo são produzidos e o primeiro é mais reativo. No entanto, o cloreto de iodo em solução de tetraclorometano resulta na iodação sendo a reação principal, uma vez que agora ocorre a fissão heterolítica da ligação I – Cl e o I + ataca o fenol como um eletrófilo. No entanto, o monobrometo de iodo tende a bromar fenol mesmo em solução de tetraclorometano porque tende a se dissociar em seus elementos em solução, e o bromo é mais reativo do que o iodo. [49] Quando líquido, o monocloreto de iodo e o monobrometo de iodo se dissociam emeu
2
X+
e IX-
2
aniões (X = Cl, Br); portanto, eles são importantes condutores de eletricidade e podem ser usados ​​como solventes ionizantes. [49]

Trifluoreto de iodo (IF 3 ) é um sólido amarelo instável que se decompõe acima de -28 ° C. Portanto, é pouco conhecido. É difícil de produzir porque o gás flúor tenderia a oxidar o iodo até o pentafluoreto; reação em baixa temperatura com difluoreto de xenônio é necessária. O tricloreto de iodo , que existe no estado sólido como o dímero planar I 2 Cl 6 , é um sólido amarelo brilhante, sintetizado pela reação de iodo com cloro líquido a -80 ° C; é necessário cuidado durante a purificação porque ele se dissocia facilmente em monocloreto de iodo e cloro e, portanto, pode atuar como um forte agente de cloração. O tricloreto de iodo líquido conduz eletricidade, possivelmente indicando dissociaçãoICl+
2
e ICl-
4
íons. [50]

Pentafluoreto de iodo (IF 5 ), um líquido incolor e volátil, é o fluoreto de iodo mais termodinamicamente estável e pode ser feito reagindo iodo com gás flúor em temperatura ambiente. É um agente de fluoração, mas é suave o suficiente para ser armazenado em aparelhos de vidro. Novamente, uma leve condutividade elétrica está presente no estado líquido por causa da dissociação para IF+
4
e SE-
6
. O heptafluoreto de iodo pentagonal bipiramidal (IF 7 ) é um agente de fluoração extremamente poderoso, atrás apenas de trifluoreto de cloro , pentafluoreto de cloro e pentafluoreto de bromo entre os interhalogênios: ele reage com quase todos os elementos mesmo em baixas temperaturas, fluorina vidro Pyrex para formar iodo ( VII) oxifluoreto (IOF 5 ), e incendeia o monóxido de carbono. [51]

Óxidos e oxoácidos de iodo

Estrutura do pentóxido de iodo

Os óxidos de iodo são os mais estáveis ​​de todos os óxidos de halogênio, por causa das fortes ligações I – O resultantes da grande diferença de eletronegatividade entre o iodo e o oxigênio, e eles são conhecidos há mais tempo. [24] O pentóxido de iodo branco, estável e higroscópico (I 2 O 5 ) é conhecido desde sua formação em 1813 por Gay-Lussac e Davy. É mais facilmente produzido pela desidratação do ácido iódico (HIO 3 ), do qual é o anidrido. Ele irá oxidar rapidamente o monóxido de carbono completamente a dióxido de carbono à temperatura ambiente e, portanto, é um reagente útil na determinação da concentração de monóxido de carbono. Também oxida o óxido de nitrogênio,etileno e sulfeto de hidrogênio . Ele reage com trióxido de enxofre e difluoreto de peroxidisulfuril (S 2 O 6 F 2 ) para formar sais do cátion iodil, [IO 2 ] + , e é reduzido por ácidos sulfúricos concentrados a sais de iodosil envolvendo [IO] + . Pode ser fluorado por flúor, trifluoreto de bromo, tetrafluoreto de enxofre ou fluoreto de cloro , resultante pentafluoreto de iodo, que também reage com pentóxido de iodo, dando oxifluoreto de iodo (V), IOF 3 . Alguns outros óxidos menos estáveis ​​são conhecidos, notavelmente I4 O 9 e I 2 O 4 ; suas estruturas não foram determinadas, mas suposições razoáveis ​​são I III (I V O 3 ) 3 e [IO] + [IO 3 ] - respectivamente. [52]

Potenciais de redução padrão para espécies aquosas I [53]
E ° (casal) a (H + ) = 1
(ácido)
E ° (casal) a (OH - ) = 1
(base)
I 2 / I - +0,535 I 2 / I - +0,535
HOI / I - +0,987 IO - / I - +0,48
    IO-
3
/ I -
+0,26
HOI / I 2 +1,439 IO - / I 2 +0,42
IO-
3
/ I 2
+1.195    
IO-
3
/ HOI
+1.134 IO-
3
/ IO -
+0,15
IO-
4
/ IO-
3
+1,653    
H 5 IO 6 / IO-
3
+1,601 H
3
IO2−
6
/ IO-
3
+0,65

Mais importantes são os quatro oxoácidos: ácido hipoiodoso (HIO), ácido iodo (HIO 2 ), ácido iódico (HIO 3 ) e ácido periódico (HIO 4 ou H 5 IO 6 ). Quando o iodo se dissolve em solução aquosa, ocorrem as seguintes reações: [53]

I 2 + H 2 O ⇌ HIO + H + + I - K ac = 2,0 × 10 −13 mol 2 l −2
I 2 + 2 OH - ⇌ IO - + H 2 O + I - K alk = 30 mol −1 l

O ácido hipoiodoso é instável à desproporção. Os íons hipoiodito, portanto, se formaram desproporcionalmente imediatamente para dar iodeto e iodato: [53]

3 IO - ⇌ 2 I - + IO-
3
K = 10 20

O ácido iodo e o iodito são ainda menos estáveis ​​e existem apenas como um intermediário fugaz na oxidação do iodeto a iodato, se é que existem. [53] Os iodatos são de longe os mais importantes desses compostos, que podem ser produzidos oxidando iodetos de metal alcalino com oxigênio a 600 ° C e alta pressão, ou oxidando iodo com cloratos . Ao contrário dos cloratos, que se desproporcionam muito lentamente para formar cloreto e perclorato, os iodatos são estáveis ​​à desproporção em soluções ácidas e alcalinas. Destes, os sais da maioria dos metais podem ser obtidos. O ácido iódico é mais facilmente produzido pela oxidação de uma suspensão aquosa de iodo por eletrólise ou ácido nítrico fumante. O iodato tem o poder de oxidação mais fraco dos halatos, mas reage mais rapidamente. [54]

Muitos periodatos são conhecidos, incluindo não apenas o IO tetraédrico esperado-
4
, mas também IO quadrado-piramidal3−
5
, ortoperiodato octaédrico IO5−
6
, [IO 3 (OH) 3 ] 2− , [I 2 O 8 (OH 2 )] 4− , e I
2
O4−
9
. Eles são geralmente produzidos oxidando iodato de sódio alcalino eletroquimicamente (com óxido de chumbo (IV) como ânodo) ou por cloro gasoso: [55]

IO-
3
+ 6 OH -IO5−
6
+ 3 H 2 O + 2 e -
IO-
3
+ 6 OH - + Cl 2IO5−
6
+ 2 Cl - + 3 H 2 O

Eles são agentes oxidantes termodimicamente e cineticamente poderosos, oxidando rapidamente Mn 2+ em MnO-
4
e clivagem de glicóis , α- dicetonas , α- cetóis , α- aminoálcoois e α- diaminas . [55] O ortoperiodato estabiliza especialmente os altos estados de oxidação entre os metais por causa de sua carga negativa muito alta de −5. O ácido ortoperiódico , H 5 IO 6 , é estável e desidrata a 100 ° C no vácuo em ácido metaperiódico , HIO 4 . A tentativa de ir mais longe não resulta na inexistência de heptoxido de iodo (I 2 O 7 ), mas sim em pentóxido de iodo e oxigênio. O ácido periódico pode ser protonado por ácido sulfúricopara dar o I (OH)+
6
cátion, isoeletrônico para Te (OH) 6 e Sb (OH)-
6
, e dando sais com bissulfato e sulfato. [24]

Compostos Polyiodine

Quando o iodo se dissolve em ácidos fortes, como ácido sulfúrico fumegante, uma solução paramagnética azul brilhante incluindo I+
2
cátions é formado. Um sal sólido do cátion diiodo pode ser obtido pela oxidação do iodo com pentafluoreto de antimônio : [24]

2 I 2 + 5 SbF 5 SO 220 ° C2 I 2 Sb 2 F 11 + SbF 3

O sal I 2 Sb 2 F 11 é azul escuro, e o análogo de tântalo azul I 2 Ta 2 F 11 também é conhecido. Enquanto o comprimento da ligação I-I em I 2 é 267 pm, aquele em I+
2
é de apenas 256 pm, pois o elétron ausente no último foi removido de um orbital anti-ligação, tornando a ligação mais forte e, portanto, mais curta. Em solução de ácido fluorossulfúrico , azul profundo I+
2
dimeriza reversivelmente abaixo de −60 ° C, formando I diamagnético retangular vermelho2+
4
. Outros cátions de poli-iodo não são tão bem caracterizados, incluindo marrom escuro ou preto I curvado+
3
e centrosimétricos C 2 h verde ou preto I+
5
, conhecido na AsF-
6
e AlCl-
4
sais, entre outros. [24] [56]

O único ânion poliiodeto importante em solução aquosa é triiodeto linear , I-
3
. Sua formação explica por que a solubilidade do iodo em água pode ser aumentada pela adição de solução de iodeto de potássio: [24]

I 2 + I -I-
3
( K eq = ~ 700 a 20 ° C)

Muitos outros poliiodetos podem ser encontrados quando soluções contendo iodo e iodeto cristalizam, como I-
5
, I-
9
, I2−
4
e eu2−
8
, cujos sais com grandes cátions fracamente polarizadores, como Cs +, podem ser isolados. [24] [57]

Compostos de organoiodo

Estrutura do agente oxidante ácido 2-iodoxibenzoico

Composto organoiodo têm sido fundamentais para o desenvolvimento de síntese orgânica, tal como na eliminação de Hofmann de aminas , [58] o Williamson éter síntese , [59] a reacção de acoplamento de Wurtz , [60] e em reagentes de Grignard . [61]

A ligação carbono- iodo é um grupo funcional comum que faz parte da química orgânica central ; formalmente, esses compostos podem ser considerados como derivados orgânicos do ânion iodeto. Os compostos de organoiodo mais simples, iodetos de alquila , podem ser sintetizados pela reação de álcoois com triiodeto de fósforo ; estes podem então ser usados ​​em reações de substituição nucleofílica ou para a preparação de reagentes de Grignard . A ligação C – I é a mais fraca de todas as ligações carbono-halogênio devido à diferença minúscula na eletronegatividade entre o carbono (2.55) e o iodo (2.66). Como tal, o iodeto é o melhor grupo de saídaentre os halogênios, a tal ponto que muitos compostos de organoiodo ficam amarelos quando armazenados ao longo do tempo devido à decomposição em iodo elementar; como tal, eles são comumente usados ​​em síntese orgânica , por causa da fácil formação e clivagem da ligação C – I. [62] Eles também são significativamente mais densos do que os outros compostos organohalogênicos, graças ao alto peso atômico do iodo. [63] Alguns agentes oxidantes orgânicos, como os iodanos, contêm iodo em um estado de oxidação superior a -1, como o ácido 2-iodoxibenzoico , um reagente comum para a oxidação de álcoois em aldeídos , [64] e dicloreto de iodobenzeno (FICl 2), usado para a cloração seletiva de alcenos e alcinos . [65] Um dos usos mais conhecidos dos compostos de organoiodo é o chamado teste de iodofórmio , onde o iodofórmio (CHI 3 ) é produzido pela iodação exaustiva de uma metil cetona (ou outro composto capaz de ser oxidado a uma metil cetona ), da seguinte forma: [66]

Síntese de iodofórmio.svg

Algumas desvantagens de usar compostos de organoiodo em comparação com compostos de organoclorado ou organobromina são o maior custo e toxicidade dos derivados de iodo, uma vez que o iodo é caro e os compostos de organoiodo são agentes alquilantes mais fortes. [67] Por exemplo, a iodoacetamida e o ácido iodoacético desnaturam as proteínas, alquilando irreversivelmente os resíduos de cisteína e evitando a reforma das ligações dissulfeto . [68]

A troca de halogênio para produzir iodoalcanos pela reação de Finkelstein é ligeiramente complicada pelo fato de que o iodeto é um grupo de saída melhor do que o cloreto ou o brometo. A diferença é, no entanto, pequena o suficiente para que a reação possa ser completada explorando a solubilidade diferencial dos sais de haleto, ou usando um grande excesso do sal de haleto. [66] Na reação de Finkelstein clássica, um cloreto de alquila ou um brometo de alquila é convertido em um iodeto de alquila por tratamento com uma solução de iodeto de sódio em acetona . O iodeto de sódio é solúvel em acetona e cloreto de sódio e brometo de sódionão são. [69] A reação é direcionada aos produtos pela ação da massa devido à precipitação do sal insolúvel. [70] [71]

Ocorrência e produção

O iodo é o menos abundante dos halogênios estáveis, compreendendo apenas 0,46  partes por milhão de rochas da crosta terrestre (compare: flúor 544 ppm, cloro 126 ppm, bromo 2,5 ppm). [72] Entre os 84 elementos que ocorrem em quantidades significativas (elementos 1-42, 44-60, 62-83, 90 e 92), ele está classificado em 61º em abundância. Minerais de iodeto são raros e a maioria dos depósitos que são concentrados o suficiente para extração econômica são minerais de iodato . Os exemplos incluem lautarita , Ca (IO 3 ) 2 e dietzeíta , 7Ca (IO 3 ) 2 · 8CaCrO 4 . [72]Esses são os minerais que aparecem como vestígios de impurezas no caliche , encontrado no Chile , cujo principal produto é o nitrato de sódio . No total, eles podem conter pelo menos 0,02% e no máximo 1% de iodo em massa. [73] O iodato de sódio é extraído do caliche e reduzido a iodeto pelo bissulfito de sódio . Esta solução é então feita reagir com iodato recém-extraído, resultando em comproporção em iodo, que pode ser filtrado. [20]

O caliche foi a principal fonte de iodo no século 19 e continua a ser importante hoje, substituindo o kelp (que não é mais uma fonte economicamente viável), [74] mas no final do século 20 as salmouras surgiram como uma fonte comparável. O campo de gás japonês Minami Kanto a leste de Tóquio e o campo de gás americano da Bacia Anadarko no noroeste de Oklahoma são as duas maiores fontes. A salmoura está mais quente do que 60 ° C da profundidade da fonte. A salmoura é primeiro purificada e acidificada com ácido sulfúrico , então o iodeto presente é oxidado a iodo com cloro. Uma solução de iodo é produzida, mas é diluída e deve ser concentrada. O ar é soprado na solução para evaporar o iodo, que é passado para uma torre de absorção, onde o dióxido de enxofre reduz o iodo. O iodeto de hidrogênio (HI) é feito reagir com cloro para precipitar o iodo. Após a filtragem e purificação, o iodo é embalado. [73] [75]

2 HI + Cl 2 → I 2 ↑ + 2 HCl
I 2 + 2 H 2 O + SO 2 → 2 HI + H 2 SO 4
2 HI + Cl 2 → I 2 ↓ + 2 HCl

Essas fontes garantem que o Chile e o Japão sejam os maiores produtores de iodo hoje. [72] Alternativamente, a salmoura pode ser tratada com nitrato de prata para precipitar o iodo como iodeto de prata , que é então decomposto pela reação com ferro para formar prata metálica e uma solução de iodeto de ferro (II) . O iodo pode então ser liberado pelo deslocamento com o cloro . [76]

Aplicações

Cerca de metade de todo o iodo produzido vai para vários compostos de organoiodo, outros 15% permanecem como o elemento puro, outros 15% são usados ​​para formar iodeto de potássio e outros 15% para outros compostos de iodo inorgânicos. [20] Entre os principais usos dos compostos de iodo estão catalisadores , suplementos para ração animal, estabilizantes, tinturas, corantes e pigmentos, produtos farmacêuticos, saneamento (de tintura de iodo ) e fotografia; usos menores incluem inibição de smog, propagação de nuvens e vários usos em química analítica. [20]

Análise química

Testando uma semente para amido com uma solução de iodo

Os ânions iodeto e iodato são freqüentemente usados ​​para análises volumétricas quantitativas, por exemplo, em iodometria . Iodo e amido formam um complexo azul, e essa reação é freqüentemente usada para testar amido ou iodo e como um indicador em iodometria . O teste de iodo para amido ainda é usado para detectar notas falsas impressas em papel contendo amido. [77]

O valor de iodo é a massa de iodo em gramas que é consumida por 100 gramas de uma substância química normalmente gorduras ou óleos. Os números de iodo são freqüentemente usados ​​para determinar a quantidade de insaturação em ácidos graxos . Essa insaturação está na forma de ligações duplas , que reagem com compostos de iodo. Em biologia, ácido linoléico (C18: 2 n-6), ômega-6 e alfa-linolênico (C18: 3 n-3) ômega-3, ácido araquidônico (AA) - ômega-6 (C20: 4n-6), e ácido docosahexaenóico (DHA) - ômega-3 (C22: 6n-3) sintetizado com iodolipídios de iododesenvolvido entre as membranas celulares durante a evolução da vida, importante no mecanismo de apoptose , carcinogênese e doenças degenerativas . [78] [79]

O tetraiodomercurato de potássio (II) , K 2 HgI 4 , também é conhecido como reagente de Nessler. É frequentemente usado como um teste de ponto sensível para amônia . Da mesma forma, Cu 2 HgI 4 é usado como um reagente de precipitação para testar os alcalóides . A solução aquosa de iodo alcalino é usada no teste de iodofórmio para metil cetonas. [66]

Espectroscopia

O espectro da molécula de iodo, I 2 , consiste em (não exclusivamente) dezenas de milhares de linhas espectrais nítidas na faixa de comprimento de onda de 500–700 nm. É, portanto, uma referência de comprimento de onda comumente usada (padrão secundário). Ao medir com uma técnica espectroscópica livre de Doppler enquanto se concentra em uma dessas linhas, a estrutura hiperfina da molécula de iodo se revela. Uma linha é agora resolvida de modo que 15 componentes (de números quânticos rotacionais pares, J pares ) ou 21 componentes (de números quânticos rotacionais ímpares, J ímpar ) são mensuráveis. [80]

Iodeto de césio e iodeto de sódio dopado com tálio são usados ​​em cintiladores de cristal para a detecção de raios gama. A eficiência é alta e a espectroscopia dispersiva de energia é possível, mas a resolução é bastante pobre.

Medicina

Iodo elementar

O iodo elementar é usado como um anti - séptico como o elemento ou como o ânion triiodeto solúvel em água I 3 - gerado in situ pela adição de iodo ao iodo elementar pouco solúvel em água (a reação química reversa torna algum iodo elementar livre disponível para antissepsia) . O iodo elementar também pode ser usado para tratar a deficiência de iodo . [81]

Em alternativa, o iodo pode ser produzido a partir de iodóforos , que contêm iodo complexado com um agente de solubilização (o íon iodeto pode ser considerado vagamente como o iodóforo em soluções de triiodeto em água). Exemplos de tais preparações incluem: [82]

A ação antimicrobiana do iodo é rápida e atua em baixas concentrações, por isso é utilizado em salas de cirurgia. [83] Seu modo de ação específico é desconhecido. Ele penetra em microorganismos e ataca aminoácidos específicos (como cisteína e metionina ), nucleotídeos e ácidos graxos , resultando em morte celular . Ele também tem uma ação antiviral , mas os vírus não lipídicos e os parvovírus são menos sensíveis do que os vírus com envelope lipídico. O iodo provavelmente ataca as proteínas de superfície dos vírus envelopados e também pode desestabilizar os ácidos graxos da membrana ao reagir com insaturados ligações de carbono . [84]

Outras formulações

Na medicina, uma solução saturada de iodeto de potássio é usada para tratar a tireotoxicose aguda . Também é usado para bloquear a captação de iodo-131 pela glândula tireoide (consulte a seção de isótopos acima), quando esse isótopo é usado como parte de radiofármacos (como o iobenguane ) que não são direcionados à tireoide ou aos tecidos do tipo tireoide. [85] [86]

O iodo-131 (geralmente como iodeto) é um componente da precipitação nuclear e é particularmente perigoso devido à propensão da glândula tireóide em concentrar o iodo ingerido e retê-lo por períodos mais longos do que a meia-vida radiológica deste isótopo de oito dias. Por esse motivo, as pessoas em risco de exposição ao iodo radioativo ambiental (iodo-131) na precipitação radioativa podem ser instruídas a tomar comprimidos de iodeto de potássio não radioativo. A dose típica para adultos é um comprimido de 130 mg por 24 horas, fornecendo 100 mg (100.000 microgramas ) de iodo iônico. (A dose diária típica de iodo para uma saúde normal é da ordem de 100 microgramas; consulte "Ingestão dietética" abaixo.) A ingestão dessa grande dose de iodo não radioativo minimiza a absorção de iodo radioativo pela glândula tireoide. [87]

Ácido diatrizóico , um agente de radiocontraste contendo iodo

Como um elemento com alta densidade de elétrons e número atômico, o iodo absorve os raios X mais fracos do que 33,3 keV devido ao efeito fotoelétrico dos elétrons mais internos. [88] Compostos de organoiodo são usados ​​com injeção intravenosa como agentes de radiocontraste de raios-X . Esta aplicação costuma ser combinada com técnicas avançadas de raios-X, como angiografia e tomografia computadorizada . Atualmente, todos os agentes de radiocontraste solúveis em água dependem de iodo.

Outros

A produção do di-hidroiodeto de etilenodiamina , fornecido como suplemento nutricional para o gado, consome grande parte do iodo disponível. Outro uso significativo é um catalisador para a produção de ácido acético pelos processos Monsanto e Cativa . Nessas tecnologias, que atendem à demanda mundial por ácido acético, o ácido iodídrico converte a matéria-prima de metanol em iodeto de metila, que sofre carbonilação . A hidrólise do iodeto de acetila resultante regenera o ácido iodídrico e dá ácido acético. [89]

Os iodetos inorgânicos encontram usos especializados. Titânio, zircônio, háfnio e tório são purificados pelo processo van Arkel – de Boer , que envolve a formação reversível dos tetraiodetos desses elementos. O iodeto de prata é o principal ingrediente do filme fotográfico tradicional. Milhares de quilos de iodeto de prata são usados ​​anualmente para semear nuvens para induzir chuva. [89]

O composto organoiodo eritrosina é um importante agente corante de alimentos. Os iodetos de perfluoroalquila são precursores de surfactantes importantes, como o ácido perfluorooctanossulfônico . [89]

A reação do relógio de iodo (na qual o iodo também serve como um teste para amido, formando um complexo azul escuro), [20] é um experimento de demonstração educacional popular e exemplo de uma reação aparentemente oscilante (é apenas a concentração de um produto intermediário que oscila).

Embora iodo tem funções generalizadas em muitas espécies, os agentes que os contenham pode exercer um diferencial efeito sobre espécies diferentes em um sistema de agricultura. O crescimento de todas as cepas de Fusarium verticillioides é significativamente inibido por um fungistático contendo iodo (AJ1629-34EC) em concentrações que não prejudicam a cultura. Este pode ser um tratamento agrícola antifúngico menos tóxico devido à sua química relativamente natural. [90]

125 I é usado como o marcador radioativo na investigação de quais ligantes vão para quais receptores de reconhecimento de padrão de planta (PRRs). [91]

Papel biológico

A tiróide sistema das hormonas da tiróide T 3 e T 4
Comparação do conteúdo de iodo na urina na França (em microgramas / dia), para algumas regiões e departamentos (níveis médios de iodo na urina, medidos em microgramas por litro no final do século XX (1980 a 2000)) [92]

O iodo é um elemento essencial para a vida e, com número atômico Z = 53, é o elemento mais pesado comumente necessário para os organismos vivos. (O lantânio e os outros lantanídeos , bem como o tungstênio com Z = 74, são usados ​​por alguns microrganismos.) [93] [94] É necessário para a síntese dos hormônios tireoidianos reguladores do crescimento tiroxina e triiodotironina (T 4 e T 3 respectivamente, nomeados de acordo com seu número de átomos de iodo). A deficiência de iodo leva à diminuição da produção de T 3 e T 4e concomitante aumento do tecido tireoidiano na tentativa de obtenção de mais iodo, causando a doença conhecida como bócio simples . A principal forma de hormônio tireoidiano no sangue é a tiroxina (T 4 ), que tem meia-vida mais longa que o T 3 . Em humanos, a proporção de T 4 para T 3 liberada no sangue está entre 14: 1 e 20: 1. O T 4 é convertido no T 3 ativo (três a quatro vezes mais potente do que o T 4 ) dentro das células por desiodinases (5'-iodinase). Estes são posteriormente processados ​​por descarboxilação e desiodação para produziriodotironamina (T 1 a) e tironamina (T 0 a '). Todas as três isoformas das deiodinases são enzimas contendo selênio ; portanto, o selênio dietético é essencial para a produção de T3 . [95]

O iodo é responsável por 65% do peso molecular do T 4 e 59% do T 3 . Quinze a 20 mg de iodo estão concentrados no tecido tireoidiano e hormônios, mas 70% de todo o iodo no corpo é encontrado em outros tecidos, incluindo glândulas mamárias, olhos, mucosa gástrica, timo fetal, fluido cérebro-espinhal e plexo coróide, arterial paredes, colo do útero e glândulas salivares. Nas células desses tecidos, o iodeto entra diretamente pelo simportador de iodeto de sódio (NIS). A ação do iodo no tecido mamário está relacionada ao desenvolvimento fetal e neonatal, mas nos demais tecidos é (pelo menos) parcialmente desconhecida. [96]

A ingestão alimentar

Os níveis diários de ingestão recomendados pela Academia Nacional de Medicina dos Estados Unidos estão entre 110 e 130 µg para crianças até 12 meses, 90 µg para crianças até oito anos, 130 µg para crianças até 13 anos, 150 µg para adultos, 220 µg para mulheres grávidas e 290 µg para lactação. [4] [97] O nível de ingestão superior tolerável (UL) para adultos é 1.100 μg / dia. [98] Esse limite superior foi avaliado por meio da análise do efeito da suplementação no hormônio estimulador da tireoide . [96]

A glândula tireóide não precisa de mais do que 70 μg / dia para sintetizar as quantidades diárias necessárias de T4 e T3. [4] Os níveis mais elevados de ingestão diária recomendada de iodo parecem necessários para o funcionamento ideal de vários sistemas do corpo, incluindo lactação , mucosa gástrica , glândulas salivares , células cerebrais, plexo coróide , timo e paredes arteriais . [4] [99] [100] [79]

As fontes naturais de iodo na dieta incluem frutos do mar , como peixes, algas marinhas (como algas ) e mariscos , laticínios e ovos , desde que os animais recebam iodo suficiente e plantas cultivadas em solo rico em iodo. [101] [102] O sal iodado é fortificado com iodo na forma de iodeto de sódio . [102] [103]

Em 2000, a ingestão média de iodo dos alimentos nos Estados Unidos era de 240 a 300 μg / dia para homens e 190 a 210 μg / dia para mulheres. [98] A população geral dos EUA tem nutrição adequada com iodo, [104] [105] com mulheres em idade fértil e mulheres grávidas com um possível risco leve de deficiência. [105] No Japão, o consumo foi considerado muito mais alto, variando entre 5.280 μg / dia a 13.800 μg / dia de algas marinhas ou kelp kombu , [96] frequentemente na forma de extratos Kombu Umami para caldo de sopa e batata frita. No entanto, novos estudos sugerem que o consumo do Japão está mais próximo de 1.000–3.000 μg / dia. [106]O UL adulto no Japão foi revisado pela última vez para 3.000 µg / dia em 2015. [107]

Após a implementação dos programas de fortificação de iodo, como a iodização do sal, foram observados alguns casos de hipertireoidismo induzido por iodo (o chamado fenômeno de Jod-Basedow ). A condição parece ocorrer principalmente em pessoas com mais de quarenta anos, e o risco parece maior quando a deficiência de iodo é grave e o aumento inicial na ingestão de iodo é alto. [108]

Deficiência

Em áreas onde há pouco iodo na dieta, [109] normalmente áreas remotas do interior e climas equatoriais semi-áridos onde nenhum alimento marinho é consumido, a deficiência de iodo dá origem a hipotireoidismo , cujos sintomas são fadiga extrema, bócio , lentidão mental, depressão, ganho de peso e baixas temperaturas corporais basais. [110] A deficiência de iodo é a principal causa de deficiência intelectual evitável , um resultado que ocorre principalmente quando bebês ou crianças pequenas tornam-se hipotireoidianospor falta do elemento. A adição de iodo ao sal de mesa eliminou amplamente esse problema nas nações mais ricas, mas a deficiência de iodo continua sendo um sério problema de saúde pública no mundo em desenvolvimento hoje. [111] A deficiência de iodo também é um problema em certas áreas da Europa. O processamento de informações, as habilidades motoras finas e a resolução de problemas visuais são aprimorados pela reposição de iodo em crianças com deficiência moderada de iodo. [112]

Precauções

Toxicidade

Perigos
Pictogramas GHS GHS07: NocivoGHS09: Risco ambiental
Palavra-sinal GHS Perigo
H312 , H332 , H315 , H319 , H335 , H372 , H400
P261 , P273 , P280 , P305 , P351 , P338 , P314 [113]
NFPA 704 (diamante de fogo)

O iodo elementar (I 2 ) é tóxico se tomado por via oral não diluído. A dose letal para um humano adulto é de 30 mg / kg, o que é cerca de 2,1–2,4 gramas para um humano pesando 70 a 80 kg (mesmo se experimentos em ratos demonstrassem que esses animais poderiam sobreviver após comer uma dose de 14.000 mg / kg). O excesso de iodo pode ser mais citotóxico na presença de deficiência de selênio . [115] A suplementação de iodo em populações com deficiência de selênio é, em teoria, problemática, em parte por esse motivo. [96] A toxicidade deriva de suas propriedades oxidantes, por meio das quais desnatura proteínas (incluindo enzimas). [116]

O iodo elementar também é irritante para a pele. O contato direto com a pele pode causar danos e os cristais de iodo sólidos devem ser manuseados com cuidado. Soluções com alta concentração de iodo elementar, como tintura de iodo e solução de Lugol , são capazes de causar danos aos tecidos se usadas em limpeza prolongada ou antissepsia; da mesma forma, Povidona-iodo líquido (Betadine) preso contra a pele resultou em queimaduras químicas em alguns casos relatados. [117]

A exposição ocupacional

As pessoas podem ser expostas ao iodo no local de trabalho por inalação, ingestão, contato com a pele e contato com os olhos. A Administração de Segurança e Saúde Ocupacional (OSHA) definiu o limite legal (limite de exposição permitido ) para a exposição ao iodo no local de trabalho em 0,1 ppm (1 mg / m 3 ) durante um dia de trabalho de 8 horas. O Instituto Nacional de Segurança e Saúde Ocupacional (NIOSH) estabeleceu um limite de exposição recomendado (REL) de 0,1 ppm (1 mg / m 3 ) durante um dia de trabalho de 8 horas. Em níveis de 2 ppm, o iodo é imediatamente perigoso para a vida e a saúde . [118]

Reacções alérgicas

Algumas pessoas desenvolvem hipersensibilidade a produtos e alimentos que contêm iodo. Aplicações de tintura de iodo ou Betadine podem causar erupções cutâneas, às vezes graves. [119] O uso parenteral de agentes de contraste à base de iodo (veja acima) pode causar reações que variam de erupção cutânea leve a anafilaxia fatal . Essas reações levaram ao equívoco (amplamente difundido, mesmo entre os médicos) de que algumas pessoas são alérgicas ao próprio iodo; até mesmo as alergias a frutos do mar ricos em iodo foram interpretadas dessa forma. [120]Na verdade, nunca houve um relato confirmado de uma alergia verdadeira ao iodo, e uma alergia a iodo elementar ou sais de iodeto simples é teoricamente impossível. As reações de hipersensibilidade a produtos e alimentos que contêm iodo estão aparentemente relacionadas a seus outros componentes moleculares; [121] assim, uma pessoa que demonstrou alergia a um alimento ou produto contendo iodo pode não ter uma reação alérgica a outro. Pacientes com várias alergias alimentares (marisco, ovo, leite, etc.) não apresentam risco aumentado de hipersensibilidade ao meio de contraste. [122] [121] Como ocorre com todos os medicamentos, a história de alergia do paciente deve ser questionada e consultada antes da administração de qualquer substância contendo iodo. [123]

Status da Lista I da DEA dos EUA

O fósforo pode reduzir o iodo elementar a ácido iodídrico , que é um reagente eficaz para reduzir a efedrina ou a pseudoefedrina a metanfetamina . [124] Por esta razão, o iodo foi designado pela Administração de Repressão às Drogas dos Estados Unidos como um precursor químico da Lista I sob o 21 CFR 1310.02 . [125]

Na cultura popular

No episódio piloto de Breaking Bad , um recipiente de iodo é visível quando Walter White sintetiza a metanfetamina pela rota de Nagai , usando fósforo vermelho e iodo para reduzir a pseudoefedrina .

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Bibliografia