Химические свойства йода
Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), иодистую (HIO2), иодноватую (HIO3), иодную (HIO4).
С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:
Hg + I2 = HgI2
С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:
I2 + H2 = 2HI
Атомарный иод — окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород H2S , Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I−:
I2 + H2S = S + 2HI
При растворении в воде иод частично реагирует с ней:
I2 + H2O ↔ HI + HIO, образуя гидрат йода
Йод окисляется концентрированной кислотой:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO2 + 2H2O.
йодоватая кислота
С некоторыми элементами - углеродом, азотом, кислородом, серой и селеном - йод непосредственно не соединяется. Несовместим он и с эфирными маслами, растворами аммиака, белой осадочной ртутью (образуется взрывчатая смесь).
Конфигурация внешних электронов атома Йода 5s25p5. B соответствии с этим йод проявляет в соединениях переменную валентность (степень окисления): -1; +1; +3; +5;+7.
Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3-.
В горячих водных растворах щелочей образуются Йодид и Йодат.
I2 + 2KOH = KI + KIO + H2O
3KIO = 2KI + KIO3
При нагревании йод взаимодействует с фосфором:
3I2 + 2P = 2PI3
А йодид фосфора в свою очередь взаимодействует с водой:
2PI3 + H2O = 3HI + H2 (PHO3)
При взаимодействии H2SO4 и KI образуется продукт, окрашенный темно-бурый цвет, и сульфатная кислота восстанавливается до H2S
8KI + 9H2SO4 = 4I2 + 8KHSO4 + SO2 + H2O
Йод легко реагирует с алюминием, причем катализатором в этой реакции является вода:
3I2 + 2AL = 2ALI3
Йод может также окислять сернистую кислоту и сероводород:
H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + HI
H2S + I2 = 2HI + S
При окислении йодид-иона йодат-ионом в кислой среде образуется свободный йод:
5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
При нагревании йодатной кислоты она распадается, с образованием наиболее стойкого оксида галогенов:
2HIO3 = I2O5 + H2O
Оксид йода (V) проявляет окислительные свойства. Его используют при анализе CO:
5CO + I2O5 = I2 + 5CO2
Пары Йода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу Йод оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от Йода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.
Применение йода
В металлургии(I2) Для деревообработки(KI, KI3)
В аналитике(иодометрия) В пищевых добавках(NaI) В медецине
Фтор
Фтор— элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером . Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.