碘

　　一種化學元素，化學符號I，原子序數53，原子量126.90447，屬週期系ⅦA族。

　　發現　1811年法國化學傢B.庫圖瓦發現海藻灰溶液與硫酸作用後放出紫色氣體，並研究瞭這種未知物的許多性質。後經H.大衛和J.-L.蓋-呂薩克研究，正式確認庫圖瓦發現的是新元素，蓋－呂薩克將它命名為iodine。它來源於希臘文ioeidēs，原意為“紫色的”。

　　<存在　碘在地殼中的含量為3×10^-5％。碘主要來源於智利硝石中的碘酸鈉和碘酸鈣；還以碘化物形式存在於海水、海藻、油井鹽水和人體的甲狀腺中。穩定同位素碘127是存在於自然界中的唯一同位素。

海鹽、海水、海藻——氯、溴、碘的主要來源

碘的升華

　　物理性質　在常溫常壓下，單質碘為紫黑色並帶金屬光澤的固體(見彩圖)；熔點113.5℃，沸點184.35℃，密度4.93克/厘米³。晶態碘有很高的蒸氣壓，加熱時可以不熔化成液體而直接升華成氣體(見彩圖)。利用碘易升華的特性，可以制備純碘。氣態碘顯深紫色，有刺激性氣味。碘在水中的溶解度比溴和氯低，但易溶於碘化鉀溶液以及四氯化碳、二硫化碳和苯中。

　　化學性質　碘的電子構型為(Kr)4d¹⁰5s²5p⁵，氧化態有-1、+1、+3、+5、+7。碘溶於水很快發生水解：

I₂+H₂O

HIO+ H ⁺+ I ^-

溶液顯弱酸性，加酸可抑制水解；加堿則促進水解，因此碘易溶於堿：

I₂+2OH^-

IO ^-+ I ^-+ H ₂ O

但是生成的次碘酸鹽極不穩定，又歧化分解（見歧化反應）成碘酸鹽和碘化物：

3IO^-

IO ₃ ^-+ 2I ^-

於是，總反應方程式為：

3I₂+6OH^-

IO ₃ ^-+ 5I ^-+ 3H ₂ O

在酸性介質中則發生此反應的逆反應。利用此逆反應可制備碘。

　　在水溶液中，碘的氧化性比氯和溴弱得多，隻有強還原劑硫化氫和硫代硫酸鈉才能將它還原成碘離子：

I₂+H₂S─→S+2HI

I₂+2S₂O娫 ─→S₄O婇+2I^-

後一反應在分析化學中被用來測定碘。在水溶液中，強氧化劑可以將碘氧化成正氧化態的化合物。例如，氯可將碘氧化成氯化碘ICl或碘氯絡離子 ICl ₃ ^-：

I₂+Cl₂+2Cl^-─→2ICl₃^-

氯也能將碘氧化成碘酸：

I₂+5Cl₂+6H₂O─→2IO₃^-+10Cl^-+12H⁺

在堿性溶液中，過量的氯甚至能將碘氧化成高碘酸鹽：

I₂+7Cl₂+24OH^-─→2IO嵾+14Cl^-+12H₂O

濃硝酸可將碘直接氧化成碘酸：

3I₂+10HNO₃─→6HIO₃+10NO+2H₂O

　　除貴金屬外，固態碘可與其他所有金屬化合成碘化物；可與電負性比它小的非金屬化合成共價型（見共價鍵）的碘化物；與其他鹵素作用，生成鹵素互化物，例如IBr、ICl、ICl₃、IF₃、IF₅、IF₇等。

　　碘的典型有機反應有：芳香族化合物的親電子取代反應，形成芳基碘化物；碘在不飽和烴的多重健上的加成反應。

　　極微量的碘與多羥基化合物淀粉相遇，立即形成深藍色的配合物，這是定性檢驗碘的靈敏方法。

　　制法　主要生產方法是將智利硝石中的碘酸鹽用亞硫酸氫鈉還原：

2NaIO₃+5NaHSO₃─→3NaHSO₄+2Na₂SO₄+I₂+H₂O

海水、海藻灰和油井鹽水中的碘化物可在硫酸介質中用 二氧化錳氧化：

2NaI+MnO₂+3H₂SO₄─→MnSO₄+2NaHSO₄+I₂+2H₂O

也可用氯從碘化物溶液中置換碘：

NaI+Cl₂─→I₂+2NaCl

　　應用　碘對動植物的生命是極其重要的。海水裡的碘化物和碘酸鹽進入大多數海生動植物的新陳代謝循環中。在高級哺乳動物中，碘以碘化氨基酸的形式集中在甲狀腺內，缺乏碘會引起甲狀腺腫大。

　　碘主要用作消毒劑，如碘酒和碘仿CHI₃；碘化物作為食物補充劑，用於治療甲狀腺腫大和心臟病；放射性同位素碘131（半衰期為8天）用於放射性治療和放射性示蹤技術（見碘標記化合物）。

　　

參考書目

　M.C.斯尼特等編，何兆雄等譯：《無機化學大綱》，第3卷，上海科學技術出版社，上海，1963。(M.C.Sneedet al.，ed.，Comprehensive Inorganic Chemistry，Vol.3，Macmillan，London，1953.)