Iod

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
¹²⁵I	{syn.}	59,408 d	ε	0,186	¹²⁵Te
¹²⁶I	{syn.}	13,11 d	ε β^-	2,155 1,258	¹²⁶Te ¹²⁶Xe
¹²⁷I	100 %	I ist stabil mit 74 Neutronen
¹²⁸I	{syn.}	24,99 min	β^- ε	2,118 1,251	¹²⁸Xe ¹²⁸Te
¹²⁹I	{syn.}	1,57 · 10⁷ a	β^-	0,194	¹²⁹Xe
¹³⁰I	{syn.}	12,36 h	β^-	2,949	¹³⁰Xe
¹³¹I	{syn.}	8,02070 d	β^-	0,971	¹³¹Xe

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt,
gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Iod (vom altgriechischen Wort ιο-ειδης = veilchenfarbig, wegen der violetten Farbe von Ioddämpfen) ist ein chemisches Element im Periodensystem mit der Ordnungszahl 53. Iod ist unter dem Elementsymbol I bekannt. Laut Duden ist neben der fachsprachlichen die herkömmliche Schreibweise Jod mit dem Elementsymbol J für Iod und Iodverbindungen auch weiterhin üblich. Das Halogen ist ein für den Menschen lebensnotwendiges Spurenelement.

Geschichte

Die physiologische Bedeutung des Elements Iod 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 Clement-Desormes und Joseph Louis Gay-Lussac, der ihm ein Jahr später den heutigen Namen verlieh.

Vorkommen

Vulkanausbruch

Iod ist abgesehen von Astat wesentlich seltener als die übrigen Halogene. In der Natur ist es weit verbreitet, jedoch nur in Form seiner Verbindungen. Im Unterschied zu den Elementen Fluor, Chlor und Brom tritt es nicht nur als Iodid auf, sondern auch als Iodat, zum Beispiel angereichert (0,02-1 %) im Chilesalpeter, hauptsächlich in Form von Natriumiodat (NaIO₃), aber auch Natriumperiodat (NaIO₄) und Lautarit (Ca(IO₃)₂). In feinsten Spuren ist es in Böden und Gesteinen nachweisbar. Im Durchschnitt enthält 100 Gramm wasserfreier Feinboden aus dem süddeutschen Raum 350 Mikrogramm 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. Ioddämpfe sammeln sich, da sie 8,65-mal schwerer sind als Luft, in tiefliegenden Gebieten und reichern sich dort an. So gelangen sie schließlich wie die Iodide in die Meere und ins Grundwasser. Einige Mineralwässer enthalten Iod. Die Mineralquelle Woodhall Spa bei Lincoln 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 einem einzigen Isotop, dem Isotop ¹²⁷I.

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 bis 0,5 % Iod. Diese Iodgewinnung hat heute jedoch nur noch lokale Bedeutung und macht ungefähr 2 % der Weltproduktion eines Jahr 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}+3H_{2}SO_{3}\rightarrow HI+3H_{2}SO_{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}+5HI\rightarrow 3H_{2}O+3I_{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 {2NaI+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl+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}+2H_{2}O\rightarrow 2HI+H_{2}SO_{4}}

Iod wird durch Schwefeldioxid zu Iodwasserstoff reduziert

\mathrm {2HI+Cl_{2}\rightarrow 2HCl+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

Elementares Iod

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.

Eine interessante Eigenschaft des Iods äußert sich darin, Polyhalogenidverbindungen einzugehen. Dabei verbinden sich gelöste I₂-Moleküle jeweils mit einem Iodid-Anion zum einfach negativ geladenen I₃^--Anion. Eine Eigenschaft dieser Polyhalogenidverbindung 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

Von dem Element 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:

$\mathrm {2I_{2}+2SO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow 2I_{2}^{+}+SO_{2}+2HSO_{4}^{-}}$

Zur Oxidation kann ebenso Antimonpentafluorid bzw. Tantalpentafluorid in flüssigem Schwefeldioxid verwendet werden:

\mathrm {2I_{2}+SbF_{5}\rightarrow 2I_{2}^{+}+SbF_{3}+2F^{-}}

Dem gegenüber gelang es bisher nicht, Verbindungen mit dem unsolvatisierten, das heißt Lösungsmittel-freien 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 jedoch kann man das I⁺-Ion bei Abwesenheit eines Gegenions nachweisen.

Verwendung

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

$\mathrm {I_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HI+O}$

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.

Kaliumiodid wird in geringen Mengen dem Speisesalz zugesetzt, um Iodmangelerkrankungen vorzubeugen. Der Iodbedarf von Schwangeren muss in der Regel durch die zusätzliche Einnahme von Iodtabletten gedeckt werden.

Die radioaktiven Iod-Isotope ¹³¹I und ¹²³I werden in Röntgenkontrastmitteln in der Diagnostik und Therapie von Schilddrüsenerkrankungen eingesetzt (vergleiche Radioiodtherapie), wobei ¹³¹I heute verstärkt zum Einsatz kommt. Zur Bestimmung des Knochenmineralgehalts wird ¹²⁵I herangezogen.

Radioaktive Iod-Isotope sind auch im Fallout von Nuklearexplosionen und im Abbrand von Kernkraftwerken enthalten. Bund und Länder bevorraten insgesamt 137 Millionen Iodtabletten in der Umgebung der deutschen Atomkraftwerke für den Fall eines Atomunfalls (vgl. Iodblockade).

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.

Biologische Bedeutung

Schilddrüsenhormone

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

Iodmangel führt zu einer Unterfunktion der Schilddrüse (Hypothyreose), 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 Stoffwechselstörungen und Entwicklungsstörungen bis hin zum Kretinismus. Zur vermuteten Gefahr durch Iodüberversorgung siehe Iodallergie.

Sicherheitshinweise

Gefahrensymbole

Datei:Gefahrensymbol X.png	Datei:Gefahrensymbol N.png
Xn Gesundheitsschädlich	N Umweltgefährdend

R- und S-Sätze

R: 20/21, 50
S: 2, 23.2, 25, 61

Iod wird 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.

Nachweis

Qualitativ kann Iod in Form von Iodstärke nachgewiesen werden. Dabei 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 Schwefelkohlenstoff-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 sehr schwer, in Natriumthiosulfat und 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:

$\mathrm {HgNO_{3}+NaI\rightarrow HgI\downarrow +NaNO_{3}}$

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

$\mathrm {Hg(NO_{3})_{2}+2NaI\rightarrow HgI_{2}\downarrow +2NaNO_{3}}$

Bleiacetat-Lösung lässt einen gelben Niederschlag entstehen.

Chlorwasser vermag Iodid zu elementarem Iod zu oxidieren, das als bräunlicher Niederschlag sichtbar wird:

$\mathrm {Cl_{2}+2KI\rightarrow 2KCl+I_{2}\downarrow }$

Der quantitative Nachweis (die Mengenbestimmung) 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 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. Dieses sind Iodfluorid (IF), Iodchlorid (ICl) und Iodbromid (IBr).

Darüber hinaus sind vom Iod verschiedene Sauerstoffsäuren und die dazugehörigen Salze bekannt: Hypoiodige Säure (HIO) und Hypoiodide, Iodige Säure (HIO₂) und die entsprechenden Iodite, Iodsäure (HIO₃) und Iodate sowie die Periodsäure (HIO₄) und die dazugehörigen Periodate.

Literatur

Weblinks

Arbeitskreis Jodmangel
Pressemitteilung zum Notfallvorrat von Jodtabletten, Mai 2004
Zur Bedeutung von Iod im Stoffwechsel siehe auch: Füger B J, Dudczak R, Pirich C H, Zettinig G (2002): Jodstoffwechsel. In: Journal für Ernährungsmedizin, 2002; 4(2): 7-9 (Ausgabe für Österreich), [1].