JODS: VĒSTURE, ĪPAŠĪBAS, STRUKTŪRA, IEGŪŠANA, RISKI, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Jods ir reaktīvs non - metālisks elements, kas pieder pie periodiskās tabulas 17. grupā (halogēna atomiem) un ir pārstāvēta ar ķīmisko simbolu I. Tā būtībā ir elements diezgan popularly zināms no joda ūdeni, līdz hormona tirozīna .

Cietā stāvoklī jods ir tumši pelēks ar metāla spīdumu (apakšējais attēls), kas var sublimēties, veidojot violetu tvaiku, kas, kondensējoties uz aukstas virsmas, atstāj tumšu atlikumu. Eksperimenti, lai parādītu šīs īpašības, ir bijuši daudz un pievilcīgi.

Izturīgi joda kristāli. Avots: BunGee

Pirmo reizi šo elementu izolēja Bernards Kurtiss 1811. gadā, iegūstot savienojumus, kas kalpoja par izejvielu nitrātu ražošanā. Tomēr Curtois neidentificēja jodu kā elementu, kas ir Džozefa Geja-Lussaka un Humphry Davy kopīgais nopelns. Gejs-Lussaks identificēja elementu kā "jodi" - terminu, kas cēlies no grieķu vārda "ioides", ar kuru tika apzīmēta violeta krāsa.

Elementālais jods, tāpat kā citi halogēni, ir diatomiska molekula, ko veido divi joda atomi, kas savienoti ar kovalento saiti. Van der Waals mijiedarbība starp joda molekulām ir visstiprākā starp halogēniem. Tas izskaidro, kāpēc jods ir halogēns ar visaugstāko kušanas un viršanas temperatūru. Turklāt tas ir vismazāk reaģējošais no halogēniem un tas, kuram ir vismazākā elektronegativitāte.

Jods ir būtisks elements, kas jādzer, jo tas ir nepieciešams ķermeņa augšanai; smadzeņu un garīgā attīstība; metabolisms kopumā utt., iesakot dienas devu 110 μg dienā.

Joda deficīts cilvēka augļa stāvoklī ir saistīts ar kretīnisma parādīšanos - stāvokli, kam raksturīga ķermeņa augšanas palēnināšanās; kā arī nepietiekama garīgā un intelektuālā attīstība, šķielēšana utt.

Tikmēr joda deficīts jebkurā indivīda vecumā ir saistīts ar goiteru parādīšanos, kam raksturīga vairogdziedzera hipertrofija. Goiter ir endēmiska slimība, jo tā aprobežojas ar noteiktiem ģeogrāfiskiem apgabaliem, kuriem ir savas uztura īpašības.

Vēsture

Atklājums

Jodu 1811. gadā atklāja franču ķīmiķis Bernards Kurtois, strādājot ar savu tēvu nitrāta ražošanā, un tam bija nepieciešams nātrija karbonāts.

Šis savienojums tika izolēts no jūraszālēm, kuras viņi savāca Normandijas un Bretaņas piekrastē. Šajā nolūkā aļģes sadedzināja un pelnus mazgāja ar ūdeni, un iegūtos atlikumus iznīcina, pievienojot sērskābi.

Vienu reizi, iespējams, kļūdainas kļūdas dēļ, Kērtiss pievienoja sērskābes pārpalikumu un izveidojās purpursarkani tvaiki, kas izkristalizējās uz aukstajām virsmām, nostādoties kā tumši kristāli. Kurtoisam bija aizdomas, ka viņš atrodas jauna elementa klātbūtnē, un sauca to par “Vielu X”.

Kērtiss atklāja, ka šī viela, sajaucoties ar amonjaku, veidoja brūnu cietu vielu (slāpekļa trijodīdu), kas eksplodēja ar minimālu kontaktu.

Tomēr Curtois bija ierobežots turpināt savu pētījumu un nolēma nodot savas vielas paraugus Čārlzam Desormesam, Nikolā Klēmentam, Džozefam Gajam-Lussakam un Andrē-Marijai Ampjē, lai panāktu viņu sadarbību.

Vārda parādīšanās

1813. gada novembrī Desormes un Clément publiskoja Kērtisa atklājumu. Tā paša gada decembrī Gay-Lussac norādīja, ka jaunā viela varētu būt jauns elements, iesakot vārdu "jods" no grieķu vārda "ioides", kas apzīmēts violetā krāsā.

Sers Humfrijs Deivijs, kurš saņēma daļu no parauga, kuru Ampère atdeva Kurts, eksperimentēja ar paraugu un atzīmēja līdzību ar hloru. 1813. gada decembrī Londonas Karaliskā biedrība iesaistījās jauna elementa identificēšanā.

Lai arī starp Gaju-Lussaku un Deivisu radās diskusija par joda identificēšanu, viņi abi atzina, ka Kērtiss ir pirmais, kurš to izolēja. 1839. gadā Curtois beidzot saņēma Karaliskās Zinātņu akadēmijas Montyn balvu par joda izolāciju.

Vēsturiski lietojumi

1839. gadā Luijs Daguērs pirmo reizi komerciāli izmantoja jodu, izgudrojot metodi fotogrāfisku attēlu, ko sauc par dagerotipu tipiem, izgatavošanai uz plānām metāla loksnēm.

1905. gadā Ziemeļamerikas patologs Deivids Marine izpētīja joda trūkumu dažās slimībās un ieteica tā uzņemšanu.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Izskats

Joda kristālu sublimācija. Avots: Ershova Elizaveta

Tīri pelēks ar metālisku spīdumu. Sublimējot, tā tvaiki ir purpursarkanā krāsā (augšējais attēls).

Standarta atomsvars

126,904 u

Atomu skaitlis (Z)

53

Kušanas punkts

113,7 ºC

Vārīšanās punkts

184,3 ºC

Blīvums

Apkārtējā temperatūra: 4,933 g / cm ³

Šķīdība

Tas izšķīst ūdenī, iegūstot brūnus šķīdumus ar 0,03% koncentrāciju 20 ° C temperatūrā.

Šī šķīdība ievērojami palielinās, ja ir iepriekš izšķīdināti jodīda joni, jo starp I ^- un I ₂ ir izveidojies līdzsvars , veidojot anjonu sugas I ₃ ^- , kas labāk solvātizējas nekā jods.

Organiskajos šķīdinātājos, piemēram, hloroformā, oglekļa tetrahlorīdā un oglekļa disulfīdā, jods izšķīst, iegūstot purpursarkanu nokrāsu. Tas arī izšķīst slāpekļa savienojumos, piemēram, piridīnā, hinolīnā un amonjakā, atkal veidojot brūnganu šķīdumu.

Krāsu atšķirība slēpjas faktā, ka jods tiek izšķīdināts kā solvatētas I ₂ molekulas vai kā lādiņu pārneses kompleksi; pēdējie parādās, strādājot ar polārajiem šķīdinātājiem (starp tiem ūdens), kas uzvedas tāpat kā Lūisa bāzes, ziedojot elektronus jodam.

Smarža

Spēcīgs, kairinošs un raksturīgs. Smaržas slieksnis: 90 mg / m ³ un kairinošās smakas slieksnis: 20 mg / m ³ .

Oktanola / ūdens sadalījuma koeficients

Baļķis P = 2,49

Sadalīšanās

Sildot līdz sadalīšanās brīdim, tas izdala ūdeņraža jodīda un dažādu jodīdu savienojumu dūmus.

Viskozitāte

2,27 cP pie 116 ºC

Trīskāršs punkts

386,65 K un 121 kPa

Kritiskais punkts

819 K un 11,7 MPa

Saplūšanas karstums

15,52 kJ / mol

Iztvaikošanas siltums

41,57 kJ / mol

Molārā kaloritāte

54,44 J / (mol K)

Tvaika spiediens

Jodam ir mērens tvaika spiediens, un, atverot trauku, tas lēnām sublimējas ar violetu tvaiku, kairinot acis, degunu un rīkli.

Oksidācijas skaitļi

Joda oksidācijas skaitļi ir: - 1 (I ^- ), +1 (I ⁺ ), +3 (I ³⁺ ), +4 (I ⁴⁺ ), +5 (I ⁵⁺ ), +6 ( I ⁶⁺ ) un +7 (I ⁷⁺ ). Visos joda sāļos, piemēram, KI, jodam ir oksidācijas skaitlis -1, jo tajos mums ir anjons I ^- .

Jods iegūst pozitīvus oksidācijas skaitļus, ja tas tiek apvienots ar elementiem, kas ir vairāk elektronegatīvi nekā tas; piemēram, tā oksīdos (I ₂ O ₅ un I ₄ O ₉ ) vai starphalogenētos savienojumos (IF, I-Cl un I-Br).

Elektronegativitāte

2,66 pēc Polainga skalas

Jonizācijas enerģija

Pirmais: 1,008,4 kJ / mol

Otrais: 1845 kJ / mol

Treškārt: 3180 KJ / mol

Siltumvadītspēja

0,449 W / (m K)

Elektriskā pretestība

1,39 · 10 ⁷ Ω m pie 0 ° C

Magnētiskā kārtība

Diamagnētiska

Reaģētspēja

Jods apvienojas ar lielāko daļu metālu, veidojot jodīdus, kā arī nemetāliskus elementus, piemēram, fosforu un citus halogēnus. Jodīda jons ir spēcīgs reducētājs, kas spontāni atbrīvo elektronu. Jodīda oksidēšana rada joda brūnganu nokrāsu.

Jods, atšķirībā no jodīda, ir vāji oksidējošs līdzeklis; vājāks par bromu, hloru un fluoru.

Jodu ar oksidācijas numuru +1 var apvienot ar citiem halogēniem ar oksidācijas numuru -1, lai iegūtu joda halogenīdus; piemēram: joda bromīds, IBr. Tāpat tas apvienojas ar ūdeņradi, veidojot jodidūdeņradi, kuru pēc izšķīdināšanas ūdenī sauc par hidrogēnskābi.

Hidrogēnskābe ir ļoti spēcīga skābe, kas, reaģējot ar metāliem vai to oksīdiem, hidroksīdiem un karbonātiem, spēj veidot jodīdus. Jodam ir joda skābes (HIO ₃ ) oksidācijas stāvoklis +5 , kas tiek dehidrēts, lai iegūtu joda pentoksīdu (I ₂ O ₅ ).

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

- joda atoms un tā saites

Diatomiskā joda molekula. Avots: Benjah-bmm27, izmantojot Wikipedia.

Jods tā pamata stāvoklī sastāv no atoma, kurā ir septiņi valences elektroni, no kuriem tikai viens var pabeigt savu oktetu un kļūt par izoelektroniskiem ar cēlgāzes ksenonu. Šie septiņi elektroni ir izvietoti 5 un 5 p orbitālēs atbilstoši to elektroniskajai konfigurācijai:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ⁵

Tāpēc I atomiem ir izteikta tendence saistīties kovalenti tā, ka katram atsevišķi ārējā apvalkā ir astoņi elektroni. Tādējādi divi I atomi sakrīt un veido savienojumu II, kas nosaka diatomisko molekulu I ₂ (augšējais attēls); joda molekulārā vienība trīs fizikālos stāvokļos normālos apstākļos.

Attēlā parādīta I ₂ molekula, ko attēlo telpiskās uzpildes modelis. Tā ir ne tikai diatomiska molekula, bet arī homonukleāra un apolāra; tāpēc to starpmolekulāro mijiedarbību (I ₂ - I ₂ ) regulē Londonas izkliedes spēki, kas ir tieši proporcionāli to molekulārajai masai un atomu lielumam.

Tomēr šī II saite ir vājāka salīdzinājumā ar citiem halogēniem (FF, Cl-Cl un Br-Br). Teorētiski tas ir saistīts ar to sp ³ hibrīdo orbitāļu slikto pārklāšanos .

- Kristāli

I ₂ molekulārā masa ļauj tā izkliedējošajiem spēkiem būt virziena un pietiekami spēcīgiem, lai apkārtējā spiedienā izveidotu ortorombveida kristālus. Tā lielais elektronu saturs liek gaismai veicināt bezgalīgas enerģijas pārejas, kā rezultātā joda kristāli paliek melni.

Tomēr, kad jods sublimējas, tā tvaiki parāda violetu krāsu. Tas jau norāda uz specifiskāku pāreju I ₂ molekulārajā orbitālē (augstākas enerģijas vai pretsaites).

Joda kristāla bāzes centrā esošā ortorombiskā šūna. Avots: Benjah-bmm27.

Attēlā parādītas I ₂ molekulas , ko attēlo lodes un stieņi, kas izvietoti ortorhombiskās vienības šūnā.

Var redzēt, ka ir divi slāņi: apakšā viens ar piecām molekulām, bet vidējais - ar četrām. Ņemiet vērā arī to, ka šūnas pamatnē atrodas joda molekula. Stikls tiek veidots, periodiski sadalot šos slāņus visās trīs dimensijās.

Braucot virzienā paralēli II saitēm, tiek atklāts, ka joda orbitāles pārklājas, veidojot vadīšanas joslu, kas šo elementu padara par pusvadītāju; tomēr tā spēja vadīt elektrību pazūd, ja tiek ievērots virziens, kas ir perpendikulārs slāņiem.

Saistītie attālumi

Šķiet, ka II saite ir paplašinājusies; un faktiski tā ir, jo tā saites garums palielinās no 266 pm (gāzveida stāvoklī) līdz 272 pm (cietā stāvoklī).

Tas var būt saistīts ar faktu, ka I ₂ molekulas ir ļoti tālu viena no otras gāzēs , to starpmolekulārie spēki ir gandrīz niecīgi; atrodoties cietā stāvoklī, šie spēki (II – II) kļūst taustāmi, pievilinot divu blakus esošo molekulu joda atomus viens pret otru un attiecīgi saīsinot starpmolekulāro attālumu (vai citādā veidā redzamu starpatomu).

Tad, kad joda kristāls sublimējas, II saite saraujas gāzes fāzē, jo kaimiņu molekulas vairs nerada tādu pašu pievilcīgu (izkliedējošu) spēku apkārtnei. Un loģiski, ka attālums I ₂ - I _{2 arī} palielinās.

- fāzes

Iepriekš tika minēts, ka II saite ir vājāka salīdzinājumā ar citiem halogēniem. Gāzes fāzē 575 ° C temperatūrā 1% I ₂ molekulu sadalās atsevišķos I atomos. Siltumenerģijas ir tik daudz, ka tikai divas es atkal pievienojos, lai tās atdalītos utt.

Līdzīgi šī saite var izlauzties, ja joda kristāliem tiek izdarīts milzīgs spiediens. Pārāk saspiežot to (zem simtiem tūkstošu reižu lielāka spiediena nekā atmosfēras spiedienā), I ₂ molekulas pārveidojas par I viendabīgu fāzi, un pēc tam tiek teikts, ka jodam piemīt metāla īpašības.

Tomēr ir arī citas kristāliskās fāzes, piemēram: uz ķermeni vērsta ortorhombiska (II fāze), uz ķermeni vērsta tetragonāla (III fāze) un uz seju vērsta kubiskā (IV fāze).

Kur atrast un iegūt

Joda svara attiecība pret zemes garozu ir 0,46 ppm, kas tajā ir 61. vietā. Jodīdu minerālu ir maz, un komerciāli izmantojamie joda nogulsnes ir jodāti.

Joda minerāli ir sastopami nezināmajos iežos ar koncentrāciju no 0,02 mg / kg līdz 1,2 mg / kg, un magmātiskajos iežos ar koncentrāciju no 0,02 mg līdz 1,9 mg / kg. To var atrast arī Kimmeridžas slāneklī ar koncentrāciju 17 mg / kg svara.

Arī joda minerāli ir atrodami fosfātu iežos ar koncentrāciju no 0,8 līdz 130 mg / kg. Jūras ūdenī joda koncentrācija ir no 0,1 līdz 18 μg / L. Jūras aļģes, sūkļi un austeres agrāk bija galvenie joda avoti.

Tomēr pašlaik galvenie avoti ir kalikss, nātrija nitrātu nogulsnes Atacama tuksnesī (Čīle) un sālījumi, galvenokārt no Japānas gāzes lauka Minami Kanto, uz austrumiem no Tokijas, un Anadarko gāzes atradne. Baseins Oklahomā (ASV).

Kaliche

Jodu ekstrahē no kaļķa joda formā un apstrādā ar nātrija bisulfītu, lai to reducētu līdz jodīdam. Pēc tam šķīdumu reaģē ar svaigi ekstrahētu jodātu, lai atvieglotu tā filtrēšanu. Kaliche bija galvenais joda avots 19. gadsimtā un 20. gadsimta sākumā.

Sālījums

Pēc attīrīšanas sālījumu apstrādā ar sērskābi, no kuras iegūst jodīdu.

Pēc tam šo jodīda šķīdumu reaģē ar hloru, iegūstot atšķaidītu joda šķīdumu, ko iztvaicē ar gaisa plūsmu, kas tiek novirzīts uz sēra dioksīda absorbējošo torni, izraisot šādu reakciju:

I ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ => 2 HI + H ₂ SO ₄

Pēc tam ūdeņraža jodīda gāze reaģē ar hloru, lai atbrīvotu jodu gāzveida stāvoklī:

2 HI + Cl ₂ => I ₂ + 2 HCl

Visbeidzot, jods tiek filtrēts, attīrīts un iesaiņots lietošanai.

Bioloģiskā loma

- Ieteicamais uzturs

Jods ir būtisks elements, jo tas daudzās funkcionē dzīvām būtnēm, kuras ir īpaši zināmas cilvēkiem. Vienīgais veids, kā jods iekļūst cilvēkā, ir caur pārtiku, ko viņš ēd.

Ieteicamā joda diēta mainās atkarībā no vecuma. Tādējādi 6 mēnešus vecam bērnam ir nepieciešams uzņemt devu 110 μg dienā; Bet no 14 gadu vecuma ieteicamais uzturs ir 150 μg / dienā. Turklāt tiek noteikts, ka joda uzņemšana nedrīkst pārsniegt 1100 μg / dienā.

- vairogdziedzera hormoni

Vairogdziedzeri stimulējošais hormons (TSH) izdalās no hipofīzes un stimulē joda uzņemšanu vairogdziedzera folikulās. Jods nonāk vairogdziedzera folikulās, kas pazīstamas kā koloīdi, kur tas saistās ar aminoskābi tirozīnu, veidojot monoiodotirozīnu un diiodotirozīnu.

Folikulārā koloidā monojodtironīna molekula apvienojas ar dijodtironīna molekulu, veidojot molekulu, ko sauc par trijodtironīnu (T ₃ ). No otras puses, divas diiodotirozīna molekulas var apvienoties, veidojot tetrajodtironīnu (T ₄ ). T ₃ un T ₄ sauc par vairogdziedzera hormoniem.

Hormoni T ₃ un T ₄ izdalās plazmā, kur tie saistās ar plazmas olbaltumvielām; ieskaitot vairogdziedzera hormonu transportētāja proteīnu (TBG). Lielākā daļa vairogdziedzera hormonu tiek pārvadāti plazmā kā T ₄ .

Tomēr vairogdziedzera hormonu aktīvā forma ir T ₃ , tāpēc T ₄ vairogdziedzera hormonu "baltajos orgānos" tiek pakļauta deiodinācijai un tiek pārveidota par T _3, lai veiktu savu hormonālo darbību.

Efektu rediģēšana

Vairogdziedzera hormonu darbības ietekme ir daudzveidīga, un tas ir iespējams: palielināts metabolisms un olbaltumvielu sintēze; ķermeņa augšanas un smadzeņu attīstības veicināšana; paaugstināts asinsspiediens un sirdsdarbība utt.

- Trūkums

Joda un līdz ar to vairogdziedzera hormonu deficīts, kas pazīstams kā hipotireoze, rada daudzas sekas, kuras ietekmē cilvēka vecums.

Ja joda deficīts rodas cilvēka augļa stāvoklī, visnozīmīgākās sekas ir kretīnisms. Šo stāvokli raksturo tādas pazīmes kā traucēta garīgā funkcija, aizkavēta fiziskā attīstība, šķielēšana un kavēta seksuālā nobriešana.

Joda deficīts var izraisīt goiteru neatkarīgi no vecuma, kurā tas rodas. Gēteris ir vairogdziedzera pārmērīga attīstība, ko izraisa pārmērīga dziedzera stimulēšana ar hormonu TSH, kas joda deficīta rezultātā izdalās no hipofīzes.

Vairogdziedzera (goiter) pārmērīgais lielums var saspiest traheju, ierobežojot gaisa caurlaidību caur to. Turklāt tas var izraisīt balsenes nervu bojājumus, kas var izraisīt aizsmakumu.

Riski

Saindēšanās ar pārmērīgu joda daudzumu var izraisīt mutes apdegumus, rīkli un drudzi. Arī sāpes vēderā, slikta dūša, vemšana, caureja, vājš pulss un koma.

Joda pārpalikums rada dažus simptomus, kas novēroti deficīta gadījumā: tiek kavēta vairogdziedzera hormonu sintēze, tādējādi palielinot TSH izdalīšanos, kā rezultātā rodas vairogdziedzera hipertrofija; tas ir, goiter.

Pētījumi liecina, ka pārmērīga joda lietošana var izraisīt tiroidītu un papilāru vairogdziedzera vēzi. Turklāt pārmērīga joda uzņemšana var mijiedarboties ar medikamentiem, ierobežojot to darbību.

Pārmērīga joda daudzuma lietošana kopā ar prettireoīdiem, piemēram, metimazolu, ko lieto hipertireozes ārstēšanai, var radīt papildinošu efektu un izraisīt hipotireozi.

Angiotenzīnu konvertējošā enzīma (AKE) inhibitori, piemēram, benazeprils, tiek izmantoti hipertensijas ārstēšanai. Pārmērīga kālija jodīda daudzuma uzņemšana palielina hiperkaliēmijas un hipertensijas risku.

Lietojumprogrammas

Ārsti

Jods darbojas kā ādas vai brūču dezinfekcijas līdzeklis. Tam ir gandrīz tūlītēja pretmikrobu iedarbība, iekļūstot mikroorganismu iekšienē un mijiedarbojoties ar sēra aminoskābēm, nukleotīdiem un taukskābēm, kas izraisa šūnu nāvi.

Pretvīrusu iedarbība galvenokārt notiek uz pārklātajiem vīrusiem, postulējot, ka tas uzbrūk olbaltumvielām uz pārklāto vīrusu virsmas.

Tirotoksikozes ārstēšanā tiek izmantots kālija jodīds koncentrēta šķīduma veidā. To izmanto arī, lai kontrolētu ¹³¹ I starojuma iedarbību , bloķējot radioaktīvā izotopa saistīšanos ar vairogdziedzeri.

Jodu lieto dendritiskā keratīta ārstēšanā. Lai to izdarītu, radzene tiek pakļauta ūdens tvaikiem, kas piesātināti ar jodu, īslaicīgi zaudējot radzenes epitēliju; bet no tā pilnīga atveseļošanās notiek divu vai trīs dienu laikā.

Arī jods labvēlīgi ietekmē cilvēka krūts cistiskās fibrozes ārstēšanu. Tāpat ir ierosināts, ka ¹³¹ I varētu būt vairogdziedzera vēža izvēles terapija.

Reakcijas un katalītiskā darbība

Jodu izmanto cietes klātbūtnes noteikšanai, piešķirot zilu nokrāsu. Joda reakcija ar cieti tiek izmantota arī, lai noteiktu viltotu banknošu klātbūtni, kas iespiestas uz cietes saturoša papīra.

Kālija (II) tetraiodomercurāts, pazīstams arī kā Nesera reaģents, tiek izmantots amonjaka noteikšanai. Jodoforma testā izmanto arī sārmainu joda šķīdumu, lai parādītu metilketonu klātbūtni.

Metālu, piemēram, titāna, cirkonija, hafnija un torija, attīrīšanā izmanto neorganiskos jodīdus. Vienā procesa posmā ir jāveido šo metālu tetraiodīdi.

Jods kalpo par kolofona, eļļas un citu koka izstrādājumu stabilizatoru.

Jodu izmanto kā katalizatoru metilēšanas, izomerizācijas un dehidrogenēšanas organiskās sintēzes reakcijās. Tikmēr hidrogēnskābe tiek izmantota kā katalizators etiķskābes iegūšanai Monsanto un Cativa procesos.

Jods darbojas kā katalizators aromātisko amīnu kondensācijā un alkilēšanā, kā arī sulfēšanas un sulfācijas procesos, kā arī sintētisko kaučuku ražošanā.

Fotogrāfija un optika

Sudraba jodīds ir būtiska tradicionālās fotofilmas sastāvdaļa. Jods tiek izmantots elektronisko instrumentu, piemēram, viena kristāla prizmu, polarizējošu optisko instrumentu un stikla, kas spēj pārraidīt infrasarkanos starus, ražošanā.

Citi lietojumi

Jodu izmanto pesticīdu, krāsvielu ar anilīnu un ftaleīna ražošanā. Turklāt to izmanto krāsvielu sintēzē un tas ir dūmu dzēšanas līdzeklis. Visbeidzot, sudraba jodīds kalpo kā ūdens tvaiku kondensācijas kodols mākoņos, lai izraisītu lietus.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Stjuarts Ira Fokss (2003). Cilvēka fizioloģija. Pirmais izdevums. Rediģēt. McGraw-Hill Interamericana
3. Wikipedia. (2019. gads). Jods. Atgūts no: en.wikipedia.org
4. Takemura Kenichi, Sato Kyoko, Fujihisa Hiroshi & Onoda Mitsuko. (2003). Cieta joda modulētā struktūra tā molekulārās disociācijas laikā zem augsta spiediena. Dabas apjoms 423. lpp., 91. – 974. Lpp. doi.org/10.1038/nature01724
5. Chen L. et al. (1994). Joda struktūras fāžu pārejas pie augsta spiediena. Fizikas institūts, Academia Sinica, Pekina. doi.org/10.1088/0256-307X/11/2/010
6. Stefans Šneiders un Kārlis Kriste. (2019. gada 26. augusts). Jods. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
7. Dr Doug Stewart. (2019. gads). Joda elementa fakti. Chemicool. Atgūts no: chemicool.com
8. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Jods. PubChem datu bāze. CID = 807. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
9. Rohner, F., Zimmermann, M., Jooste, P., Pandav, C., Caldwell, K., Raghavan, R., & Raiten, DJ (2014). Attīstības uztura biomarķieri - joda pārskats. The Journal of Nutration, 144 (8), 1322S-1342S. doi: 10.3945 / jn.113.181974
10. Advamegs. (2019. gads). Jods. Ķīmija izskaidrota. Atgūts no: chemistryexplained.com
11. Traci Pedersens. (2017. gada 19. aprīlis). Fakti par jodu. Atgūts no: livescience.com
12. Megana Vare, RDN, LD. (2017. gada 30. maijs). Viss, kas jums jāzina par jodu. Atgūts no: medicalnewstoday.com
13. Nacionālais veselības institūts. (2019. gada 9. jūlijs). Jods. Atgūts no: ods.od.nih.gov