symbool J, atoomnr 53, atoomgewicht 126,92, is één van de halogenen, de elementen uit de 7de kolom van het periodiek systeem. Het element werd in 1811 door Courtois ontdekt in de moederloog van de bereiding van soda uit de as van zeewier; Gay-Lussac herkende het als een nieuw element.
De naam is afgeleid van de kleur (violet) van de damp; door dit kenmerk werd het ook ontdekt. Het komt zeer verbreid in de natuur voor, maar nergens in grote concentratie. Uit het zeewater wordt het opgenomen door planten en vissen, vnl. echter door wieren (0,1 pct). Met name op de rotsachtige kusten van Bretagne, Normandië, Schotland, Ierland, Japan en Californië komen grote hoeveelheden wier voor, die vooral vroeger werden verzameld en op de rotsen gedroogd. Door voorzichtige verbranding ontstaat een as, in Frankrijk varec, elders kelp geheten, die 1 pct jodium bevat. Hieruit kan ruw jodium worden gewonnen door destillatie met zwavelzuur en bruinsteen (z mangaan).
Deze winning (Frankrijk, Japan) is thans van weinig betekenis meer. Zowel de as zelf, als het residu van de jodiumbereiding, kan als kalimeststof worden gebruikt. Sommige bronnen (Java), en evenzo het zoute water uit petroleumbronnen, bevatten jodium, dat daaruit na reductie met S02 in de vorm van koperjodide kan worden gewonnen. Zilverjodide komt als een zeldzaam mineraal, argyrojodiet, o.a. in Mexico voor.De belangrijkste bron van jodium evenwel is het natriumjodaat, dat aanwezig is in de moederloog van de winning van natron salpeter (Caliche) in Chili (0,1 -0,2 pct jodium), zodat dit land practisch een jodiummonopolie bezit. Het jodaat in deze moederloog wordt met zwaveldioxyde of natriumbisulfiet (z zwavel) omgezet in jodium, dat vervolgens door sublimatie wordt gezuiverd. Hoewel de winningskosten gering zijn, is niettemin de prijs, hoewel sterk wisselend, in het algemeen zeer belangrijk hoger dan de kostprijs. Een belangrijk grotere productie zou mogelijk zijn, indien nieuwe afzetgebieden ontsloten zouden kunnen worden. De zuivering geschiedt door sublimatie van het ruwe jodide, gemengd met kaliumjodide ter verwijdering van chloor en broom, en met ongebluste kalk ter verwijdering van zuren en van water. De toepassingen van jodium liggen in de eerste plaats op medisch-pharmaceutisch gebied, z jodiumpraeparaten. Voorts vindt jodium enige toepassing bij de bereiding van sommige kleurstoffen en voor de vervaardiging van polaroidfilters.
Jodium kristalliseert in grijs-zwarte plaatjes, s.g. 4,93, sm.pt 113,5 gr. G. Het is dan echter reeds zeer vluchtig en geeft een violette damp, die, evenals de andere halogenen, sterk prikkelend werkt. Het k.pt is 184,5 gr- C. Het element lost zeer weinig op in water (1 : 3800), maar zeer goed in een oplossing van KJ. In organische oplosmiddelen lost het in het algemeen goed op.
De oplossingen in koolwaterstoffen, zwavelkoolstof, tetra en chloroform, zijn violet gekleurd evenals de damp. In alkohol, aether en aceton lost het echter op met een bruine kleur ten bewijze van een sterkere wisselwerking tussen jodium-molecule en oplosmiddel dan in eerstgenoemde groep.
Jodium reageert analoog aan de andere halogenen, alleen minder heftig, met tal van elementen, zoals zwavel, phosphorus, ijzer, zilver, koper en kwikzilver. Het is, wederom evenals de andere halogenen, een oxydatiemiddel. Als zodanig wordt het bijv. in de analytische chemie gebruikt in de jodometrie, bijv. bij de bepaling van sulfieten, arsenieten, zwavelwaterstof enz.
De jodometrie omvat echter vooral die bepalingsmethoden, waarbij door een oxyderende stof uit toegevoegd kalium-jodide jodium wordt vrijgemaakt, dat dan door titratie met thiosulfaatoplossing wordt bepaald: J2 + Na2S203 = 2NaJ + Na2S406 (natriumtetrathionaat, z zwavel).
Als indicator dient een verse oplossing van stijfsel, waarmede een zeer verdunde jodiumoplossing een donkerblauwe adsorptieverbinding geeft, die zeer karakteristiek is. Een blauwkleuring van een papiertje, gedrenkt in een kaliumjodide-stijfseloplossing, is een gevoelige reactie op tal van oxyderende stoffen, zoals chloor, broom, stikstofoxyden enz.
Jodiumverbindingen.
De waardigheid van jodium is éénwaardig negatief in de jodiden en voorts 1-, 3-, 5- of 7-waardig positief.
Joodwaterstof HJ is een kleurloos gas, dat zeer goed in water oplost (bij 15 gr. tot een 70 pet oplossing). Het wordt gevormd door de directe vereniging van de elementen, maar dit is een evenwichtsreactie, zodat geen zuiver HJ ontstaat (bij 445 gr. 79 pct HJ, Bodenstein). De bereiding geschiedt door jodium te laten inwerken op vochtige rode phosphorus; sporen jodium worden dan nog uit de damp verwijderd door deze over vochtige rode phosphorus te laten strijken. De oplossing van HJ in water kleurt zich aan de lucht spoedig bruin, doordat joodwaterstof een sterk reductiemiddel is en dus gemakkelijk wordt geoxydeerd tot jodium en water, vooral onder de invloed van het licht.
Jodiumhalogeniden. In verband met het sterke electropositieve, meer metallische, karakter van jodium vormt het betrekkelijk stabiele verbindingen met de lagere halogenen. Met fluor geeft het een pentafluoride JF5 en een heptafluoride JF7, resp. vloeibaar en gasvormig bij kamertemperatuur; met chloor en broom ontstaan JCl, JBr en JCl3, JBr3. De eerste zijn zeer laagsmeltende donkergekleurde stoffen, die in haar eigenschappen in staan tussen de elementen, waaruit zij zijn gevormd. Zij worden direct uit de elementen bereid. JCl in water gebracht levert HJO en HCl op, in overeenstemming met het electropositieve, resp. negatieve karakter van de bestanddelen J en Cl. Met overmaat chloor ontstaat uit JCl het joodtrichloride JCl3, dat een sterk desinfectiemiddel is.
Jodiumoxyden zijn er twee: J2Og en J204. Het eerste, joodpentoxyde, ontstaat door verhitting van joodzuur. Het is, in tegenstelling tot de oxyden van de andere halogenen, bestendig en niet vluchtig. Het is een krachtig oxydatiemiddel. Het joodtetroxyde (of -dioxyde) ontstaat bij de inwerking van zwavelzuur op joodzuur. Bij verhitting ontleedt het in jodium en het pentoxyde. Met water vormt het jodium en joodzuur.
Joodstikstof. NJ3; dit ontstaat bij de inwerking van ammoniak op een alkoholische jodiumoplossing. Het explodeert in droge toestand bij de geringste aanraking met grote heftigheid en is wel de meest explosieve stof die bekend is. Het is zo gevaarlijk, dat het technisch geen enkele betekenis heeft. Er bestaat ook nog het JN3, het joodazide, afgeleid van stikstofwaterstofzuur (z stikstof), zoals joodstikstof dit is van ammoniak, door vervanging van de waterstof; ook deze verbinding is explosief.
Jodiden zijn de zouten, afgeleid van joodwaterstofzuur. Zij vertonen veel gelijkheid met de overeenkomstige chloriden en bromiden. Alle zijn goed oplosbaar in water met uitzondering van cupro-, zilver-, auro- (z goud), mercuro-, thallo- en loodjodide, terwijl ook het mercuri-jodide vrijwel onoplosbaar is. Vele jodiden zijn gekleurd.
Kaliumjodide is naast jodium de meest verbreide vorm, waarin jodium practische toepassing vindt. Het is een kleurloze stof, die in kubussen kristalliseert. In water is joodkali, zoals de meer gebruikelijke aanduiding luidt, zeer goed oplosbaar. Deze oplossing kan jodium oplossen tot een bruine oplossing, waarin het Jo-ion aanwezig is. Deze vorming van polyjodiden is niet beperkt tot het trijodide, maar ook penta-, hepta- en zelfs enneajodiden (MJ9) zijn bekend. Ook gemengde polyhalogeniden, zoals KJCl4 bestaan. Bij de bovengenoemde jodometrie wordt dan ook steeds een overmaat KJ gebruikt om het gevormde jodium in oplossing te houden.
Natriumjodide is in tegenstelling tot het kaliumzout hygroscopisch, evenals ammoniumjodide; NaJ is echter oplosbaar in alkohol; vandaar de toevoeging er van aan jodiumtinctuur. Zilverjodide is geel en nog minder oplosbaar in water dan de andere zilverhalogeniden (35 X 10-7 gr. per 100 g); het vindt toepassing in de fotografie. Mercurijodide is rood, maar boven 127 gr. gaat het over in een gele modificatie. Hoewel in water zeer weinig oplosbaar, lost het wel op in een KJ-oplossing onder vorming van complexverbindingen, zoals K2AgJ4. Met KOH gemengd vormt deze oplossing Nesslers reagens, dat met sporen ammoniak een intensieve bruine kleur geeft. Bij het toevoegen van KJ aan een oplossing van een zout van tweewaardig koper ontstaat geen cuprijodide CuJ2, maar oxydeert het cupri-ion het jodide-ion tot jodium, zodat ontstaan cuprojodide en jodium. Aldus kunnen koperzouten jodometrisch bepaald worden.
Oxyzuren van jodium. Hoewel het joodheptoxyde niet bestaat, zijn wel het daarmee overeenkomende perjoodzuur en zouten daarvan bekend. Er zijn, evenals bij de phosphorzuren (z phosphor), verschillende perjoodzuren bekend, formeel met verschillende verhoudingen van zuurvormend oxyde J207 en water, zoals HgJOg, orthoof para-, H3J06 meso-, HJ04 meta- perjoodzuur enz. Zij ontstaan door oxydatie van jodaten met chloor in alkalische oplossing.
Belangrijker zijn de jodaten, afgeleid van joodzuur HJOs. Het goed gekristalliseerde zuur zelf ontstaat bij de oxydatie van jodium met salpeterzuur of chloorzuur. De zouten ontstaan overeenkomstig de chloraten (z chloor) bij de inwerking van jodium op een oplossing van alkali in de hitte en evenzo door electrolytische oxydatie van jodiden in alkalische oplossingen. Belangrijk is de reactie van jodaten met jodiden onder afscheiding van jodium in zuur milieu: HJOo + 5HJ = 3J2 + 3H20.
Aldus kunnen kaliumjodaat, en ook wel bijodaat KJ03.HJ03 dienen als oertiterstof in de jodometrie. De oplossing van jodium in natrium- of kaliumhydroxyde bevat NaJO, natriumhypojodiet. Na enige tijd veranderen de eigenschappen en is een oplossing van NaJ en NaJ03 ontstaan. Bij de Latijnse benamingen van jodiden en jodaten is verwarring niet uitgesloten: het kaliumjodide wordt aangeduid als jodetum kalicum, het jodaat in de Nederlandse Pharmacopee als jodas kalicus, in de Duitse echter als kalium iodicum.
Jodoniumverbindingen. Er zijn verbindingen bekend, waarbij het drie waardige jodium als positief ion, d.w.z. als metaal optreedt, zoals in het acetaat J (GH3COO)3 en ook in de jodylverbindingen met het ion JO + , zoals jodylsulfaat (J0)2S04. Deze vormen hangen samen met de organische jodonium- en jodoverbindingen (zie beneden). Het oxyde J2Os is niet bekend, evenmin als daarvan afgeleide jodieten overeenkomende met de chlorieten.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Organische jodiumverbindingen. Enkele organische jodiumverbindingen komen in de natuur voor, zo bijv. het hormoon thyroxine in de schildklier en de jodium bevattende eiwitten spongine (in spons) en gorgonine (in koralen). Organische jodiumverbindingen kunnen in het algemeen slecht bereid worden door directe inwerking van jodium op organische verbindingen, daar het tevens ontstane joodwaterstof reducerend werkt en men dus een oxydatiemiddel moet toevoegen om dit onschadelijk te maken. Zo kan men joodbenzol (k.pt 188 gr. C.) bereiden door inwerking van jodium in tegenwoordigheid van joodzuur op benzol, maar men verkrijgt het gewoonlijk door diazotatie van aniline gevolgd door behandeling met kaliumjodide. In deze verbinding heeft het jodium nog additievermogen; met chloor ontstaat het vaste lichtgele benzoljodide-chloride C6H5.JCl2, dat met KOH het basische jodosobenzol C6H6.JO en dan bij verdere oxydatie het neutrale jodobenzol C6H6.J02 geeft.
Het aliphatische methyljodide, k.pt 45 gr. C., s.g. 2,293 (18 gr.), wordt bereid uit methylalkohol, rode phosphor en jodium; het is een in de wetenschap veel gebruikt methyleringsmiddel, dat voor de techniek echter te duur is.
In de geneeskunde vinden organische jodiumverbindingen toepassing, omdat zij dikwijls (zwakke) desinfectiemiddelen zijn, zo het jodoform, vioform, enz.
In de (wetenschappelijke) scheikunde worden organische jodiumverbindingen gebruikt, omdat het jodiumatoom in organische verbindingen nog beweeglijker is dan het broomatoom. Een nadeel is echter, dat jodiumverbindingen aan licht en lucht ontleden.
DR J. VAN ALPHEN
Lit.: Thorpe’s Dict. of Applied Chem. 7, 1 (1946).
