Jod

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Jod
[Kr] 4d10 5s2 5p5 53I
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Jod, I, 53
Serija Halogeni elementi
Grupa, Perioda, Blok 17, 5, p
Izgled ljubičast-tamno siv, sjajan
Zastupljenost 6 · 10−6[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 126,90447[2] u
Atomski radijus (izračunat) 140 (115) pm
Kovalentni radijus 139 pm
Van der Waalsov radijus 198 pm
Elektronska konfiguracija [Kr] 4d10 5s2 5p5
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 18, 18, 7
1. energija ionizacije 1008,4 kJ/mol
2. energija ionizacije 1845,9 kJ/mol
3. energija ionizacije 3180 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Kristalna struktura ortorompska
Gustoća 4,94 g/cm3 kg/m3
Koeficijent termalne ekspanzije 83 · 10-6[3] ppm/K
Magnetizam dijamagnetičan (\chi_{m}= −4,3 · 10−5)[4]
Tačka topljenja 386,85 K (113,70 °C)
Tačka ključanja 457,2[5] K (184 °C)
Molarni volumen 25,72 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja 41,6[5] kJ/mol
Toplota topljenja 7,76 kJ/mol
Pritisak pare 35[6] Pa kod 298 K
Brzina zvuka m/s
Specifična toplota 214[7] J/(kg · K) kod 298,15 K
Toplotna provodljivost 0,449 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje ±1, 3, 5, 7
Elektrodni potencijal 0,536 (I2 + 2 e → 2 I)
Elektronegativnost 2,66 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
123I

sin

13,2235 h ε, γ 1,2 + 0,16 123Te
125I

sin

59,408 d ε 0,186 125Te
126I

sin

13,11 d ε 2,155 126Te
β 1,258 126Xe
127I

100 %

Stabilan
128I

sin

24,99 min β 2,118 128Xe
ε 1,251 128Te
129I

sin

1,57 · 107 god β 0,194 129Xe
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja

Štetno

Xn
Štetno

Opasno za okoliš

N
Opasno za okoliš
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 20/21-50
S: (2-)23-25-61
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Jod (lat. - iodum) jeste hemijski element sa simbolom I (prije uvođenja međunarodnih simbola elemenata bio je J) i atomskim brojem 53. U periodnom sistemu nalazi se u 7. glavnoj grupi (17. grupa) te stoga spada u halogene elemente. Njegovo ime se izvodi iz starogrčke riječi ioeides (ιο-ειδής) u značenju ljubičast, jer pri njegovom zagrijavanju oslobađaju se pare karakteristične ljubičaste boje.

Na sobnoj temperaturi, jod je u čvrstom stanju, vrlo slabo se rastvara u vodi, ali se dobro rastvara u vodenom rastvoru kalij jodida, te još bolje u etanolu i drugim organskim rastvaračima. U mnogim prilikama, često se stvara zabuna kod simbola ovog hemijskog elementa. Tako neke enciklopedije, brojni školski udžbenici,[8] mnogi mediji i časopisi pogrešno navode simbol J za jod,[9][10] što je zapravo oznaka za međunarodnu mjernu jedinicu za energiju - joule (džul).

Jod je nezamjenjivi i sastavni dio životinjskih i ljudskih organizama a u tijelo se unosi hranom. Najveća koncentracija jod kod čovjeka prisutna je u štitnoj žlijezdi i tamo se koristi u hormonima tiroksinu i trijodtironinu kao dijodtirosinu. Nedostatak jod u vodi za piće i hrani po pravilu je odgovoran za nastanak strume (gušavosti). Stoga je kao prevenciju nastanka strume preporučeno najmanje jednom sedmično uključivanje morskih riba i plodova u ishranu kao i upotreba takozvane jodirane kuhinjske soli (so sa natrij- ili kalij jodatom). Pomoću ovakve individualne profilakse i jodiranjem hrane za stoku, u mnogim zemljama svijeta nedostatak joda u tlu je djelomično ublažena.

Historija[uredi | uredi izvor]

Jod

Fiziološki značaj pripravaka koji sadrže jod bio je poznat od antike. Tako je već 1.500 godina p.n.e. bolesnicima koji su bolovali od strume savjetovano da jedu štitne žlijezde ovaca (koje sadrže jod) ili pepeo morskih spužvi.

Jod je prvi put dodio pariški proizvođač šalitre Bernard Courtois 1811. godine pri proizvodnju baruta iz pepela morske trave. Elementarni karakter jod istraživali su 1813. francuski naučnici Nicolas Clément i Joseph Louis Gay-Lussac, koji mu je godinu kasnije i dao današnje ime.

Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]

Pored astata, jod je najmanje rasprostranjen na Zemlji od svih halogenih elemenata. U prirodi jod je relativno dosta rasprostranjen, ali samo u obliku njegovih spojeva, naprimjer u koncentraciji od 0,02% do 1% u čilskoj šalitri, uglavnom u obliku natrij jodata (NaIO3), ali i natrij perjodata (NaIO4) i lautarita (Ca(IO3)2). U tragovima, jod se može dokazati i u tlu i stijenama. Prema podacima Evropskog FOREGS atlasa, fino bezvodno tlo u prosjeku može sadržavati od 2,5 do 17 mg joda u 1 kg zemljišta.[11] Sadržaj jod je vrlo važan za snabdijevanje stanovništva prirodnim jodom. U vulkanskim gasovima također je zabilježeno prisustvo jodovodika u vrlo malim količinama.

Rastvorljivi spojevi joda kao što su alkalni i zemnoalkalni jodidi otpuštaju se iz stijena tokom jakih oluja ispiranjem pomoću kišnice, ili se raspadaju zbog visokih temperatura. Kasnije oni dolaze do mora ili dospijevaju do podzemnih voda. Neki izvori prirodne mineralne vode sadrže jod. Naprimjer, mineralni izvoz Woodhall Spa u engleskom Lincolnshireu izbacuje vodu koja je zbog visokog udjela jod smeđe obojena. U morskoj vodi količina rastvorenog joda iznosi oko 0,05 g po toni. U njemu se uglavnom javlja u obliku jodida (I) i jodata (IO3) u koncentracijama od oko 500 nmol/l. Međutim, njegov raspored općenito dosta varira u površinskom sloju mora u rasponu od 0 do 200 nmol I/l.[12]

Jod se također može naći i u atmosferi. Tamo se nalazi bilo u obliku organskih spojeva ili u neorganskim oblicima kao jod oksid, jod nitrat ili viši oksidi. Za njegov udio u stratosferi nema dovoljno pouzdanih informacija a smatra se da je gornja granica za neorganski jod oko 0,1 pptv (dijelova na bilion po zapremini).[13] U poljima morskih algi na morskim obalama izmjerene su visoke koncentracije IO od više od 10  ppt[14] a u tropskim područjima Atlantskog okeana dokazano je prisustvo jod oksid-radikala.[15]

Iz morskih algi (19 g jod po kilogramu suhe mase) i morskih spužvi i morske trave (do 14 g joda po kg suhe mase) mogu će izolirati i organske spojeve joda. Važan spremnik za organski vezani jod predstavlja štitna žlijezda.

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Do danas poznato je 36 izotopa joda i 10 njegovih nuklearnih izomera. Među izotopima, samo jedan je stabilan, tako da se prirodni jod sastoji u potpunosti od stabilnog izotopa 127I. Stoga se za njega kaže da je mononuklidni element. Među nestabilnim izotopima, izotop 129I koji se raspada emitirajući beta-zrake ima vrijeme poluraspada od 15,7 miliona godina. Pored njega postoji još četiri izotopa sa vremenom poluraspada dužim od jednog dana: 124I (4,2 dana), 125I (59 dana), 126I (13 dana) i 131I (8,0 dana). Nestabilni izotopi joda nastaju npr. pri nuklearnoj fisiji i predstavljaju opasnost po zdravlje ljudi ako dospiju u zrak, jer se mogu nakupljati u štitnim žlijezdama.

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

U normalnim uslovima, jod je sivo-smeđa supstanca, koja gradi metalno-sjajne listiće, a čija gustoća iznosi 4,93 g·cm−3. Na temperaturi od 113,70 °C jod se topi u smeđu tečnost koja provodi struju. Tečni jod isparava na 184,2 °C dajući ljubičaste pare, koje se sastoje iz dvoatomskih molekula I2. Jod sublimira već na sobnoj temperaturi, tako da je njegovo topljenje moguće samo uz brzo i snažno zagrijavanje.

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Jod sa drugim elementima poput fosfora, aluminija, željeza i žive reagira mnogo manje burno za razliku od hlora i broma. Sa vodikom jod reagira dajući jodovodik, koji se čak i pri najslabijem zagrijavanju ponovno raspada na elemente:

\mathrm{I_2 + H_2\, \overrightarrow{\leftarrow}\, 2\,HI}
Jod i vodik stoje u ravnoteži sa jodovodikom. Pri povećanju temperature ova ravnoteža se pomijera ulijevo.

Sa amonijakom dešava se eksplozivna reakcija zbog znatnog povećanja zapremine:

\mathrm{3\,I_2 + 2\,NH_3 \rightarrow 6\,HI + N_2}
Tri mola joda i dva mola amonijaka reagiraju dajući šest mola jodovodika i jedan mol dušika.

Sa rastvorom amonijaka jod gradi dušik jodid (NI3).

Zanimljiva osobina joda je da on može graditi polijodidne spojeve. Tako se rastvorene molekule I2 spajaju sa jednim anionom jodida u jednostavni negativno naelektrisani anion I3. Jedna od osobina ovog polijodidnog spoja je da se može skladištiti u škrobni heliks. Ovakvi spojevi se boje u intenzivnu plavu boju već pri najmanjim koncentracijama, što se koristi kao specifično i vrlo osjetljivo dokazivanje škroba (pogledajte: Lugolov rastvor).

Kristalna i molekulska struktura[uredi | uredi izvor]

Jod ima poluprovodničke osobine. One se objašnjavaju prisustvom sloja rešetke u kojem se pojedini nivoi sastoje iz molekula I2 (dužina veze 271,5 pm). Razmak između nivoa u ortorompskim slojevitim kristalima iznosi 441,2 pm i odgovara Van-der-Waalsovom razmaku između dva atoma joda (430 pm). Rezultat mjerenja najmanjeg razmaka između dvije molekule joda sa 349,2 pm pokazuje da je daleko ispod toga.

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

Ranije se jod dobijao u obliku jodida i jodata, tako što su ljudi sakupljali i spaljivali morsku travu koju je more izbacivalo na obalu nakon plime. Dobijeni pepeo sadržavao je od 0,1 do 0,5% joda. Danas ovaj način dobijanja joda ima samo lokalni značaj te čini samo oko 2% ukupne svjetske proizvodnje.

Tehničko dobijanje joda usko je povezano sa dobijanje šalitre. Jodat sadržan u matičnom rastvoru prevodi se u jod pomoću redukcije. U prvom koraku hemijske reakcije koristi se sumporasta kiselina da bi se jodna kiselina (jodat je anion ove kiseline) reducirala do jodovodika:

\mathrm{HIO_3 + 3 \ H_2SO_3 \rightarrow HI + 3 \ H_2SO_4}
Jodna kiselina i sumporasta kiselina reagiraju dajući jodovodonik i sumpornu kiselinu

Jodovodik ponovno oksidira u drugom koraku putem rastvaranja dobijene jodne kiseline u jod. U ovom koraku dešava se reakcija sinproporcioniranja (konproporcioniranja), jer se jod nalazi u različitim oksidacijskim stanjima (-1 u jodovodiku a +5 u jodnoj kiselini), te nastaje elementarni jod sa oksidacijskim stanjem 0.

\mathrm{HIO_3 + 5 \ HI \rightarrow 3 \ H_2O + 3 \ I_2}
Jodna kiselina i jodovodik konproporciraju dajući vodu i jod

Alternativno, za redukciju se može dodati i sumpor dioksid (SO2) sodi iz koje se već iskristalizirala šalitra.

Kod proizvodnje nafte i prirodnog gasa skupljaju znatne količine slanih voda, u kojima je dokazan sadržaj joda od 30 do preko 100 ppm. Jod koji je vezan u obliku natrij jodida otpušta se iz tih slanih voda oksidacijom sa hlorom:

\mathrm{2 \ NaI + Cl_2 \rightarrow 2 \ NaCl + I_2}
Natrij jodid i hlor reagiraju dajući natrij hlorid i jod

Drugi način pročišavanja dobijenog joda moguće je postići tako da se on upušta zrakom u rastvor sumpor dioksida gdje se reducira a na kraju se ponovno oksidira do elementarnog joda pomoću gasovitog hlora.

\mathrm{I_2 + SO_2 + 2 \ H_2O \rightarrow 2 \ HI + H_2SO_4}
Jod se reducira pomoću sumpor dioksida do jodovodika
\mathrm{2 \ HI + Cl_2 \rightarrow 2 \ HCl + I_2}
Jodovodik i hlor reagiraju dajući hlorovodik i jod

Hromatografski jod se može obogatiti pomoću izmjenjivača aniona adsorpcijom polijodida. Za pravljenje što čistijeg joda dodaje se kalij jodid i bakar sulfat bez halogenih primjesa. U laboratorijskim količinama, jod se može dobiti djelovanjem sumporne kiseline i mangan(IV) oksida na kalij jodid. Također može se dobiti i djelovanjem hlora na pepeo morskih biljaka koje sadrže jod.

Spojevi joda[uredi | uredi izvor]

Kalij perjodat
Živa(II) jodid: crveni (α) i žuti (β) alotrop

Jod gradi spojeve sa različitim oksidacijskim stanjima od -1 do +7. Najstabilnije i najčešće oksidacijsko stanje joda je -1, a viša se javljaju samo u spojevima sa elektronegativnijim elementima kisikom, fluorom, hlorom i bromom. Pri tom su neparna oksidacijska stanje +1, +3, +5 i +7 nešto stabilnija od parnih.

Jodovodik i jodidi[uredi | uredi izvor]

Neorganski spojevi u kojima se jod nalazi u oksidacijskom stanju -1 odnosno kao anion, nazivaju se jodidi. Vodeni rastvor tih spojeva naziva se jodovodična kiselina. U vodenim rastvorima vrlo lahko se otpušta proton (pKs –10) i tada djeluje kiselije od bromovodika (pKs –8,9) ili hlorovodika (pKs –6,2) u vodi.

Posebno poznati su jodidi alkalnih metala, prije svega natrij jodid i kalij jodid. Jodidi su po pravilu vrlo dobro rastvorljivi u vodi. Izuzeci su mnogi jodidi teških metala naprimjer srebro jodid, živa(I) jodid, živa(II) jodid i olovo(II) jodid.

Jodidi djeluju kao jaka redukcijska sredstva. Djelovanje zraka utječe općenito na pojavu smeđe boje kod jodida, rastvori soli bakra(II) uzrokuju taloženje bakar(I) jodida i otpuštanje joda. Srebro jodid je stabilan samo u posudi bez prisustva svjetlosti. Ukoliko se osvijetli, oksidira Ag(I) jodid na jod i talog srebrenih kristala koji daju crnu boju na fotografskim negativima.

Oksidi[uredi | uredi izvor]

Poznat je veliki broj spojeva joda i kisika. Oni se grade po općenitim formulama IOx (x = 1–4) i I2Ox (x = 1–7). Od oksida joda dokazani su spojevi IO, IO2,[16] I2O4, I4O9, I2O5 i I2O6, od kojih je najstabilniji I2O5 (dijod pentoksid).[17]

Oksokiseline[uredi | uredi izvor]

Pored jod oksida, jod i kisik mogu graditi i mnoge oksokiseline, u kojima je atom joda okružen sa najviše četiri atoma kisika, kao i soli izvedene iz tih kiselina: hipojodasta kiselina (HIO) i hipojodit, jodasta kiselina (HIO2) i odgovarajući jodit, jodna kiselina (HIO3) i jodati kao i perjodna kiselina (H5IO6) i njoj pripadajući perjodati.

Interhalogeni spojevi[uredi | uredi izvor]

Jod se može spajati sa drugim halogenim elementima u cijeli spektar interhalogenih spojeva. To su, između ostalih, jodofluorid (IF), jodotrifluorid (IF3), jodopentafluorid (IF5), jodoheptafluorid (IF7), jodohlorid (ICl), jododihlorid ((ICl2)2), jodotrihlorid (ICl3) i jodobromid (IBr). U ovim spojevima jod je elektropozitivniji element.

Organski spojevi joda[uredi | uredi izvor]

Brojni organski spojevi jod (također poznati i kao organojodni spojevi) dobijaju se sintetički, npr. jodoalkani i jodoaromati. Između ostalih, našli su primjenu u medicini kao sredstvo za bojenje. U prirodi, organske spojeve jod proizvode neke vrste makro algi. Djelovanjem sunčeve svjetlosti u površinskim slojevima mora i okeana moguća je proizvodnja CH3I i drugih spojeva.[18]

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Tretiranje rane antiseptičkim rastvorom joda.

Tinktura joda i jodoform sadrže jod u elementarnom odnosno vezanom obliku i služe kao antimiotik i antiseptik. Pretpostavlja se da se dezinficirajuće djelovanje zasniva na izdvajanju kisika iz vode. Ovaj kisik je vrlo kratko vrijeme nakon oslobađanja ("u stadiju nastajanja" - in statu nascendi) posebno reaktivan:

\mathrm{2 \ I_2 + 2 \ H_2O \rightarrow 4 \ HI + O_2}

Ovaj mehanizam se proučava i za druge halogene. Iz tih razloga jod se u pojedinim slučajevima koristi i za dezinfekciju vode u javnim bazenima. Njegova prednost u odnosu na hlor je da je jod manje agresivan. Međutim, ovim tretiranjem vode ne uništavaju se alge, pa se mora dodavati i algicid. Prekomjerno korištenje joda može dovesti i do poremećaja pigmentacije kože. Također postoji i opasnost od alergija. Oboje se može spriječiti korištenjim takozvanih jodofora, "nosećih" materijala koji mogu vezati jod.

Jodati se u malim količinama dodaju kuhinjskoj soli u obliku natrij jodata ili kalij jodata, u svrhu prevencije nastanka gušavosti. U prodaji se žargonski naziva i jodirana so.

Radioaktivni izotopi joda 131I (vrijeme poluraspada 8,02 dana) i 123I (13,22 sata) koriste se kao radiofarmaceutsko sredstvo u nuklearnomedicinskoj dijagnostici i terapiji oboljenja štitne žlijezde, pri čemu 131I se mnogo više koristi. Za određivanje količine minerala u kostima koristi se izotop 125I (zrači gama-zrake snage γ = 35 keV, a vrijeme poluraspada je 59,4 dana).

Jod je vrlo često upotrebljavani katalizator u hemijskim reakcijama. Tako se naprimjer on koristi u stereospecifičnim reakcijama polimerizacije 1,3-butadiena. Druga oblast njegove upotrebe je sulfuriranje aromatskih spojeva kao i alkiliranje i kondenzacija aromatskih amina.

Aromatski spojevi joda se koriste kao sredstva za dobijanje kontrasta pri rendgenskoj dijagnostici. Natrij jodid se upotrebljava kao scintilator u scintilatorskim brojačima.

Zaštita od zračenja[uredi | uredi izvor]

Prilikom ispuštanja radioaktivnih supstanci nakon nuklearnih eksplozija kao i u reaktorima nuklearnih centrala dokazano je prisustvo radioaktivnog izotopa joda. Kao prevencija nuklearnih nesreća pri kojima je moguća emisija radioaktivnih izotopa joda, mnoge zemlje u okolini nuklearnih centrala skladište velike količine tableta kalij jodida sa visokim udjelom stabilnog izotopa 127I (obično se nazivaju tablete joda).[19] Ukoliko dođe do kontaminiranja, upotrebom takvih tableta došlo bi do blokiranja joda i sprječavanja da radioaktivni jod dođe do štitne žlijezde.

Jod se smatra vrlo volatilnim radionuklidom, koji kao rezultat fisije atomskih jezgara u visokim koncentracijama dospijeva u gap, procjep između šipki nuklearnog goriva i metalnog omotača šipke. Ako bi došlo do oštećenja jezgre ili njenog topljenja, u pogledu sigurnosti od zračenja jod predstavlja praktično prvi nuklid, pored radioaktivnih izotopa plemenitih gasova kriptona i ksenona (85Kr i 135Xe), koji u velikim koncentracijama dospijeva u okolinu i ulazi u biološki ciklus.

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Jod je mikroelement koji je neophodan za zdravlje ljudi. On se unosi ishranom i vodom. Zemlja i voda u blizini mora su veoma bogate jodom a sa udaljavanjem od mora količina joda se smanjuje.

U tijelu zdravog čoveka nalazi se 30-50 miligrama joda. Najveće količine se javljaju u štitnoj žlijezdi koja ima mogućnost skladištenja joda. Bez joda štitna žlijezda ne može da proizvodi hormone tiroksin (T4) i trijodtironin (T3), neophodnih za pravilno funkcionisanje svih ćelija u ljudskom organizmu.

Nedostatak joda u ishrani i u vodi izaziva bolest gušavost - strumu. Ovo oboljenje se uglavnom javlja kao endemska guša (endemska struma) u krajevima udaljenim od mora, tamo gdje se ne dodaje jod u kuhinjsku so. Nedostatak joda kod djece prouzrukuje smanjenu mogućnost učenja, pamćenja, usporava rast i fizički razvoj.

Svjetska zdravstvena organizacija (WHO) preporučuje dnevni unos joda od 100 do 200 µg/l,[20][21] tako da u toku života čovjek unese jedva nekoliko grama joda. Trebalo bi se znati da neka povrća (uglavnom iz porodice kupusa), sadrže tzv. strumogene materije koje mogu pogoršati tok strume.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013
  3. ^ Iod na stranici Periodensystem der Elemente (PSE), pristupljeno 9.11.2014.
  4. ^ Weast, Robert C. (gl.ur.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. str. E-129 do E-145. ISBN 0-8493-0470-9.
  5. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337, doi:10.1021/je1011086
  6. ^ Jod, u GESTIS bazi podataka supstanci
  7. ^ U knjizi je navedena jedinica J/(g · K): David R. Lide, ur., CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85. izd. Internet Version 2005, str. 4-135, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005.
  8. ^ Gutman Ivan, Šišović Dragica: Hemijski simbol joda je I, Hemijski pregled, 2005, vol. 46, br. 1, str. 11-13. (sr)
  9. ^ Prolexis, 2013. Leksikografski zavod Miroslav Krleža.
  10. ^ Ivan Klajn, Milan Šipka: Veliki rečnik stranih reči i izraza, Prometej Novi Sad, 2008. ISBN 978-86-515-0219-7
  11. ^ Evropski FOREGS-Atlas, 2005 (Forum of the European Geological Surveys Directors, Text/PDF, karta; 446 kB).
  12. ^ Truesdale, V., Bale, A., i Woodward, E. (2000). The meridional distribution of dissolved iodine in near-surface waters of the atlantic ocean. Progress in Oceanography, 45(3):387–400. doi:10.1016/S0079-6611(00)00009-4
  13. ^ Butz, A., et al. Constraints on inorganic gaseous iodine in the tropical upper troposphere and stratosphere inferred from balloon-borne solar occultation observations. Atmospheric Chemistry and Physics 9.18 (2009): 7229-7242. doi:10.5194/acp-9-7229-2009
  14. ^ Seitz, K., et al. The spatial distribution of the reactive iodine species IO from simultaneous active and passive DOAS observations. Atmospheric Chemistry and Physics 10.5 (2010): 2117–2128. doi:10.5194/acp-10-2117-2010
  15. ^ Read, Katie A., et al. Extensive halogen-mediated ozone destruction over the tropical Atlantic Ocean. Nature 453.7199 (2008): 1232–1235. doi:10.1038/nature07035
  16. ^ Allan, B. J., J. M. C. Plane i G. McFiggans. Observations of OIO in the remote marine boundary layer. Geophysical research letters 28.10 (2001): 1945–1948. doi:10.1029/2000GL012468
  17. ^ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. izd., de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, str. 488–489.
  18. ^ Martino, Manuela, et al. A new source of volatile organoiodine compounds in surface seawater. Geophysical Research Letters 36.1 (2009). doi:10.1029/2008GL036334
  19. ^ Japanske vlasti pripremile tablete joda, pristupljeno 14.11.2014.
  20. ^ M. Thamm, U. Ellert, W. Thierfelder, K.-P. Liesenkötter, H. Völzke: Jodversorgung in Deutschland. Ergebnisse des Jodmonitorings im Kinder- und Jugendgesundheitssurvey (KiGGS). u: Bundesgesundheitsbl - Gesundheitsforsch - Gesundheitsschutz. 50, 2007, str. 744–749, doi:10.1007/s00103-007-0236-4
  21. ^ National Institutes of Health: Iodine: Fact Sheet for Health Professionals, Office of Dietary Supplements, učitano 14.11.2014.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: