Fórmula estrutural

Nome russo

Nome latino para a substância iodo

Fórmula bruta

Grupo farmacológico da substância Iodo

Classificação nosológica (CID-10)

Código CAS

Características da substância Iodo

Placas ou cristais preto-acinzentados com brilho metálico e odor característico; volátil, sublima quando aquecido. Ligeiramente solúvel em água, solúvel em álcool e em soluções aquosas de iodetos.

Farmacologia

Coagula proteínas para formar iodaminas. Parcialmente absorvido. A parte absorvida penetra nos tecidos e órgãos e é absorvida seletivamente pela glândula tireóide. É secretado pelos rins (principalmente), intestinos, glândulas sudoríparas e mamárias. Tem efeito bactericida, possui propriedades bronzeadoras e cauterizantes. Irrita os receptores da pele e das membranas mucosas. Participa na síntese da tiroxina, potencializa os processos de dissimilação, tem efeito benéfico no metabolismo lipídico e proteico (reduzindo os níveis de colesterol e LDL).

Aplicação da substância Iodo

Doenças inflamatórias e outras da pele e mucosas, escoriações, cortes, microtraumas, miosite, neuralgia, infiltrados inflamatórios, aterosclerose, sífilis (terciária), laringite atrófica crônica, ozena, hipertireoidismo, bócio endêmico, envenenamento crônico por chumbo e mercúrio; desinfecção da pele do campo cirúrgico, bordas da ferida e dedos do cirurgião.

Contra-indicações

Hipersensibilidade; para administração oral - tuberculose pulmonar, nefrite, furunculose, acne, piodermite crônica, diátese hemorrágica, urticária; gravidez, infância (até 5 anos).

Uso durante a gravidez e amamentação

Efeitos colaterais da substância iodo

Iodismo (coriza, erupções cutâneas como urticária, salivação, lacrimejamento, etc.).

Interação

Farmaceuticamente incompatível com óleos essenciais, soluções de amônia, mercúrio sedimentar branco (forma-se uma mistura explosiva). Enfraquece os efeitos hipotireoidianos e bócio das preparações de lítio.

Overdose

Ao inalar vapores - danos ao trato respiratório superior (queimadura, laringobroncoespasmo); se soluções concentradas entrarem - queimaduras graves no trato digestivo, desenvolvimento de hemólise, hemoglobinúria; a dose letal é de cerca de 3 g.

O iodo foi descoberto em 1811 por um fabricante parisiense de salitre chamado Courtois em refrigerante preparado a partir de cinzas de plantas costeiras. Em 1813, Gay-Lussac investigou uma nova substância e deu-lhe um nome baseado na cor violeta do vapor - iodo. É derivado da palavra grega - azul escuro, violeta. Então, quando sua semelhança com o cloro foi estabelecida, Davy propôs chamar o elemento de iodo (semelhante ao cloro); este nome ainda é aceito na Inglaterra e nos EUA.

Recibo:

A principal fonte de iodo na URSS é a água de perfuração subterrânea, que contém de 10 a 50 mg/l de iodo. Os compostos de iodo também estão presentes na água do mar, mas em quantidades tão pequenas que o seu isolamento direto da água é muito difícil. No entanto, existem algumas algas que acumulam iodo nos seus tecidos. As cinzas dessas algas servem de matéria-prima para a produção de iodo. O iodo também é encontrado na forma de sais de potássio - iodato KIO 3 e periodato KIO 4, acompanhando depósitos de nitrato de sódio (salitre) no Chile e na Bolívia.
O iodo pode ser obtido de forma semelhante ao cloro pela oxidação do HI com vários agentes oxidantes. Na indústria, geralmente é obtido a partir de iodetos, tratando suas soluções com cloro. Assim, a produção de iodo é baseada na oxidação de seus íons, e o cloro é utilizado como agente oxidante.

Propriedades físicas:

O iodo à temperatura ambiente aparece como cristais roxos escuros com um brilho fraco. Quando aquecido à pressão atmosférica, sublima (sublima), transformando-se em vapor roxo; Quando resfriado, o vapor de iodo cristaliza, contornando o estado líquido. Isto é usado na prática para purificar o iodo de impurezas não voláteis. Ligeiramente solúvel em água, bem em muitos solventes orgânicos.

Propriedades quimicas:

O iodo livre exibe atividade química extremamente alta. Interage com quase todas as substâncias simples. As reações de combinação de iodo com metais ocorrem de maneira especialmente rápida e com liberação de grande quantidade de calor.
Ele reage com o hidrogênio apenas com aquecimento suficientemente forte e não completamente, pois começa a ocorrer a reação inversa - a decomposição do iodeto de hidrogênio:
H 2 + I 2 = 2HI - 53,1 kJ
Dissolve-se em soluções de iodetos, formando complexos instáveis. É desproporcional aos álcalis, formando iodetos e hipoioditos. É oxidado pelo ácido nítrico em ácido periódico.
Se água de sulfeto de hidrogênio (solução aquosa de H 2 S) for adicionada a uma solução aquosa amarelada de iodo, o líquido fica descolorido e turvo devido ao enxofre liberado:
H 2 S + I 2 = S + 2HI

Em compostos exibe estados de oxidação -1, +1, +3, +5, +7.

As conexões mais importantes:

Iodeto de hidrogênio, gás, com propriedades muito semelhantes ao cloreto de hidrogênio, mas com propriedades redutoras mais pronunciadas. Muito solúvel em água (425:1), uma solução concentrada de iodeto de hidrogênio fumega devido à liberação de HI, que forma uma névoa com o vapor d'água.
Em solução aquosa é um dos ácidos mais fortes.
O iodeto de hidrogênio, já à temperatura ambiente, é gradualmente oxidado pelo oxigênio atmosférico e, sob a influência da luz, a reação é bastante acelerada:
4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O
As propriedades redutoras do iodeto de hidrogênio se manifestam visivelmente ao interagir com o ácido sulfúrico concentrado, que é reduzido a enxofre livre ou mesmo a H 2 S. Portanto, o HI não pode ser obtido pela ação do ácido sulfúrico sobre os iodetos. O iodeto de hidrogênio é geralmente obtido pela ação da água sobre compostos de iodo com fósforo - PI 3. Este último sofre hidrólise completa, formando ácido fosforoso e iodeto de hidrogênio:
PI 3 + ZN 2 O = N 3 PO 3 + 3HI
Uma solução de iodeto de hidrogênio (concentração de até 50%) também pode ser obtida passando H 2 S em uma suspensão aquosa de iodo.
Iodetos, sais de ácido iodídrico. O iodeto de potássio é usado na medicina - em particular, para doenças do sistema endócrino, fotorreagentes.
Ácido hidratado - HOIé um composto anfotérico em que as propriedades básicas predominam um pouco sobre as ácidas. Pode ser obtido em solução pela reação do iodo com água
I 2 + H 2 O = HI + HOI
Ácido hidratado - HIO 3 pode ser obtido oxidando água iodada com cloro:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl
Cristais incolores, bastante estáveis ​​à temperatura ambiente. Ácido forte, agente oxidante energético. Os sais são iodatos, fortes agentes oxidantes em ambiente ácido.
Óxido de iodo (V), anidrido iódico, pode ser obtido aquecendo cuidadosamente HIO 3 a 200°C, pó. Quando aquecido acima de 300°C, decompõe-se em iodo e oxigênio, apresenta propriedades oxidantes, em particular, é utilizado para absorver CO na análise:
5CO + I 2 O 5 = I 2 + 5CO 2
Ácido periódico - HIO 4 e seus sais (periodatos) são bem estudados. O próprio ácido pode ser obtido pela ação do HClO 4 sobre o iodo: 2HCIO 4 + I 2 = 2HIO 4 + Cl 2
ou por eletrólise de uma solução de HIO 3: HIO 3 + H 2 O = H 2 (cátodo) + HIO 4 (ânodo)
O ácido periódico é liberado da solução na forma de cristais incolores com a composição HIO 4 2H 2 O. Este hidrato deve ser considerado um ácido pentaprótico H5IO6(ortoiodo), uma vez que todos os cinco átomos de hidrogênio nele contidos podem ser substituídos por metais para formar sais (por exemplo, Ag 5 IO 6). O ácido periódico é um agente oxidante fraco, mas mais forte que o HClO 4.
Óxido de iodo (VII) I 2 O 7 não foi obtido.
Fluoretos de iodo, IF 5, IF 7- líquidos hidrolisados ​​por água, agentes fluorantes.
Cloretos de iodo, ICl, ICl 3- Krist. substâncias que se dissolvem em soluções de cloreto para formar complexos - e -, agentes iodantes.

Aplicativo:

O iodo é amplamente utilizado na indústria química (refinação de iodeto de Zr e Ti) e na síntese de materiais semicondutores.
O iodo e seus compostos são utilizados na química analítica (iodometria). Na medicina, na forma da chamada tintura de iodo (solução de iodo a 10% em álcool etílico), um agente anti-séptico e hemostático. Compostos de iodo para prevenção (iodação de produtos) e tratamento de doenças da tireoide, também são utilizados isótopos radioativos 125I, 131I, 132I.
A produção mundial (sem a URSS) é de cerca de 10 mil toneladas/ano (1976).
O MPC é de cerca de 1 mg/m3.

Veja também:
PA Carteira. Iodo onipresente. “Química” (adendo ao jornal “1 de Setembro”), n.º 20, 2005

Desde a infância, um conhecido assistente de todas as crianças e seus pais para arranhões, escoriações e cortes. É um meio rápido e eficaz de cauterizar e desinfetar a superfície da ferida. Porém, o âmbito de aplicação da substância não se limita apenas à medicina, uma vez que as propriedades químicas do iodo são muito diversas. O objetivo do nosso artigo é conhecê-los mais detalhadamente.

Características físicas

A substância simples tem a aparência de cristais roxos escuros. Quando aquecido, devido às peculiaridades da estrutura interna da rede cristalina, nomeadamente a presença de moléculas nos seus nós, o composto não derrete, mas forma imediatamente pares. Isso é sublimação ou sublimação. Isso é explicado pela fraca ligação entre as moléculas dentro do cristal, que se separam facilmente - forma-se uma fase gasosa da substância. O número de iodo na tabela periódica é 53. E sua posição entre outros elementos químicos indica que pertence aos não metais. Vejamos esta questão mais detalhadamente.

Lugar do elemento na tabela periódica

O iodo está no quinto período, grupo VII e, junto com o flúor, o cloro, o bromo e o astato, forma um subgrupo dos halogênios. Devido ao aumento da carga nuclear e do raio atômico, as propriedades não metálicas dos representantes dos halogênios enfraquecem, de modo que o iodo é menos ativo que o cloro ou o bromo, e sua eletronegatividade também é menor. A massa atômica do iodo é 126,9045. Uma substância simples é representada por moléculas diatômicas, como outros halogênios. A seguir daremos uma olhada na estrutura atômica do elemento.

Características da fórmula eletrônica

Cinco níveis de energia e o último deles quase totalmente preenchido com elétrons confirmam a presença de características não metálicas pronunciadas no elemento. Como outros halogênios, o iodo é um forte agente oxidante, retirando dos metais e dos elementos não metálicos mais fracos - enxofre, carbono, nitrogênio - o elétron que falta para completar o quinto nível.

O iodo é um não metal cujas moléculas contêm um par comum de elétrons p que unem os átomos. Sua densidade no ponto de sobreposição é maior; a nuvem eletrônica total não se desloca para nenhum dos átomos e está localizada no centro da molécula. Uma ligação covalente apolar é formada e a própria molécula tem uma forma linear. Na série de halogênios, do flúor ao astato, a força da ligação covalente diminui. Observa-se uma diminuição no valor da entalpia, da qual depende a decomposição das moléculas do elemento em átomos. Que consequências isso tem para as propriedades químicas do iodo?

Por que o iodo é menos ativo que outros halogênios?

A reatividade dos não metais é determinada pela força de atração dos elétrons estranhos ao núcleo de seu próprio átomo. Quanto menor o raio de um átomo, maiores serão as forças de atração eletrostática de suas partículas carregadas negativamente de outros átomos. Quanto maior o número do período em que um elemento está localizado, mais níveis de energia ele terá. O iodo está no quinto período e possui mais camadas de energia que o bromo, o cloro e o flúor. É por isso que a molécula de iodo contém átomos com raio muito maior que os dos halogênios listados anteriormente. É por isso que as partículas I 2 atraem elétrons com menos força, o que leva a um enfraquecimento de suas propriedades não metálicas. A estrutura interna de uma substância afeta inevitavelmente suas características físicas. Vamos dar exemplos específicos.

Sublimação e solubilidade

Uma diminuição na atração mútua dos átomos de iodo em sua molécula leva, como dissemos anteriormente, a um enfraquecimento da força da ligação covalente apolar. Há uma diminuição na resistência do composto a altas temperaturas e um aumento na taxa de dissociação térmica de suas moléculas. Uma característica distintiva do halogênio: a transição de uma substância quando aquecida do estado sólido imediatamente para o estado gasoso, ou seja, a sublimação é a principal característica física do iodo. Sua solubilidade em solventes orgânicos, como dissulfeto de carbono, benzeno, etanol, é maior que em água. Assim, apenas 0,02 g da substância podem dissolver-se em 100 g de água a 20 °C. Esse recurso é usado em laboratório para extrair iodo de uma solução aquosa. Ao agitá-lo com uma pequena quantidade de H 2 S, pode-se observar a cor violeta do sulfeto de hidrogênio devido à transição de moléculas de halogênio para ele.

Propriedades químicas do iodo

Ao interagir com metais, o elemento sempre se comporta da mesma forma. Ele atrai os elétrons de valência do átomo metálico, que estão localizados na última camada de energia (elementos s como sódio, cálcio, lítio, etc.) ou na penúltima camada contendo, por exemplo, elétrons d. Estes incluem ferro, manganês, cobre e outros. Nessas reações, o metal será um agente redutor, e o iodo, cuja fórmula química é I 2, será um agente oxidante. Portanto, é justamente essa alta atividade de uma substância simples que é a razão de sua interação com muitos metais.

A interação do iodo com a água quando aquecida merece atenção. Em ambiente alcalino, a reação ocorre com a formação de uma mistura de iodeto e ácidos iódicos. Esta última substância apresenta propriedades de um ácido forte e, após desidratação, transforma-se em pentóxido de iodo. Se a solução for acidificada, os produtos da reação acima interagem entre si para formar as substâncias iniciais - moléculas livres de I 2 e água. Esta reação é do tipo redox; exibe as propriedades químicas do iodo como um forte agente oxidante.

Reação qualitativa ao amido

Tanto na química inorgânica quanto na orgânica, existe um grupo de reações que pode ser usado para identificar certos tipos de íons simples ou complexos em produtos de interação. Para detectar macromoléculas de um carboidrato complexo - amido - uma solução de álcool a 5% de I 2 é frequentemente usada. Por exemplo, algumas gotas são pingadas em um corte de batata crua e a cor da solução fica azul. Observamos o mesmo efeito quando a substância entra em contato com qualquer produto que contenha amido. Esta reação, que produz iodo azul, é amplamente utilizada em química orgânica para confirmar a presença de um polímero em uma mistura de teste.

As propriedades benéficas do produto da interação entre iodo e amido são conhecidas há muito tempo. Foi utilizado na ausência de antimicrobianos para o tratamento de diarreias, úlceras estomacais em remissão e doenças do aparelho respiratório. A pasta de amido, contendo aproximadamente 1 colher de chá de solução alcoólica de iodo para cada 200 ml de água, tem se difundido devido ao baixo custo dos ingredientes e à facilidade de preparo.

Porém, deve-se lembrar que o iodo azul é contra-indicado no tratamento de crianças pequenas, pessoas que sofrem de hipersensibilidade a medicamentos que contenham iodo, bem como pacientes com doença de Graves.

Como os não metais reagem entre si?

Entre os elementos do subgrupo principal do grupo VII, o flúor, o não metal mais ativo e com maior estado de oxidação, reage com o iodo. O processo ocorre no frio e é acompanhado por uma explosão. I 2 reage com o hidrogênio sob forte aquecimento, e não completamente, o produto da reação - HI - começa a se decompor nas substâncias originais. O ácido iodídrico é bastante forte e, embora suas características sejam semelhantes às do ácido clorídrico, ainda apresenta sinais mais pronunciados de agente redutor. Como você pode ver, as propriedades químicas do iodo se devem ao fato de pertencer a não metais ativos, mas o elemento é inferior em capacidade oxidante ao bromo, cloro e, claro, ao flúor.

O papel do elemento nos organismos vivos

O maior teor de íons I é encontrado nos tecidos da glândula tireoide, onde fazem parte dos hormônios estimuladores da tireoide: tiroxina e triiodotironina. Eles regulam o crescimento e desenvolvimento do tecido ósseo, a condução dos impulsos nervosos e a taxa metabólica. A falta de hormônios contendo iodo na infância é especialmente perigosa, uma vez que o desenvolvimento mental pode ser retardado e podem aparecer sintomas de uma doença como o cretinismo.

A secreção insuficiente de tiroxina em adultos está associada à água e aos alimentos. É acompanhada por queda de cabelo, inchaço e diminuição da atividade física. O excesso do elemento no corpo também é extremamente perigoso, à medida que se desenvolve a doença de Graves, cujos sintomas são excitabilidade do sistema nervoso, tremores nos membros e forte perda de peso.

Distribuição de iodetos na natureza e métodos de obtenção de substâncias puras

A maior parte do elemento está presente nos organismos vivos e nas conchas da Terra - a hidrosfera e a litosfera - em estado ligado. Os sais do elemento estão presentes na água do mar, mas sua concentração é insignificante, portanto, extrair iodo puro dela não é lucrativo. É muito mais eficaz obter a substância a partir das cinzas do sargaço marrom.

Em escala industrial, o I 2 é isolado das águas subterrâneas durante os processos de produção de petróleo. No processamento de alguns minérios, por exemplo, são encontrados iodatos e hipoiodatos de potássio, dos quais é posteriormente extraído o iodo puro. É bastante econômico obter I 2 a partir de uma solução de iodeto de hidrogênio, oxidando-o com cloro. O composto resultante é uma importante matéria-prima para a indústria farmacêutica.

Além da já citada solução alcoólica de iodo a 5%, que contém não apenas uma substância simples, mas também um sal - iodeto de potássio, além de álcool e água, são utilizados medicamentos como "Iodo-ativo" e "Iodomarin" em endocrinologia por razões médicas.

Em áreas com baixo teor de compostos naturais, além do sal de cozinha iodado, pode-se usar um remédio como o Antistrumin. Contém o princípio ativo - iodeto de potássio - e é recomendado como medicamento profilático usado para prevenir os sintomas do bócio endêmico.

O iodo (Jodum), I (o símbolo J também é encontrado na literatura) é um elemento químico do grupo VII do sistema periódico de D. I. Mendeleev, pertencente aos halogênios (do grego halos - sal e genes - formadores), que também incluem flúor, cloro, bromo e astato.

O número de série (atômico) do iodo é 53, o peso atômico (massa) é 126,9.

De todos os elementos existentes na natureza, o iodo é o mais misterioso e contraditório em suas propriedades.

Densidade (gravidade específica) do iodo - 4,94 g/cm3, tnl - 113,5 °C, tKn - 184,35 °C.

Dos halogênios encontrados na natureza, o iodo é o mais pesado, a menos, é claro, que você conte o astato radioativo de vida curta. Quase todo o iodo natural consiste em átomos de um isótopo estável com número de massa 127. O radioativo 1-125 é formado como resultado da fissão espontânea do urânio. Dos isótopos artificiais de iodo, os mais importantes são 1-131 e 1-123: são utilizados na medicina.

A molécula elementar de iodo (J2), como outros halogênios, consiste em dois átomos. Soluções violetas de iodo são eletrólitos (eles conduzem corrente elétrica quando uma diferença de potencial é aplicada), pois na solução J2 as moléculas se dissociam parcialmente (quebram) em íons móveis J e J. Dissociação perceptível de J2 é observada em temperaturas acima de 700°C, bem como sob a influência da luz. O iodo é o único halogênio que está no estado sólido em condições normais e aparece como placas preto-acinzentadas ou agregados de cristal com brilho metálico e odor peculiar (característico).

Uma estrutura cristalina distinta, a capacidade de conduzir corrente elétrica - todas essas propriedades “metálicas” são características do iodo puro.

Porém, o iodo se destaca entre outros elementos, diferenciando-se inclusive dos metais pela facilidade de transição para o estado gasoso. É ainda mais fácil converter o iodo em vapor do que em líquido. Aumentou a volatilidade e já evapora à temperatura ambiente normal, formando um vapor roxo de cheiro forte. Quando o iodo é levemente aquecido, ocorre a chamada sublimação, ou seja, ele passa para o estado gasoso, contornando o estado líquido, e então se deposita na forma de placas finas e brilhantes; esse processo serve para purificar o iodo em laboratórios e na indústria.

O iodo é pouco solúvel em água (0,34 g/l a 25 °C, aproximadamente 1:5.000), mas se dissolve bem em muitos solventes orgânicos - dissulfeto de carbono, benzeno, álcool, querosene, éter, clorofórmio, bem como em soluções aquosas. de iodetos (potássio e sódio), e neste último a concentração de iodo será muito maior do que aquela que pode ser obtida pela dissolução direta do iodo elementar em água.

A cor das soluções de iodo na matéria orgânica não é constante. Por exemplo, uma solução de iodo em dissulfeto de carbono é roxa e em álcool é marrom.

A configuração dos elétrons externos do átomo de iodo é ns2 np5. De acordo com isso, o iodo apresenta valência variável (estado de oxidação) nos compostos: -1; +1; +3; +5 e +7.

Quimicamente, o iodo é bastante ativo, embora em menor grau que o cloro e o bromo, e ainda mais que o flúor.

Quando levemente aquecido, o iodo reage energeticamente com os metais, formando sais de iodetos incolores.

O iodo reage com o hidrogênio apenas quando aquecido e não completamente, formando iodeto de hidrogênio. O iodo não se combina diretamente com alguns elementos – carbono, nitrogênio, oxigênio, enxofre e selênio. Também é incompatível com óleos essenciais, soluções de amônia e mercúrio sedimentar branco (forma-se uma mistura explosiva).

O iodo elementar é um agente oxidante. O sulfeto de hidrogênio H2S, o tiossulfato de sódio Na2S2O3 e outros agentes redutores reduzem-no a J. O cloro e outros agentes oxidantes fortes em soluções aquosas convertem-no em JO3.

Em soluções aquosas quentes de álcalis, formam-se sais de iodeto e iodato.

Precipitando sobre o amido, o iodo o colore de azul escuro; esta reação é usada para detectar iodo.

O iodo foi descoberto como resultado de experimentos durante o estudo de algas marinhas, das quais o refrigerante foi obtido em 1811. Cristais escuros com brilho prateado foram descobertos por acaso.

Então a substância resultante começou a ser estudada em outros países e foi chamada de iodo, que significa iodo do grego - violeta.

A preparação de iodo mais conhecida é a tintura de iodo, cinco por cento. É isso que retiramos quando nos cortamos, para nos protegermos de infecções e contaminações que entram nas feridas.

Mas nem todo mundo sabe que o iodo pode ajudar em outros casos. Hoje consideraremos o tema “Diferentes formas de usar o iodo”.

Maneiras de usar iodo

As inalações com iodo são muito úteis para doenças do trato respiratório superior. Encha a chaleira até um quarto com água, deixe ferver e coloque 5 gotas de iodo nela. Faça um bico de papelão grosso e coloque-o sobre o bico do bule. Respire cerca de vinte e duas vezes por dia.

Para doenças da garganta e da cavidade oral, prepare uma solução para enxaguar e adicione o seguinte a um copo de água morna:

• Colher de chá de refrigerante;
• Sal - colher de chá;
• Algumas gotas de iodo.

Você pode enxaguar com esta solução frequentemente, oito vezes ao dia.

Todo mundo conhece o efeito desinfetante do iodo, mas ele também é antiinflamatório e irritante.

Aplicação de solução de iodo

Todos nós conhecemos o procedimento de tratamento - malha de iodo. Quando você desenha uma grade com quadrados de 1x1cm usando um cotonete. O local onde a rede de iodo será aplicada será importante.

Para doenças como bronquite, traqueíte, pneumonia, linhas verticais são traçadas ao longo da linha média do tórax e, a seguir, paralelas a ela em ambos os lados, no meio da clavícula. Então, paralelamente às listras desenhadas no meio, você precisa traçar outra linha.

Nas costas desenhamos duas listras verticais em ambos os lados paralelas à coluna através da borda interna da omoplata e no meio entre as listras desenhadas e a coluna. Listras horizontais nas costas e no peito são desenhadas ao longo das áreas intercostais, uma vez que ali estão localizados vasos e nervos.

Se você tem osteocondrose, desenhe listras verticais em ambos os lados paralelas à coluna, através da borda interna da escápula, ao longo da coluna. Listras horizontais ao longo dos espaços intercostais.

Definitivamente, você precisa verificar sua sensibilidade ao iodo. Várias linhas são desenhadas na parte interna do antebraço. Após quinze minutos, verifique se apareceu alguma vermelhidão ou inchaço.

A grade de iodo não deve ser desenhada mais do que três vezes por semana.

Mas lembre-se que em temperaturas e alta sensibilidade ao iodo, é proibido desenhar uma grade.

Aplicações do iodo na medicina popular

Vejamos o uso do iodo em outras situações, não apenas para desinfecção de feridas.

1) Cinco gotas de iodo são colocadas em um copo de água ou leite. Aceito para:

• Envenenamento por chumbo ou mercúrio;
• Para doenças endócrinas;
• Para inflamação do trato respiratório.

2) Coloque uma gota de iodo em um copo de leite, coloque um pouco de mel, beba para aterosclerose uma vez por semana, à noite, após as refeições.

3) Se a tosse incomoda, coloque três gotas de iodo em um copo de água quente e beba.

4) Quando o nariz escorrendo e ainda não houver inchaço no nariz, beba meio copo de água, adicionando cinco gotas de tintura de iodo.

Se você estiver com o nariz escorrendo, abra a tintura de iodo e inale os vapores com a maior freqüência possível.

5) A tintura de iodo é usada para desinfetar a água, para isso adicione três gotas por litro de água e deixe agir por meia hora.

Todos conhecemos a solução de Lugol, mais adequada para administração oral.

Para prevenir a deficiência de iodo, tome a solução de Lugol:

• Se o peso corporal for até 65 kg - uma gota;
• Se o peso corporal for superior a 65 kg, duas gotas.

Beba duas vezes por semana, vinte minutos antes das refeições.

A solução de Lugol é perfeita para lubrificar a garganta com dor de garganta e faringite.

Contra-indicações para uso de iodo oral

Mas você deve se lembrar que as preparações de iodo não podem ser usadas internamente com frequência. Porque isso pode levar a:

• Nariz escorrendo;
• Laringite;
• Rasgando;
• Bronquite;
• Erupção cutânea.

Se, depois de tomar suplementos de iodo, você notar algo errado com você, pare imediatamente de tomar iodo.

Para remover e limpar o excesso de iodo do corpo, você precisa beber muito e aumentar a ingestão de sal. Você deve parar de usar iodo nos seguintes casos:

• Jade;
• Tuberculose;
• Furúnculos
• Diátese hemorrágica;
• Acne;
• Alta sensibilidade ao iodo.

Conclusão: agora você conhece outras formas de usar o iodo, use-as, mas não se esqueça das contra-indicações e consulte o seu médico antes de tomar iodo por via oral.

Atenciosamente, Olga.