العدد الذري لليود

العدد الذري لعنصر اليود هو 53، مما يعني أن كل ذرة من اليود تحتوي على 53 بروتوناً. كما تحتوي نواته على 74 نيوتروناً، وبالتالي فإن العدد الكتلي لليود والذي يُعبّر عن مجموع عدد النيوترونات والبروتونات يساوي 127. تمتلك ذرة اليود أيضاً 53 إلكتروناً، حيث يتساوى عدد الإلكترونات مع عدد البروتونات. تدور هذه الإلكترونات حول النواة في مدارات متعددة، إذ يحتوي المدار الأول على إلكترونين، بينما يحتوي المدار الثاني على ثمانية إلكترونات. المدار الثالث يحتوي على 18 إلكتروناً، كما يحتوي المدار الرابع أيضاً على 18 إلكتروناً، في حين يحتوي المدار الخامس على سبعة إلكترونات تمثل إلكترونات التكافؤ. تسعى ذرة اليود إلى تحقيق الاستقرار من خلال الحصول على ثمانية إلكترونات في المدار الأخير، ويتم ذلك غالباً من خلال اتحادها مع ذرة يود أخرى مما يساعد على مشاركة إلكترون واحد ويؤدي إلى استقرار كل من الذرتين.

نظائر اليود

تُعرف النظائر بأنها عناصر تتشابه في أعدادها الذرية ولكنها تختلف في أعدادها الكتلية. وعلى الرغم من أن بعض نظائر اليود المشعّة قد تشكل مخاطر، إلا أنها تُستخدم في مجالات الطب بشكل واسع، بما في ذلك الطب النووي والمستحضرات الصيدلانية الإشعاعية. هذه النظائر لديها القدرة على استهداف أجهزة أو أنسجة محددة في الجسم لأغراض تشخيصية وعلاجية. بدأت استخدامات هذه النظائر تتطور بعد تصنيع المفاعلات النووية في الخمسينات. يجدر بالذكر أن هناك 37 نظيراً معروفاً لليود، وأهمها 127I الذي يعد النظير المستقر وغير المشع. ومن بين المعلومات المهمة حول النظائر المشعة لليود نذكر ما يلي:

• نظير 123I: يمتلك عمر نصف قدره 13.3 ساعة وصدور أشعة غاما بطاقة عالية تصل إلى 159 ألف إلكترون فولت. بدأت تجاربه العلاجية في اليابان في الثمانينات.
• نظير 124I: يمتاز بعمر نصف يقدر بـ 4.2 أيام ويستخدم في الأبحاث الطبية وعملية التصوير الإشعاعي بسبب استمرار انبعاث البوزيترونات.
• نظير 125I: عمر نصفه يبلغ 59.4 يوماً ويصدر أشعة سينية ضعيفة. تم استخدامه في المقايسة المناعية الإشعاعية (RIA)، وقد حصل على جائزة نوبل في عام 1977.
• نظير 131I: له عمر نصف قدره 8.03 يوم، يُستخدم في تشخيص الأمراض وعلاجها ويمتاز بكونه مصدراً للإشعاع في عدة تطبيقات علاجية.
• نظير 129I: يُستخدم لاكتشاف المياه الجوفية وكدليل على وجود مخلفات نووية في البيئة.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية لليود

يمكن تعريف الخصائص الفيزيائية والكيميائية لليود كما يلي:

• يعد اليود من العناصر اللافلزية، ويتواجد في الحالة الصلبة عند درجة حرارة الغرفة، ويكون له لون لامع يميل إلى الأسود.
• يمتلك اليود ضغط بخار متوسط عند درجة حرارة الغرفة، ولكن عند فتح الوعاء فإنه يتسامى ليظهر بلون بنفسجي، وقد يتسبب في تهيّجات للعينين والأنف والحلق.
• يعتبر اليود ساماً، ويمكن أن يتسبب في أضرار سطحية عند استخدامه بتركيزات عالية، لذا ينبغي تخزينه في حاويات محكمة.
• يمكن تحضير محلول مائي من اليود بإضافة يوديد البوتاسيوم، مما يقلل الضغط البخاري لليود ويتكون ثلاثي يوديد بني.
• يتصرف اليود كحمض لويس ويتفاعل مع العديد من قواعد لويس.
• تشابه الألفة الإلكترونية لليود مع العناصر الهالوجينية الأخرى.
• يعتبر اليود عاملاً مؤكسداً ضعيفاً، حيث يتسم بضعف نشاطة مقارنة بالكلور والبروم والفلور.
• يتفاعل اليود مع الفلزات وبعض اللافلزات لتكوين مركبات اليوديد.
• يعتبر أيون اليوديد عاملاً مختزلاً قوياً، عديم اللون، ولكنه قد يتغير إلى اللون البني عند التأكسد.
• تكون درجة انصهار اليود 113.5 درجة مئوية ودرجة التبخر تصل إلى 184.35 درجة مئوية، وكثافته النوعية تصل إلى 4.93 عند درجة حرارة 20 درجة مئوية.
• يذوب اليود جزئياً في الماء مكوناً محلولاً بني اللون، كما يذوب بسهولة في مركبات مثل رابع كلوريد الكربون والكلوروفورم.
• تعتبر طاقة التأين لذرة اليود منخفضة نسبياً مقارنة بالعناصر الهالوجينية الأخف.

مركبات اليود

بعض المركبات الكيميائية التي يتكون منها اليود تتضمن:

• على الرغم من أن اليود لا يتفاعل مع الأكسجين أو النيتروجين، إلا أنه يتفاعل مع الأوزون لتكوين أكسيد غير مستقر يعرف بـ I4O9.
• يتفاعل اليود مع الهالوجينات الأخرى لتكوين مركبات بين الهالوجينات مثل: IF3 وICl وI2Cl6 وBrI.
• عند تفاعله مع الأمونيا، يمكن أن يُنتج ثلاثي يوديد النيتروجين الذي يمكن أن ينفجر بشكل غير متوقع.
• يستبدل الكيميائيون ذرة الهيدروجين في المركبات العضوية باليود لإنتاج مركبات عضوية متعددة، مثل يوديد الميثيل ويوديد الإيثيل.

مصادر اليود

يعد اليود العنصر الحادي والستين من حيث الوفرة في الطبيعة، ويُعتبر من أقل العناصر غير المعدنية توفرًا. لا يوجد اليود منفردًا في الطبيعة، لكنه يتواجد عادةً في مياه البحر بكميات معتدلة على شكل أيون يوديد (-) بتركيز حوالي 50 ملغ لكل طن متري. ويُقدّر إجمالي مخزون اليود في مياه البحر بحوالي 34.5 مليون طن. كما يوجد اليود في المحار وأكباد سمك القد والأعشاب البحرية، وكذلك في الملح الصخري الذي يحتوي على يودات الصوديوم. يجدر بالذكر أن اليود يشكل جزءاً من هرمون الثيروكسين الناتج في الغدة الدرقية، ويمكن الحصول عليه تجارياً من رواسب الأملاح والنترات في تشيلي، وتوجد في المناطق الساحلية في ولايات كاليفورنيا ولويزيانا.

• التربة: تحتوي على يودات الصوديوم وبيريودات الصوديوم.
• الأعشاب البحرية والطحالب: تحتوي على يوديد البوتاسيوم ويوديد الصوديوم وجزيئات اليود وأيون اليوديد.

تحضير اليود

يمكن إعداد اليود للاستخدامات التجارية باستخدام المحاليل الملحية التي تحتوي عليه. تحتوي المياه المستخرجة من آبار النفط على 150 ملغ من اليود لكل لتر. الدول الرئيسية المنتجة لليود تشمل تشيلي واليابان والصين وأذربيجان وروسيا. لاستخراج اليود يتم اتباع الخطوات التالية:

• إزالة الشوائب مثل الطين والزيت.
• تمرير المحلول الملحي عبر ثاني أكسيد الكبريت وحزم من الأسلاك النحاسية.
• إزالة يوديد النحاس الناتج عن طريق الترشيح وتجفيفه وطحنه إلى شكل ناعم.
• تسخين المركب الناتج باستخدام كربونات البوتاسيوم لتنشيط الأكسدة وإنتاج اليود.

أما بالنسبة لتحضير اليود من الأعشاب البحرية فتتم العملية كالآتي:

• تجفيف الأعشاب البحرية وحرقها لأغراض استخراج الطين.
• إزالة كبريتات الصوديوم وكلوريد الصوديوم عن طريق عملية التبلور.
• إضافة حمض الكبريتيك إلى المحلول لتحليل الكبريتيت.
• إضافة ملح الكبريتات وثنائي أكسيد المنغنيز للحصول على اليود.
• يمكن أيضاً إضافة كبريتات النحاس للحصول على يوديد النحاس.

استخدامات اليود

تتعدد استخدامات اليود، منها:

• استُخدم في البداية في التصوير الفوتوغرافي، حيث كان أول استخدام تجاري له بعد اكتشافه.
• يُستخدم كمطهر ومبيد للجراثيم، وغالبًا ما تحتوي المحاليل المطهرة على كحول ويوديد البوتاسيوم.
• يحتاج جسم الإنسان إلى كمية بسيطة من اليود (14 ملغ) لتحويله إلى هرمون الثيروكسين الضروري.
• تحتوي بعض مياه الشرب على اليود للحد من احتمالية الإصابة ببعض الأمراض.
• يُستخدم في الكيمياء التحليلية، ولاسيما في عمليات المعايرة.
• يُستخدم لتحديد درجة عدم التشبع في الدهون.
• تتعدد تطبيقاته في صنع الأصباغ والمعدات الإلكترونية.
• يستخدم في مجالات طبية لعلاج بعض أمراض الغدة الدرقية.
• يُستخدم في صناعة مرشحات الاستقطاب لشاشات LCD.
• مركبات اليود تُستخدم كعوامل تباين داخلية في تقنيات التصوير الطبي.

سمية اليود

فيما يتعلق بسُمّية اليود، فقد تشمل المعلومات التالية:

• قد يتسبب اليود في تلف الجلد عند ملامسته، وأبخرته تسبب تهيجًا للعيون.
• يعتبر اليود ساماً عند تناوله بكميات قليلة ولكن يُصبح مميتًا عند تناول كميات كبيرة.
• أعراض زيادة أيونات اليود تتشابه مع أعراض نقصه، وتتمثل في اضطرابات في نمو الغدة الدرقية.
• التعرض لليود المشع قد يؤدي إلى امتصاصه من قبل الغدة الدرقية، مما يزيد من خطر الإصابة بسرطان الغدة.

اكتشاف اليود

اكتشف الكيميائي الفرنسي بارنارد كورتوا عنصر اليود في عام 1811 أثناء استخلاص مركبات الصوديوم والبوتاسيوم من رماد الأعشاب البحرية، حيث لاحظ تصاعد سحابة بنفسجية بعد إضافة حمض الكبريتيك، مما أدى إلى تكوين اليود الصلب.

نظرة عامة حول عنصر اليود

يحتل اليود المرتبة الخامسة في الدورة الخامسة من الجدول الدوري، ويتواجد في المجموعة السابعة عشرة المعروفة بالهالوجينات. يُرمز له بالرمز (I) ويُعتبر العنصر الثالث والخمسون في الجدول الدوري، مع كتلة ذرية تبلغ 126.9غ/مول. يوجد اليود بشكل جزيئات (I2) في الحالة الصلبة أو الغازية ويحتاج الإنسان إلى كميات ضئيلة منه، حيث إن الكميات الكبيرة قد تسبب التسمم. الاسم “يود” مشتق من الكلمة اليونانية (iodes) والتي تعني البنفسجي.

تجدر الإشارة إلى أن كلمة "هالوجين" تعني العناصر المنتجة للأملاح، حيث تتفاعل هذه العناصر مع المعادن لتكوين أنواع مختلفة مثل كلوريد الصوديوم، ويُعتبر الكلور أقل الهالوجينات وفرة واستقراراً في الطبيعة.

ـــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ

• الألفة الإلكترونية*: هي كمية الطاقة المحررة عند إضافة إلكترون لذرة متعادلة، لتكوين أيون.
• عمر النصف**: هو الوقت المطلوب لتقليل عدد مرات اضمحلال مادة مشعة إلى نصف قيمتها.
• المقايسة المناعية الإشعاعية (RIA)***: تقنية حساسة تُستخدم لقياس تركيزات المُستضدات في عينة.
• المقايسة الامتصاصية المناعية للإنزيم المرتبط (ELISA)****: تُستخدم لتحليل المستضدات أو الأجسام المضادة في عينة.