العدد الذري لليود

شرح تعليمي واضح عن العدد الذري لليود، يتضمن التعريف والمفاهيم الأساسية والأمثلة والتطبيقات المهمة للطلاب، مع مراجعة علمية وتنظيم مناسب للمذاكرة والبحث.

ضمن دراسة العدد الذري لليود، يرتبط الأساس النظري بموضوعي العدد الذري والعدد الكتلي والعدد الكتلي، وتصبح التطبيقات أوضح عند متابعة اليود وعناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري.

نظرة عامة حول عنصر اليود

يقع اليود في الدورة الخامسة من الجدول الدوري، والمجموعة السابعة عشرة منه التي تُعرف بالهالوجينات، حيث يعتبر العنصر الرابع في الترتيب فيها؛ حيث يقع أسفل كل من: عنصر الفلور، وعنصر الكلور، وعنصر البروم، ويُرمز له بالرمز (I)، وهو العنصر الثالث والخمسون في الجدول الدوري، وتبلغ كتلته الذرية 126.9غ/مول، ويوجد في الطبيعة على شكل جزيئات (I ^[1] ₂) في الحالة الصلبة أو الغازية، كما يوجد في العديد من الأملاح والأصباغ، ويجدر بالذكر أنّ الإنسان يحتاج إلى كمية قليلة منه في غذائه، لأنّ الكميات الكبيرة منه تسبّب التسمّم، ويُشار إلى أنّ تسمية عنصر اليود بهذا الاسم تعود إلى المصطلح اليوناني (iodes) والذي يعني البنفسجي.

يجدر بالذكر هنا أن كلمة هالوجين تعني العناصر المنتجة للأملاح؛ حيث ينتج عن تفاعل هذه العناصر مع المعادن أنواعاً مختلفة من الأملاح؛ مثل فلوريد الكالسيوم، وكلوريد الصوديوم، وغيرها، ويعتبر الكلور أقل الهالوجينات المستقرة وفرة في الطبيعة، وهو كذلك أقلها ميلاً للتفاعل مع العناصر الأخرى.

اكتشاف اليود

تم اكتشاف اليود على يد الكيميائي الفرنسي بارنارد كورتوا في عام 1811م، وذلك أثناء استخلاص مركبات الصوديوم والبوتاسيوم من رماد الأعشاب البحرية؛ حيث أضاف كورتوا كمية كبيرة مصادفة من حمض الكبريتيك الذي اعتاد إضافته إلى الرماد، ليلاحظ تصاعد سحابة بنفسجية اللون منه، تكاثفت على المواد المعدنية في الغرفة مكوّنة اليود الصلب.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية لليود

يُمكن تلخيص الخصائص الفيزيائية والكيميائية لليود فيما يأتي:

• يُعتبر اليود من العناصر اللافلزية، ويوجد في الحالة الصلبة عند درجة حرارة الغرفة، كما أنه عنصر لامع يميل لونه إلى اللون الأسود.
• يكون الضغط البخاري لليود متوسطاً عند درجة حرارة الغرفة، أما عند فتح الوعاء الموجود فيه فإنّه يتسامى ويُصبح بنفسجي اللون، وقد يُسبّب تهيّجاً في العينين، والأنف، والحلق.
• يُعتبر اليود سامّاً، كما أنّه يُسبب العديد من الأضرار للبشرة والأنسجة، وذلك في حال استخدامه بتراكيز عالية؛ لذلك يجب وضعه في وعاء مُحكم الإغلاق.
• يُمكن تحضير محلول مائي من اليود؛ وذلك عن طريق إضافة يوديد البوتاسيوم الذي يُقلّل الضغط البخاري لليود ليتكوّن ثلاثي اليوديد بني اللون، وذلك كما في المعادلة الآتية:
  KI I₂ → KI₃
• يتصرّف اليود كحمض لويس، ويتفاعل مع العديد من قواعد لويس.
• تتشابه الألفة الإلكترونية* (بالإنجليزية: Electron affinity) لعنصر اليود مع بقيّة العناصر الهالوجينية.
• يُعتبر اليود عاملاً مؤكسداً ضعيفاً؛ حيث إنّه أضعف من الكلور، والبروم، والفلور.
• يتفاعل اليود مع العديد من الفلزات وبعض اللافلزات لتكوين اليوديد، مثل: عنصري الفضة والألومنيوم.
• يُعتبر أيون اليوديد من العوامل المختزلة القوية، وهو عديم اللون، إلّا أنّه قد يُصبح بني اللون ويتحوّل إلى ذرات يود حرّة عندما يتأكسد نتيجة تفاعله مع الأكسجين الموجود في الهواء الجوي.
• تبلغ درجة الانصهار لليود 113.5 درجة مئوية، ودرجة التبخر 184.35 درجة مئوية، كما أن الكثافة النوعية له تساوي 4.93 في الحالة الصلبة عند درجة حرارة 20 درجة مئوية، أما كثافة الغاز فتبلغ 11.27غ/لتر.
• يذوب اليود جزئياً في الماء ويُكوّن محلولاً بنيّاً مُصفرّاً، كما يذوب بسهولة في رابع كلوريد الكربون، والكلوروفورم، وثنائي كبريتيد الكربون ويكوّن محلولاً بنفسجي اللون.
• تعتبر طاقة التأين لذرة اليود صغيرة نسبياً مقارنة بغيره من الهالوجينات الأخف وزناً منه.

العدد الذري لليود

تحتوي كلّ ذرة من ذرات اليود على 53 بروتوناً، وهو العدد الذري لليود، كما تضم النواة 74 نيوتروناً، ويُشكّل مجموع عدد النيوترونات والبروتونات ما يُعرف باسم العدد الكتلي والذي يساوي 127 عند اليود، كما تحتوي ذرته كذلك على 53 إلكتروناً-حيث يتساوى عدد الإلكترونات في الذرة مع عدد البروتونات فيها- تدور حول النواة في مدارات يحتوي المدار الأول منها على إلكترونين، والمدار الثاني على ثمانية إلكترونات، والمدار الثالث على ثمانية عشر إلكتروناً، والمدار الرابع على ثمانية عشر إلكتروناً أيضاً، أمّا المدار الخامس فيحتوي على سبعة إلكترونات تُمثّل إلكترونات التكافؤ كما هو الحال في المدار الأخير في جميع الهالوجينات، ويجدر بالذكر أن ذرة اليود تسعى للوصول إلى حالة الاستقرار التي تتمثل بوجود ثمانية إلكترونات في المدار الأخير عن طريق الاتحاد مع ذرة يود أُخرى؛ حيث تتشارك الذرتان في إلكترون واحد، وبالتالي يُصبح عدد الإلكترونات في المدار الأخير لكل منهما ثمانية إلكترونات.

مركبات اليود

من الأمثلة على المركبات الكيميائية التي يكونها اليود ما يأتي:

• لا يتفاعل اليود مع الأكسجين أو النيتروجين إلا أنه يتفاعل مع الأوزون ويكون أكسيداً غير مستقر، هو I₄O₉.
• يتفاعل اليود مع الهالوجينات الأخرى عند توافر الظروف المناسبة لتكوين مركب يُعرف بالمركب بين الهالوجيني (بالإنجليزية: interhalogen compound)، مثل: IF₃، ICl، I₂Cl₆، BrI
• يمكن أن يكون اليود عند تفاعله مع الأمونيا ثلاثي يوديد النتروجين (بالإنجليزية: nitrogen triiodide) الذي يمكنه الانفجار فجأة وبشكل غير متوقع.
• يَستبدل الكيميائيون ذرة الهيدروجين الموجودة في العديد من المركبات العضوية باليود؛ للحصول على العديد من المركبات العضوية التي تحتوي عليه؛ مثل: يوديد الميثيل (CH₃I)، ويوديد الإيثيل (C₂H₅I)، وديودوميثان (CH₂I₂) التي تدخل في صناعة العديد من المنتجات.

نظائر اليود

يُمكن تعريف النظائر بأنّها عناصر تتشابه في أعدادها الذرية، وتختلف في أعدادها الكتلية،وقد يكون لنظائر اليود المشعّة بعض المخاطر إلّا أنّها تُستخدم للأغراض الطبية المتعددة؛ حيث تمّ استخدامها في مجال الطب النووي، والمستحضرات الصيدلانية الإشعاعية -وهي نظائر مشعة مرتبطة بجزيئات بيولوجية قادرة على استهداف أجهزة أو أنسجة أو خلايا معينة داخل جسم الإنسان- سواء أكانت لأغراض تشخيصية أو علاجية، وقد بدأ استخدام هذه النظائر بعد تصنيع المفاعلات النووية في خمسينيات القرن الماضي حيث تُعتبر معظم هذه النظائر نواتج لعمليات التفاعل النووي، ويجدر بالذكر أنّ هناك 37 نظيراً لعنصر اليود، ويعتبر ¹²⁷I النظير غير المشع والمستقر فقط، ومن المعلومات حول نظائر اليود المشعّة ما يأتي:

• نظير ¹²³I: يبلغ عمر النصف** له 13.3 ساعة، وينتُج عنه أشعة غاما تحمل طاقة عالية تُساوي 159 ألف إلكترون فولت، وقد بدأ استخدام الأدوية الإشعاعية التي تحتوي على هذا النظير في الثمانينات في اليابان بشكل كبير، وفي أوروبا، وفي عام 2010م بدأ استخدامها في الولايات المتحدة الأمريكية.
• نظير ¹²⁴I: يبلغ عمر النصف له 4.2 أيام، ويُستخدم في المجالات الطبية لأغراض الأبحاث؛ وذلك بسبب نصف عمره الطويل، كما أنّه يستخدم في عمليات التصوير الإشعاعي؛ وذلك بسبب انبعاث البوزيترونات منه ممّا يزيد من دقة الصور.
• نظير ¹²⁵I: يبلغ عمر النصف له 59.4 يوماً، وتنبعث منه أشعة سينية ضعيفة نسبياً تبلغ قوتها 25.7 كيلو فولت، وكان يُستخدم في المقايسة المناعية الإشعاعية*** (RIA)، وقد حصل المشروع على جائزة نوبل عام 1977م للأبحاث المتقدمة في الفيزياء والطب، وكانت هذه الطرق من أكثر الطرق الكيميائية الحيوية دقةً في تحليل الهرمونات التي توجد بنسب قليلة في الجسم، وفي دراسة مناعة الجسم، حتى حلّ محلّ هذه الطريقة المقايسة الامتصاصية المناعية للإنزيم المرتبط (ELISA)****.
• نظير ¹³¹I: يبلغ عمر النصف له 8.03 يوم، ويُمكن استخدامه في عمليات تشخيص الأمراض وعلاجها، ويُمكن الحصول عليه عن طريق الانشطار النووي لليورانيوم (235)، أو عن طريق قذف التيلوريوم (130) بالنيوترونات في المفاعل النووي، ويُستخدم هذا النظير في العلاج الإشعاعي؛ وذلك بسبب انبعاث جزيئات غاما وبيتا منه، وقد تمّ استخدام مادة يوديد الصوديوم (NaI) من هذا النظير في علاج فرط نشاط الغدة الدرقية، وتجدر الإشارة إلى أنّه في عام 2004م تمّت الموافقة على استخدام عقار توسيتوموماب اليودي (بالإنجليزية: Iodine Tositumomab) في الولايات المتحدة من هذا النظير في العلاج المناعي الإشعاعي، ويُعتبر أول دواء في العالم في هذا المجال.
  • نظير ¹²⁹I: يستخدم للكشف عن وجود المياه الجوفية، وكمؤشر على وجود مخلفات نووية في البيئة الطبيعية.

مصادر اليود

يعتبر اليود العنصر الحادي والستين في الترتيب بين العناصر من حيث الوفرة في الطبيعة، مما يجعله من أقل العناصر غير المعدنية وفرة في الأرض، ولا يمكن لعنصر اليود الوجود منفرداً في الطبيعة، وهو يوجد عادة في مياه البحر بكميات معتدلة على شكل أيون اليوديد (^–) بتركيز يقدر بنحو 50 ملغ لكل طن متري من مياه البحر، وتقدر كميات اليود الموجودة فيه بنحو 34.5 مليون طن، ويوجد اليود أيضاً في المحار، وأكباد سمك القد، والأعشاب البحرية، كما يضم الملح الصخري الخام لدولة تشيلي يودات الصوديوم (NaIO₃)، ويشكل اليود مكوناً من مكونات هرمون الثيروكسين الذي يتم إنتاجه في الغدة الدرقية في جسم الإنسان، ويُمكن الحصول عليه لتحضيره تجارياً من رواسب الأملاح والنترات في تشيلي التي تُعتبر من أكبر المصادر التجارية لتحضير اليود، ومن المحاليل الملحية المرتبطة ببعض آبار النفط في ولايتي كاليفورنيا، ولويزيانا، كما يوجد في ما يأتي:

• التربة: على شكل يودات الصوديوم (NaIO₃)، وبيريودات الصوديوم (NaIO₄).
• الأعشاب البحرية والطحالب النباتية: على شكل يوديد البوتاسيوم (KI)، ويوديد الصوديوم (NaI)، وجزيء اليود (I₂)، وأيون اليوديد (^–I).

تحضير اليود

يُمكن تحضير اليود للاستخدامات التجارية من المحاليل الملحية التي تحتوي على اليود، وتحتوي المحاليل الملحية التي تُستخرج من آبار النفط على 150ملغ من اليود لكل لتر من المحلول، وتوجد في منطقة جافا في ولاية داكوتا الجنوبية، وكاليفورنيا، وشمال إيطاليا، أمّا أكثر الدول المنتجة لليود في العالم فهي تشيلي، واليابان، والصين، وأذربيجان، وروسيا، ويتمّ استخراج اليود من الأملاح من خلال اتباع الخطوات الآتية:

• إزالة الشوائب، مثل: الطين، والرمل، والزيت عن طريق الترشيح.
• تمرير المحلول الملحي في مجرى من ثاني أكسيد الكبريت، ثمّ تمريره عبر عدد من الحاويات التي تحتوي على حزم من الأسلاك النحاسية.
• إزالة يوديد النحاس المتكوّن عن طريق عملية الترشيح، ثمّ غسله بالماء، وتجفيفه، وطحنه إلى حبيباتٍ دقيقة.
• تسخين المركب الناتج بواسطة كربونات البوتاسيوم لينتج يوديد البوتاسيوم الذي يتأكسد بواسطة ثنائي الكرومات وحمض الكبريتيتك لإنتاج عنصر اليود، ويُذكر أنّه يتمّ استخدام الكلور كعامل مؤكسد أحياناً.

كما تمّ تحضير اليود من الأعشاب البحرية لفترات طويلة، وذلك على النحو الآتي:

• تجفيف الأعشاب البحرية، وحرقها، ثمّ ترشيح الرماد الناتج بالماء.
• إزالة كبريتات الصوديوم وكلوريد الصوديوم عن طريق عملية التبلور، وبعد ذلك يتمّ الحصول على محلول عن طريق تبخير الماء ثمّ تكثيفه.
• إضافة حمض الكبريتيك على المحلول الذي يحتوي على كمية من اليود تبلغ نسبتها ما بين 30 – 100غرام/لتر؛ وذلك لتحليل الكبريتيت (بالإنجليزية: sulfite).
• إضافة ملح الكبريتات وثاني أكسيد المنغنيز للحصول على اليود الذي يتمّ تبخيره، وتنقيته عن طريق عملية التسامي.
• الطريقة البديلة لتحضير اليود من الأعشاب البحرية تتمّ بإضافة كبريتات النحاس للحصول على يوديد النحاس.

استخدامات اليود

هناك العديد من الاستخدامات لليود، ومنها:

• استُخدم اليود قديماً في التصوير الفوتوغرافي الذي يعتبر أول استخدام تجاري لليود، وذلك بعد اختراع العالم لويس داجور في عام 1839م لتقنية يمكن من خلالها إنتاج الصور على قطع معدنية.
• يُستخدم اليود بشكل واسع كمُطهر ومبيد للجراثيم، وغالباً ما يحتوي المحلول المُطهر على كحول، وماء، ويوديد البوتاسيوم، وهناك العديد من مركبات اليود الأخرى التي تُستخدم كمطهّرات؛ مثل اليودوفورم (بالإنجليزية: Iodoform (CHI3)).
• يحتاج جسم الإنسان إلى كمية قليلة من اليود تبلغ نسبتها 14 ملغ بشكل ضروري؛ وذلك لأنّ اليود يتحوّل إلى هرمون الغدة الدرقية (بالإنجليزية: Thyroxine) الضروري للحفاظ على عملية الأيض في خلايا الجسم.
• تحتوي بعض مياه الشرب على كمية من عنصر اليود؛ وذلك لتقليل احتمالية الإصابة بأمراض تضخم الغدة الدرقية والوذمة المخاطية (بالإنجليزية: Myxedema) الناتجة عن نقص اليود، وفي كثير من الأحيان تتمّ إضافة يوديد البوتاسيوم إلى ملح الطعام.
• يُستخدم اليود ومركباته في نطاق واسع في الكيمياء التحليلية، كما في عملية المعايرة اليودية (بالإنجليزية: Iodometric Titration).
• يُستخدم لقياس درجة عدم التشبّع بالدهون (بالإنجليزية: Unsaturation of fats)؛ أيّ لتحديد عدد الروابط الثنائية والثلاثية بين ذرات الكربون.
• تُستخدم العديد من مركبات اليود كعامل مُحفّز في مجموعة من التفاعلات العضوية.
• يُستخدم اليود، ويوديد الفضة، وويوديد البوتاسيوم في التصوير الفوتوغرافي.
• يُستخدم يوديد الفضة لاستمطار السحب.
• يُستخدم لتحضير مجموعة من العناصر الانتقالية بدرجة عالية من النقاوة، مثل: التيتانيوم، والزركونيوم، والثوريوم، والكروم، والكوبالت.
• يُستخدم في إنتاج الأصباغ، وفي إنتاج المعدات الإلكترونية، مثل: العداد الوميضي وكاشف النيوترونات؛ حيث تحتوي هذه المعدات على موشور يتكوّن من بلورة أحادية تتكوّن من فلزات قلوية تحتوي على مركبات اليود.
• يستخدم الكيميائيون اليود ومركباته في العديد من عمليات التحليل والتصنيع الكيميائي للمركبات.
• يُستخدم في المجالات الطبية؛ وذلك لعلاج بعض أمراض الغدة الدرقية، ولكن ليس على نطاق واسع.
• يستخدم لصنع مرشحات الاستقطاب (بالإنجليزية: Polarising Filters) لشاشات الكريستال السائلة (LCD).
• تسخدم مركباته كعوامل تباين داخلية (بالإنجليزية: Internal Contrasting Agents) في بعض تقنيات التصوير الطبية؛ كالتصوير بالأشعة المقطعية، والكشف الفَلوَريّ، والتصوير بالأشعة السينية.

وتصبح الصورة أشمل عند ضم أهمية عنصر الكربون واستخدامات البروم إلى المراجعة، مع الاستفادة من أول عنصر بالجدول الدوري لفهم رابط إضافي بين الموضوعات.

سمّية اليود

من المعلومات العامة حول سمية اليود ما يأتي:

• قد يسبب عنصر اليود الضرر للجلد عند ملامسته، كما تسبب أبخرته التهيج للعيون، والأغشية المخاطية في الجسم، ولا يجب لتركيزه في الهواء أن يتجاوز 1ملغ لكل متر مكعب.
• يعتبر اليود ساماً بشكل قليل عند ابتلاع كمية قليلة منه، إلا أنه يعتبر شديد السمية عند ابتلاع كميات كبيرة منه، ويمكن لابتلاع كمية منه تتراوح بين 2-3غ أن تسبب الوفاة.
• تتشابه أعراض زيادة أيونات اليود في جسم الإنسان مع أعراض نقصه، والتي تتمثل بالنمو غير الطبيعي للغدة الدرقية، واضطرابات النمو.
• قد يسبب التعرض لليود المشع امتصاصه من قبل الغدة الدرقية بشكل مماثل لامتصاص اليود غير المشع، ما قد يزيد من فرصة الإصابة بسرطان الغدة الدرقية.
• الألفة الإلكترونية^*: كمية الطاقة المحرّرة عند إضافة إلكترون لذرة متعادلة لتكوين أيون.
• عمر النصف^**: الفترة الزمنية اللازمة لتقليل عدد مرّات اضمحلال المادة المشعة في ثانية واحدة حتّى تنخفض إلى نصف قيمتها.
• المقايسة المناعية الإشعاعية (RIA)^***: تقنية فحص مختبري حسّاسة جداً تُستخدم لقياس تركيزات المُستضدات في عينة ما.
• المقايسة الامتصاصية المناعية للإنزيم المرتبط (ELISA)^****: أدوات تحليلية في البحوث الطبية الحيوية تُستخدم لاكتشاف وقياس المستضدات أو الأجسام المضادة المحددة في عينة ما.