L’iode est un solide non métallique, presque noir à température ambiante et a un aspect cristallin étincelant. Le réseau moléculaire contient des molécules diatomiques discrètes, qui sont également présentes à l’état fondu et à l’état gazeux. Au-dessus de 700 °C (1 300 °F), la dissociation en atomes d’iode devient appréciable.
L’iode a une pression de vapeur modérée à température ambiante et, dans un récipient ouvert, se sublime lentement en une vapeur violette profonde irritante pour les yeux, le nez et la gorge., (L’iode hautement concentré est toxique et peut causer de graves dommages à la peau et aux tissus. Pour cette raison, l’iode est mieux pesé dans une bouteille bouchée; pour la préparation d’une solution aqueuse, la bouteille peut contenir une solution d’iodure de potassium, ce qui diminue considérablement la pression de vapeur de l’iode; un complexe brun (triiodure) se forme facilement:
KI + I2 → KI3.
l’iode fondu peut être utilisé comme solvant non aqueux pour les iodures. La conductivité électrique de l’iode fondu a été attribuée en partie à l’équilibre d’auto-ionisation suivant:
3I2 ⇌ I3+ + I3−.,
les iodures alcalins sont solubles dans l’iode fondu et donnent des solutions conductrices typiques des électrolytes faibles. Iodures alcalins réagissent avec des composés contenant de l’iode avec l’oxydation +1, tels que le bromure d’iode, comme dans l’équation suivante:
Dans ces réactions, les iodures alcalins peuvent être considérés comme des bases.
la molécule d’iode peut agir comme un acide de Lewis en ce qu’elle se combine avec diverses bases de Lewis. L’interaction est faible, cependant, et peu de composés complexes solides ont été isolés., Les complexes sont facilement détectés en solution et sont appelés complexes de transfert de charge. L’iode, par exemple, est légèrement soluble dans l’eau et donne une solution brun jaunâtre. Des solutions brunes sont également formées avec de l’alcool, de l’Éther, des cétones et d’autres composés agissant comme bases de Lewis à travers un atome d’oxygène, comme dans l’exemple suivant:
dans lequel les groupes R représentent divers groupes organiques.
L’iode donne une solution rouge dans le benzène, qui est considéré comme le résultat d’un type différent de complexe de transfert de charge., Dans les solvants inertes, tels que le tétrachlorure de carbone ou le disulfure de carbone, on obtient des solutions de couleur violette contenant des molécules d’iode non coordonnées. L’iode réagit également avec les ions iodure, car ces derniers peuvent agir comme des bases de Lewis, et pour cette raison la solubilité de l’iode dans l’eau est grandement améliorée en présence d’un iodure. Lorsque l’iodure de césium est ajouté, le triiodure de césium cristallin peut être isolé de la solution aqueuse brun rougeâtre. L’iode forme un complexe bleu avec l’amidon, et ce test de couleur est utilisé pour détecter de petites quantités d’iode.,
L’affinité électronique de l’atome d’iode n’est pas très différente de celles des autres atomes d’halogène. L’iode est un agent oxydant plus faible que le brome, le chlore ou le fluor. La réaction suivante-oxydation de l’arsénite, (AsO3)3–en solution aqueuse ne se produit qu’en présence d’hydrogénocarbonate de sodium, qui agit comme tampon:
en solution acide, l’arsénate, (AsO4) 3−, est réduit en arsénite, alors que, en solution fortement alcaline, l’iode est instable et la réaction inverse se produit.,
Le plus familier à l’oxydation par l’iode est celle de l’ion thiosulfate, qui est oxydé quantitativement à tétrathionate, comme ci-dessous:
Cette réaction est utilisée pour déterminer l’iode volumétrique. La consommation d’iode au point de fin est détecté par la disparition de la couleur bleue produite par l’iode en présence d’une nouvelle solution d’amidon.,
le premier potentiel d’ionisation de l’atome d’iode est considérablement plus petit que celui des atomes d’halogène plus légers, ce qui est en accord avec l’existence de nombreux composés contenant de l’iode dans les États d’oxydation positifs +1 (iodures), +3, +5 (iodates) et +7 (periodates). L’iode se combine directement avec de nombreux éléments. L’iode se combine facilement avec la plupart des métaux et certains non-métaux pour former des iodures; par exemple, l’argent et l’aluminium sont facilement convertis en leurs iodures respectifs, et le phosphore blanc s’unit facilement à l’iode., L’ion iodure est un puissant agent réducteur; c’est, il donne facilement un électron. Bien que l’ion iodure soit incolore, les solutions d’iodure peuvent acquérir une teinte brunâtre à la suite de l’oxydation de l’iodure en iode libre par l’oxygène atmosphérique. Les molécules d’iode élémentaire, constituées de deux atomes (I2), se combinent avec les iodures pour former des polyiosides (généralement I2 + i− → I−3), ce qui explique la grande solubilité de l’iode dans les solutions contenant de l’iodure soluble., La solution aqueuse d’iodure d’hydrogène (HI), connue sous le nom d’acide hydroiodique, est un acide fort utilisé pour préparer des iodures par réaction avec des métaux ou leurs oxydes, hydroxydes et carbonates. L’iode présente un État d’oxydation +5 dans l’acide iodique modérément fort (HIO3), qui peut être facilement déshydraté pour donner le pentoxyde d’iode solide blanc (I2O5)., Les Periodates peuvent prendre une forme représentée par, par exemple, le métapériodate de potassium (KIO4) ou le parapériodate d’argent (Ag5IO6), car la Grande Taille de l’atome d’iode central permet à un nombre relativement important d’atomes d’oxygène de se rapprocher suffisamment pour former des liaisons.