يود

**اليود** عنصرٌ كيميائي رمزه **I** وعدده الذرّي 53، ويقع في الجدول الدوري للعناصر ضمن عناصر الدورة الخامسة وفي المرتبة الرابعة ضمن مجموعة الهالوجينات، وهو أثقل الهالوجينات المستقرّة؛ ويوجد في الظروف القياسية على هيئة صلب لا فلزّي ذي بريق خافت نسبياً. ينصهر اليود عند درجة حرارة مقدارها 114 °س ويتحوّل إلى سائل بنفسجي داكن، ويغلي عند 184 °س ليتحوّل إلى غاز بنفسجي اللون. اكتشف الكيميائي الفرنسي برنار كورتوا عنصر اليود في سنة 1811، إلا أن العالم لوي جوزيف غي ـ لوساك هو من كان قد أطلق هذه التسمية على هذا العنصر الكيميائي بعد سنتين من اكتشافه، اشتقاقاً من الكلمة الإغريقية «» التي تعني «بنفسجي».

يوجد اليود في حالات أكسدة متعدّدة في مركّباته الكيميائية من ضمنها اليوديد (−I)، واليودات (−IO3)، إضافةً إلى مختلف أنيونات البيريودات. ينحلّ اليود بشكل ضعيف في الماء، لكنه يذوب جيّداً في محلول من يوديد البوتاسيوم المائي، والذي يعرف باسم اليود المائي أو «محلول لوغول»؛ كما يذوب بشكلٍ ممتاز في الإيثانول والمذيبات العضوية الأخرى.

لليود دور حيويّ مهمّ، فهو أثقل عنصرٍ معدنيٍّ نزرٍ أساسي، إذ أنّ اليود ضروري لتخليق هرمونات الغدة الدرقية من الثيروكسين وثلاثي يود الثيرونين؛ ويعدّ نقص اليود أحد العوامل الرئيسية في حدوث تضخّم الغدّة الدرقية، كما يعدّ نقص اليود من المسببات للإعاقات الذهنية أثناء النموّ؛ لذلك يصنّف اليود ضمن قائمة الأدوية الأساسية النموذجية لمنظّمة الصحّة العالمية.

تعدّ تشيلي واليابان المنتجَين الرئيسيَّين لليود في الوقت الحاضر. ونظراً لعدده الذرّي المرتفع وسهولة ارتباطه بالمركّبات العضوية، فهو ضمن الخيارات المفضّلة لاستخدامه مادة ظليليّة غير سامّة لإبراز التباين في التصوير التشخيصي الطبّي. وبسبب خصوصية امتصاصه في جسم الإنسان، يمكن استخدام نظائر اليود المشعّة كذلك في علاج سرطان الغدّة الدرقية. كما يدخل اليود حفّازاً في الإنتاج الصناعي لحمض الخلّيك (حمض الأسيتيك) وبعض المبلمرات.

## التاريخ وأصل التسمية
يعود اكتشاف عنصر اليود عنصراً كيميائياً جديداً إلى سنة 1811 على يد العالم الفرنسي برنار كورتوا ، والذي كان ينتمي إلى عائلة تعمل في تصنيع نترات البوتاسيوم (يعرف باسم ، كما كان يعرف أيضاً باسم  ). كانت تلك الفترة في خضم الحروب النابليونية، وكان الطلب على نترات البوتاسيوم مرتفعاً في فرنسا؛ وكان إنتاج نترات البوتاسيوم من رواسب معدن النتر  يتطلّب استخدام كربونات البوتاسيوم، التي كان يمكن عزلها من الأعشاب البحرية والطحالب البنّية  المجمَّعَة من سواحل نورماندي  وبريتاني ؛ ولاستخلاص كربونات البوتاسيوم كانت الأعشاب البحرية تُحرَق ثم يًغسَل رمادها بالماء. لاحظ كورتوا تآكل الأوعية النحاسية المستخدمة في هذه العملية، وأثناء إجراء أبحاثه عن السبب قام كورتوا بإضافة كمّيّة زائدة من حمض الكبريتيك إلى المخَلّفات المتبقّية، فتصاعدت سحابة من بخار بنفسجيّ اللون. ولاحظ أنّ هذا البخار يتبلور على الأسطح الباردة مكوّناً بلّورات داكنة. كما لاحظ أن تفاعل المادّة مع الأمونيا يعطي مسحوق ذا خاصية انفجارية ضعيفة (ثلاثي يوديد النتروجين). شكّ كورتوا في أنّ تلك المادّة قد تمثّل عنصراً كيميائياً جديداً، لكنّه لم يكن يملك التمويل الكافي لمتابعة أبحاثه بنفسه بشكل أعمق. لذلك سلّم كورتوا عيّناتٍ من المادّة إلى زميليه شارل برنار ديزورم  (1777–1838) ونيكولا كليمان
 (1779–1841) لمواصلة البحث؛ كما أعطى جزءاً منها إلى الكيميائي لوي جوزيف غي ـ لوساك  (1778–1850) وإلى الفيزيائي أندريه ماري أمبير  (1775–1836).

تصغير|يمين|120 بك|لوي جوزيف غي-لوساك (في الصورة) كان من أطلق تسمية اليود على هذا العنصر، والذي كان فد اكتشف قبل سنتين من زميله برنار كورتوا
في التاسع والعشرين من شهر نوفمبر في سنة 1813 أعلن ديزورم وكليمان للجمهور على الملأ هذا الاكتشاف للعنصر الجديد الذي قام به كورتوا من خلال عرض المادة في اجتماع لمعهد فرنسا الإمبراطوري . بعد ذلك أعلن غي-لوساك في السادس من ديسمبر لذات العام أنّ المادّة الجديدة ما هي إلا عنصر كيميائي جديد أو مركّب يحتوي على الأكسجين؛ ثمّ أثبت لاحقاً أنّها عنصر كيميائي مستقلّ. اقترح غي-لوساك اسم «يود» ، وذلك اشتقاقاً من الكلمة الإغريقية «» التي تعني «بنفسجي»، وذلك بسبب اللون البنفسجي لبخار اليود. وكان أمبير قد أعطى جزءاً من عيّنته إلى الكيميائي البريطاني همفري ديفي  (1778–1829)، الذي أجرى تجارب على المادّة ولاحظ تشابهها مع الكلور، وتوصّل أيضاً إلى أنّها عنصر كيميائي. فأرسل ديفي رسالة مؤرخة في 10 ديسمبر إلى الجمعية الملكية البريطانية  معلناً فيها أنه قد تمكن من اكتشاف عنصر جديد يُدعى اليود. وأطلق عليه في اللغة الإنجليزية اسم  على نسق اسم عنصر الكلور . بعد ذلك نشأ جدل بين ديفي وغي-لوساك حول من اكتشف اليود أوّلاً، إلّا أنّ كليهما أقرّ في النهاية بأنّهما توصّلا إلى التعرّف على العنصر بشكلٍ مستقلّ، مع الاعتراف بأنّ كورتوا كان أوّل من عزل هذا العنصر.

بعد ذلك في سنة 1820 قادت أبحاث الطبيب السويسري جان-فرانسوا كوانديه  وجود علاقة بين تضخّم الغدّة الدرقية (الدُّراق) ونقص اليود. وفي سنة 1831، طرح الكيميائي الفرنسي جان باتيست بوسينغو  فكرة استخدام الملح المُيود من أجل الوقاية من تضخّم الغدّة الدرقية. في جانب آخر اكتشف الباحث الطبّي الفرنسي كازيمير دافين  (1812–1882) التأثير المطهِّر لليود في سنة 1873. ولكن التطبيق العملي للتأثير المطهّر كان على يد الجرّاح الإيطالي أنطونيو غروسيش  (1849–1926)، وهو جرّاح وُلد في إستريا ، ومن أوائل من استخدموا التعقيم في الحقل الجراحي، وذلك في سنة 1908، عندما أدخل صبغة اليود وسيلةً لتعقيم جلد الإنسان بسرعة في ميدان الجراحة.

في الجداول الدورية المبكّرة، كان يُرمز إلى اليود غالباً بالرمز **J**، اختصاراً للكلمة ، وهو اسم العنصر باللغة الألمانية؛ ولا يزال الحرف **J** يُستخدم كثيراً في النصوص الألمانية بدلاً من **I**. استخدم الرمز الكيميائي **I** منذ سنة 1970 في منشورات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية .

## الوفرة الطبيعية
اليود هو الأقلّ وفرةً بين الهالوجينات المستقرّة، إذ يشكّل نحو 0.46 جزء في المليون  فقط من صخور القشرة الأرضية (للمقارنة: يشكّل الفلور 544، والكلور، والبروم 2.5 جزءاً في المليون)، ممّا يجعله يأتي في المرتبة الستّين من حيث وفرة العناصر الكيميائية في القشرة الأرضية.

تُعدّ معادن اليوديد نادرة، ومعظم التوضّعات الرسوبية التي تكون مركّزة بما يكفي للاستخراج الاقتصادي هي معادن اليودات ، ومن أمثلتها   (يودات الكالسيوم) Ca(IO3)2 و  7Ca(IO3)2·8CaCrO4. وهذه المعادن توجد على هيئة شوائب ضئيلة في تربة الكلسيريت  (المعروفة أيضاً باسم تربة الكاليش ) الموجودة في تشيلي، والذي يُعدّ نترات الصوديوم المنتَج الرئيسي له. وبالإجمال، يمكن أن تحتوي هذه الرواسب على ما لا يقل عن 0.02% ولا يزيد عن 1% من اليود كتلةً.

يمكن عزل المركّبات العضوية لليود من الطحالب البحرية (19 غ من اليود لكل كيلوغرام من الكتلة الجافّة)، ومن الأعشاب البحرية والإسفنجيات (حتّى 14 غ من اليود لكل كيلوغرام من الكتلة الجافّة). تقدَّر الكمّيّة الإجمالية لليود في مياه البحار بنحو 90 مليار طن، بينما تبلغ الاحتياطيات العالمية المعروفة حالياً (حتى عام 2022) نحو 6.2 مليون طن. لذلك، وعلى الرغم من الندرة النسبية لليود، فلا يوجد نقص فيه ولا يتوقّع حدوثه. تتحرّر مركّبات اليود القابلة للذوبان، مثل يوديدات الفلزّات القلوية والفلزّات القلوية الترابية أثناء تجوية  الصخور بفعل مياه الأمطار أو تتفكّك عند درجات الحرارة المرتفعة. وبهذه الطريقة تصل إلى المياه الجوفية ثمّ في النهاية إلى البحار. تحتوي بعض المياه المعدنية على اليود، مثل نبع المياه المعدنية   في لنكولنشاير  في إنجلترا، الذي ينبع منه ماء ذو لون بنّي بسبب احتوائه على اليود. في مياه البحر تبلغ كمّيّة اليود نحو 0.05 ملّيغرام لكل لتر. ويوجد هناك على شكل يوديد (−I) ويودات (−IO3) بتركيز يقارب 500 نانومول/لتر؛ ويتراوح توزيعه في المياه السطحية عموماً بين 0 و200 نانومول من اليوديد لكلّ لتر.

يوجد اليود في الغلاف الجوي للأرض على شكل مركّبات عضوية أو بصورة غير عضوية مثل أحادي أكسيد اليود (IO)، ونترات اليود أو أكاسيد أعلى. توجد معلومات قليلة عن وجوده في طبقة الستراتوسفير ، ويبلغ تركيزه بحدّ أقصى يصل 0.1 جزء في التريليون  لليود غير العضوي. وقد تمّ رصد تراكيز مرتفعة تزيد على 10 أجزاء في التريليون من أحادي أكسيد اليود (IO) فوق أماكن نمو الطحالب على السواحل، كما أجري الكشف عن جذر أحادي أكسيد اليود أيضاً فوق المحيط الأطلسي الاستوائي .

## الاستخراج والإنتاج
كان اليود يُستحصل في السابق على شكل يوديدات ويودات من خلال جمع الأعشاب البحرية  التي كانت تجرفها الأمواج إلى الشاطئ ثم حرقها؛ وكان الرماد الناتج يحتوي على نحو 0.1–0.5% من اليود.
لكن طريقة استخراج اليود هذه لم تعد اليوم ذات أهمية إلّا على نطاق محلّي، ولا تمثّل سوى نحو 2% من الإنتاج العالمي السنوي. بأسلوبٍ آخر، يُستخلَص يودات الصوديوم من تربة الكلسيريت ويُختزل إلى يوديد باستخدام بيكبريتيت الصوديوم؛ ثمّ يفاعل هذا المحلول مع اليودات المُستخرَج حديثاً، ممّا يؤدّي إلى حدوث تفاعل تناسب مشترك  فينتج اليود، والذي يمكن ترشيحه وفصله. كان استخراج اليود من تربة الكاليش المصدر الرئيسي لهذا العنصر في القرن التاسع عشر، ولا يزال مهمّاً حتّى اليوم، إذ حلّ محلّ استخلاص اليود من الأعشاب البحرية ، الذي لم يعد مصدراً مجدياً اقتصادياً.

يرتبط الاستخراج الصناعي لليود ارتباطاً وثيقاً بإنتاج نترات الصوديوم (ملح النتر). إذ يُحوَّل اليودات الموجود في المحاليل الأمّ المتبقيّة إلى يود عنصري بواسطة الاختزال. في الخطوة الأولى من التفاعل يُستخدّم حمض الكبريتوز لاختزال حمض اليوديك إلى يوديد الهيدروجين:
:\mathrm{HIO_3 + 3 \ H_2SO_3 \rightarrow HI + 3 \ H_2SO_4}
في خطوة ثانية يُؤكسَد يوديد الهيدروجين مرّةً أخرى بواسطة حمض اليوديك الموجود في المحلول ليكوّن اليود. ويُسمّى هذا النوع من التفاعلات بالتناسب مشترك، لاشتراك اليود الموجود فيه بحالتي أكسدة مختلفتين (−1 في يوديد الهيدروجين و+5 في حمض اليوديك)، ولحدوث تفاعل أكسدة واختزال على ذات العنصر وهو اليود، ويستحصل في النهاية على اليود العنصري ذي حالة الأكسدة 0.
:\mathrm{HIO_3 + 5 \ HI \rightarrow 3 \ H_2O + 3 \ I_2}

منذ أواخر القرن العشرين ازدادت أهمية استخدام المحاليل الملحية  (الأجاج) مصدراً لاستخراج اليود، وذلك في أماكن حقول الغاز الطبيعية ، وأكبر مصدران من هذا النوع هما حقلان للغاز أحدهما  شرقيّ طوكيو في اليابان، والآخر  في شمال غرب ولاية أوكلاهوما الأمريكية. تكون المحاليل الملحية على درجة حرارة تتجاوز 60&nbsp;°س عند استخراجها من الأعماق. تنقّى هذه المحاليل أوّلا وتحمَّض باستخدام حمض الكبريتيك، ثم يُؤكسَد اليوديد الموجود فيها إلى عنصر اليود بواسطة الكلور، فينتج عن ذلك محلول من اليود، لكنه يكون ممدّداً ويحتاج إلى تركيز. يُمرَّر الهواء في المحلول لتبخير  اليود، الذي يُنقل بعد ذلك إلى برج امتصاص  حيث يُختزّل بواسطة ثنائي أكسيد الكبريت. ثمّ يُفاعل يوديد الهيدروجين (HI) مع الكلور لترسيب اليود. وبعد الترشيح والتنقية يُعبّأ اليود.

:2HI + Cl2 -> 2 HCl + I2 (^)
:I2 + 2 H2O + SO2 ->  2 HI + H2SO4
:2 HI + Cl2 -> I2(v) + 2 HCl

تعد اليابان وتشيلي أكبر منتجي اليود في الوقت الحاضر، وتقود شركة سوسيداد كيميكا إي مينيرا  عمليات تعدين اليود في تشيلي. بأسلوب مغاير، يمكن معالجة المحلول الملحي بمحلول نترات الفضّة لترسيب اليود على شكل يوديد الفضّة. ثم يُفكَّك هذا المركّب بتفاعله مع الحديد لتكوين الفضّة الفلزّي ومحلول من يوديد الحديد الثنائي. وبعد ذلك يُحرَّر اليود بإزاحته بواسطة الكلور.

## النظائر
يتكوّن اليود الموجود طبيعياً من نظير مستقرّ وحيد وهو يود-127 127I، ولذلك يُعدّ عنصراً أحاديّ النويدة ، ممّا يعني أنّ كتلته الذرّية تُعدّ ثابتاً طبيعياً يحدّده هذا النظير. توجد أيضاً نظائر مشعّة  لليود تتراوح أعدادها الكتلية بين 108I إلى 147I. ونظراً لأنّ النظائر الأخرى تمتلك أعمار نصف  قصيرة جدّاً بحيث لا يمكن أن تكون ابتدائية (موجودة منذ تكوّن الأرض)، فإنّ اليود يُعدّ أيضاً عنصراً أحادي النظير .

أطول نظائر اليود المشعّة عمراً هو يود-129 129I، إذ يبلغ عمر النصف له نحو 16.1 مليون سنة، ويضمحلّ عبر اضمحلال بيتّا  إلى نظير الزينون المستقرّ زينون-129 129Xe. تكوَّن بعض اليود-129 إلى جانب اليود-127 قبل تشكّل المجموعة الشمسية، لكنّه قد تحلّل بالكامل حتّى الآن، ممّا يجعله نويدةً مشعّة منقرضة. ويمكن تحديد وجوده السابق من خلال وجود فائض من ناتج اضمحلاله، وهو الزينون-129. غير أن المحاولات المبكّرة لاستخدام هذه الخاصّية لتأريخ مصدر المستعر الأعظم  الذي كوَّن عناصر النظام الشمسي واجهت صعوبات، وذلك بسبب وجود عمليات نووية بديلة تنتج اليود-129، إضافةً إلى تطاير اليود عند درجات الحرارة المرتفعة. بسبب حركيته  في الأوساط البيئية، استُخدم اليود-129 لتأريخ المياه الجوفية القديمة جدّاً.

إنّ الغالبية العظمى من اليود-129 الموجود على الأرض اليوم ناتجة عن النشاط النووي البشري، وقد ازداد تركيز اليود-129 بمقدار يتراوح بين 3 إلى 8 رتب أسّية بعد بداية النشاطات النووية. وتتكوّن كمّيّة صغيرة من اليود-129 بشكل طبيعي نتيجة تشظّي الزينون الجوي بفعل الأشعّة الكونية ، وكذلك ناتجاً من نواتج الانشطار النووي؛ وتبلغ النسبة 129I/127I حوالي 10−12. تستخدَم الحالات المثارة لكلّ من اليود-127 واليود-129 كثيراً في مطيافية موسباور .

أمّا النظائر المشعّة الأخرى لليود فلها أنصاف أعمار أقصر بكثير، في مجال أقلّ من 60 يوماً. وبعضها له تطبيقات طبّية متعلّقة بالغدّة الدرقيّة، حيث إنّ اليود الذي يدخل الجسم يتخزّن ويتركّز فيها. فالنظير يود-123 (نصف عمره 13.223 ساعة) يضمحلّ عبر التقاط إلكترون  إلى النظير التيلوريوم-123، وتنبعث أشعّة غاما . لذلك يُستخدّم هذا النظير في التصوير بالطبّ النووي ، بما في ذلك التصوير المقطعي المحوسب بانبعاث فوتون واحد  والتصوير المقطعي المحوسب بالأشعة السينية . يسلك النظير يود-125 (نصف عمره 59.392 يوماً) يشبه ذلك؛ إذ يضمحلّ عبر التقاط الإلكترون إلى النظير تيلوريوم-125 وتنبعث أشعّة غاما منخفضة الطاقة، وهو ثاني أطول نظائر اليود المشعّة عمراً، وله استخدامات في المقايسات الحيوية  والتصوير في الطب النووي، وكذلك في العلاج الإشعاعي  القريب  لعلاج عددٍ من الحالات، منها سرطان البروستاتا والورم الميلانيني العنبي  والأورام الدماغية. أما النظير يود-131 (نصف عمره 8.0249 أيام) فيضمحلّ وفق النمط بيتّا إلى النظير زينون-131 ويُصدر أيضاً إشعاع غامّا. ويُستخدَم كذلك لأغراض طبّية في العلاج الإشعاعي للغدّة الدرقية؛ بالإضافة إلى استخدامه في مجال التقفّي الإشعاعي من أجل عمليات التشخيص الطبّي والتحليل البيئي.

من جهة أخرى، يعدّ اليود-131 أحد نواتج الانشطار النووي الشائعة، ولذلك يوجد بمستويات مرتفعة في السقط النووي ، وقد يُمتصّ بعد ذلك عبر الأطعمة الملوّثة، كما يمكن أن يتراكم في الغدّة الدرقية ويسبّب ضرراً لها نتيجة إشعاعه. ويتمثّل الخطر الرئيسي للتعرّض لمستويات مرتفعة من اليود-131 في احتمال حدوث سرطان الغدّة الدرقية الناتج عن الإشعاع في مراحل لاحقة من الحياة. وتشمل المخاطر الأخرى احتمال ظهور بؤر لنمو خلوي غير سرطاني  والتهاب الغدّة الدرقية . ويمكن الوقاية من التأثيرات السلبية لإطلاق اليود-131 من خلال إشباع الغدّة الدرقية باليود المستقرّ (اليود-127)، وذلك بتناول أقراص يوديد البوتاسيوم يومياً للحصول على وقاية وقائية مثلى.

## الخواص الفيزيائية
تصغير|150 بك|يسار|قطع من اليود البلوري
تصغير|يسار|upright=0.7|بخار اليود ضمن حوجلة، ويبدو اللون البنفسجي بشكلٍ واضح لهذا العنصر في الطور الغازي.
يوجد اليود في الظروف القياسية على هيئة مادة صلبة، لها قشور رمادية مائلة إلى البنفسجي ذات بريق معدني. عند انصهاره (درجة الانصهار 113.70 °س) يتحوّل اليود إلى سائل بنّي موصل للكهرباء؛ ويغلي عند 184.2 °س مكوّناً بخاراً بنفسجيّ اللون، يتكوّن من جزيئات I2.

ينتمي اليود إلى مجموعة الهالوجينات، ويأتي في المرتبة الرابعة. يصبح لون الهالوجينات في الطور الغازي أغمق نزولاً في المجموعة،
فالفلور ذو لون أصفر باهت، والكلور أصفر مائل إلى الأخضر، والبروم بنّي مائل إلى الأحمر، أمّا اليود فهو بنفسجي اللون. تتبع الكثافة ودرجتا الانصهار والغليان لليود الاتّجاه العام للهالوجينات، حيث تزداد بزيادة العدد الذرّي. ومن بين الهالوجينات المستقرّة، يمتلك اليود أكبر سحابة إلكترونية وأكثرها قابلية للاستقطاب، ممّا يؤدّي إلى أن تكون لجزيئاته أكبر قوى فان دير فالس . وبالمثل، يُعدّ اليود أقلّ الهالوجينات المستقرّة تطايراً، إلا أن عنصر اليود يتميّز بخاصّة التسامي ، إذ يمكن ملاحظة أنّ اليود الصلب يُطلق بخاراً بنفسجيّ اللون. بسبب هذه الخاصّية، يُستخدَم اليود في كثير من الأحيان في التجارب المخبرية لعرض عملية التسامي مباشرةً من الحالة الصلبة إلى الحالة الغازية، ممّا أدّى إلى ظهور اعتقاد خاطئ بأنّه لا ينصهر عند الضغط الجوّي. وكما أن اليود يتسامى حتى عند درجة حرارة الغرفة، ولذلك فإنّ انصهاره لا يحدث بسهولة إلا عند رفع درجة الحرارة بسرعة وبشكلٍ كبير.

ولأنّ اليود يمتلك أكبر نصف قطر ذرّي  بين الهالوجينات المستقرّة، فإنّه يملك أخفض طاقة تأيّن أولى ، وأقلّ ألفة إلكترونية ، وأقلّ كهرسلبية  وكذلك أقلّ تفاعلية  بينها.

تصغير|upright=0.7|يمين|بنية اليود الصلب
يوجد اليود في الطور الغازي على شكل الجزيء I2. إنّ الرابطة الكيميائية بين ذرّتي الهالوجين  في اليود هي الأضعف بين جميع الهالوجينات المستقرّة. لذلك يتفكّك حوالي 1% من عيّنة اليود الغازي عند الضغط الجوّي إلى ذرّات يود منفردة عند درجة حرارة 575 °س. أمّا الفلور والكلور والبروم فتتطلّب درجات حرارة أعلى من 750 °س لكي يحدث لها تفكّك بدرجة مشابهة. كما أنّ معظم الروابط الكيميائية مع اليود هي أضعف من الروابط المناظرة لها مع الهالوجينات الأخفّ. يبلغ طول الرابطة I–I حوالي 266.6 بيكومتر. وتعدّ هذه الرابطة واحدة من أطول الروابط الأحادية  المعروفة. وتكون أطول قليلًا (271.5 بيكومتر) في اليود البلوري الصلب، ذي البنية المعينية القائمة ، وهي ذات البنية البلّورية للكلور والبروم. ويحمل الزينون، جار اليود في الجدول الدوري، الرقم القياسي في طول الرابطة؛ إذ يبلغ طول رابطة Xe–Xe حوالي 308.71 بيكومتر. تحدث داخل جزيء اليود تآثرات إلكترونية  ملحوظة مع أقرب مجاورين لكلّ ذرّة في البنية، وتؤدّي هذه التآثرات في كتل اليود الضخمة  إلى إعطائه مظهراً لامعاً وخواص شبه موصلة. ويُعدّ اليود شبه موصل ثنائي الأبعاد، إذ تبلغ فجوة النطاق  لديه مقدار 1.3 إلكترون فولت (125 كيلوجول/مول). وهو يعمل شبه موصل ضمن مستوى طبقاته البلّورية ، بينما يكون عازلاً في الاتجاه العمودي عليها.

## الخواص الكيميائية

يقع اليود في المجموعة السابعة عشر من الجدول الدوري، وهي مجموعة الهالوجينات، ويقع في المرتبة الرابعة أسفل الفلور والكلور والبروم. ونظراً لأن الأستاتين والتينيسين عنصران مشعّان، فإنّ اليود يُعدّ أثقل الهالوجينات المستقرّة. يمتلك اليود التوزيع الإلكتروني  التالي: Kr]5s24d105p5 حيث إنّ الإلكترونات السبعة في الغلاف الخامس الخارجي هي إلكترونات التكافؤ . ومثل بقية الهالوجينات، ينقصه إلكترون واحد لإكمال قاعدة الثمانية، ولذلك يعد من العوامل المؤكسدة، إذ يتفاعل مع العديد من العناصر الأخرى ليكمل غلافه الخارجي. ومع ذلك، ووفقاً لاتجاهات الجدول الدوري، يُعد اليود أضعف عامل مؤكسد بين الهالوجينات المستقرّة. كما أنّ له أقل قيمة للكهرسلبية بينها، حيث تبلغ 2.66 على مقياس باولنغ  (للمقارنة: الفلور 3.98، الكلور 3.16، والبروم 2.96؛ ويستمرّ هذا الاتجاه مع الأستاتين الذي تبلغ كهرسلبيته حوالي 2.2). يشكّل اليود العنصري جزيئات ثنائية الذرّة  ذات الصيغة الكيميائية I2، حيث تتشارك ذرّتا يود زوجاً من الإلكترونات لكي تحقّق كلّ منهما قاعدة الثمانية المستقرّة. وعند درجات الحرارة المرتفعة يمكن لهذه الجزيئات الثنائية أن تتفكّك بشكل عكوس إلى ذرّتين منفردتَين من اليود. وبشكل مشابه، فإنّ أيون اليوديد (−I) يُعدّ أقوى عامل مختزل بين هاليدات الهالوجينات المستقرّة، لأنه الأكثر قابلية للأكسدة مرّة أخرى ليكوّن ثنائي اليود (I2).

اليود العنصري ضعيف الانحلالية (الذوبان) في الماء؛ إذ ينحلّ غرام واحد منه في نحو 3450 مل من الماء عند 20 °س، وفي 1280 مل عند 50 °س. تؤدّي إضافة يوديد البوتاسيوم لزيادة الانحلالية من خلال تكوّن أيونات ثلاثي اليوديد  -I3 إلى جانب أيونات متعدّدة اليود الأخرى. بالمقابل، ينحلّ اليود بشكل أكبر في المذيبات غير القطبية مثل الهكسان ورباعي كلوريد الكربون. تكون محاليل اليود في المذيبات القطبية، مثل المحاليل المائية، بنّية اللون، ويعكس ذلك دور هذه المذيبات بوصفها قواعد لويس . وعلى العكس من ذلك، تكون المحاليل غير القطبية بنفسجية اللون، وهو لون بخار اليود. تتكوّن معقّدات انتقال الشحنة  عندما ينحلّ اليود في المذيبات القطبية، ممّا يؤدّي إلى تغيّر اللون. فيكون اليود بنفسجياً في رباعي كلوريد الكربون أو الهيدروكربونات المشبعة، بينما يصبح بنّياً داكناً في الكحولات والأمينات، وهي مذيبات تستطيع أن تشكّل نوانج إضافة انتقال الشحنة .

يعدّ اليود عنصراً ذا تفاعلية كيميائية جيّدة، لكنّه أقلّ تفاعلية من الهالوجينات الأخفّ وهو أيضاً عامل مؤكسد أضعف. فعلى سبيل المثال، لا يستطيع هلجنة  أحادي أكسيد الكربون وأحادي أكسيد النيتروجين وثنائي أكسيد الكبريت، وهي تفاعلات يستطيع الكلور القيام بها. ومع ذلك، تستطيع العديد من الفلزّات التفاعل مع اليود. وللسبب نفسه، وبما أنّ اليود يمتلك أقلّ طاقة تأيّن بين الهالوجينات وهو الأكثر قابليةً للأكسدة بينها، فإنّ كيمياء الكاتيونات (الأيونات الموجبة) لديه تكون أكثر وضوحاً. كما أنّ حالات الأكسدة العالية لليود تكون أكثر استقراراً نسبياً من تلك الخاصّة بالبروم والكلور، كما يظهر مثلاً في مركّب سباعي فلوريد اليود IF7.

بالمقارنة بالكلور والبروم فإنّ اليود يتفاعل مع العناصر الأخرى مثل الفوسفور والألومنيوم والحديد والزئبق. يتفاعل اليود مع الهيدروجين ليكوّن يوديد الهيدروجين (HI)، لكنّ هذا المركّب ليس مرتفع الثباتية، إذ يتفكّك بسرعة مرّة أخرى إلى عنصريه عند التسخين الخفيف:
:\mathrm{I_2 + H_2\, \rightleftharpoons\, 2\,HI}
أي أنّ اليود والهيدروجين يكونان في حالة توازن كيميائي  مع يوديد الهيدروجين، وعند ارتفاع درجة الحرارة ينزاح هذا التوازن نحو اليسار (أي نحو تكوّن اليود والهيدروجين من جديد).

أمّا مع الأمونيا (NH3) فيحدث تفاعل انفجاري بسبب الزيادة في الحجم المصاحبة للتفاعل:
:\mathrm{3\,I_2 + 2\,NH_3 \rightarrow 6\,HI + N_2}
أي أنّ ثلاثة مولات من اليود تتفاعل مع مولين من الأمونيا لتكوين ستّة مولات من يوديد الهيدروجين ومول واحد من غاز النتروجين. كما أنّ اليود يتفاعل مع محلول الأمونيا ليكوّن مركّب ثلاثي يوديد النتروجين (NI3)، وهو مركب شديد الحساسية والانفجار.

### أيونات متعددة اليود
تظهر خاصّة مميّزة لليود في قدرته على تكوين مركبات متعدّدة اليوديد . ومن أشهرها أنيون ثلاثي اليوديد، وهو يعدّ الأيون المتعدد الوحيد المهمّ لليود في المحاليل المائية. لهذا الأنيون بنية خطّية، وفيه ترتبط جزيئات I2 المنحلّة مع أيون يوديد (-I) لتكوين أيون ثلاثي اليوديد أحادي الشحنة السالبة (−I3). ويفسّر تكوُّن أيون ثلاثي اليوديد سبب ازدياد انحلالية اليود في الماء عند إضافة محلول يوديد البوتاسيوم:
:I2 + I^{-}  I3^{-}
وتبلغ قيمة ثابت التوازن  قرابة 700 عند الدرجة 20 °س.

يمكن استحصال العديد من أنيونات أخرى متعدّدة اليود أيضاً عندما تتبلور المحاليل التي تحتوي على اليود واليوديد، مثل −I5 و−I9 و2−I4 و2−I8، ويمكن عزل أملاح هذه الأنيونات عند ارتباطها بكاتيونات كبيرة وضعيفة الاستقطاب مثل أيون السيزيوم +Cs. ومن خواص هذه المركّبات متعدّدة اليود أنها يمكن أن تندمج داخل البُنى اللولبية للنشا. ويؤدّي هذا الاندماج إلى ظهور لون أزرق قوي حتى عند تراكيز صغيرة جدّاً، ولذلك يُستخدَم هذا التفاعل بوصفه اختباراً للكشف عن النشا باستخدام اليود ، وهو اختبار شديد الحساسية والانتقائية.

تُعرف عدّة كاتيونات لليود؛ فعلى سبيل المثال، عند انحلال اليود في الأحماض القويّة مثل حمض الكبريتيك المدخّن يتشكّل محلول أزرق لامع ذو خواص مغناطيسية مسايرة ، والحاوي على كاتيون ثنائي اليود الأزرق (+I2)؛ إذ يُؤكسَد اليود بواسطة ثلاثي أكسيد الكبريت المنحلّ في حمض الكبريتيك المركّز (أي في الأوليوم  بتركيز 65%: H2SO4**·**2 SO3).
:\mathrm{2\,I_2 + 2\,SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow 2\,I_2^+ + SO_2 + 2\,HSO_4^-}
كما يمكن أن تجرى عملية الأكسدة باستخدام مؤكسدات أخرى مثل فلوريد الإثمد الخماسي أو فلوريد التانتالوم الخماسي في ثنائي أكسيد الكبريت:
:\mathrm{2\,I_2 + SbF_5 \rightarrow 2\,I_2^+ + SbF_3 + 2\,F^-}

[تصغير|upright=1.2|يمين|[معقد انتقال الشحنة|معقّدات انتقال الشحنة لليود مع ثلاثي فينيل الفوسفين  I2•PPh3 وهي منحلّة في مذيب ثنائي كلورو الميثان  في أطوار مختلفة (من اليسار إلى اليمين): (1) I2 منحلّ في ثنائي كلورو الميثان، من غير تشكّل معقّد انتقال الشحنة؛ (2) بعد إضافة فائض من PPh3 يبدأ المعقّد بالتشكّل بعد عدّة ثوانٍ؛ (3) بعد دقيقة واحدة من إضافة فائض من PPh3 حيث يتشكّل المعقّد −[Ph3PI]+I؛ (4) المظهر مباشرةً بعد إضافة فائض من اليود I2.]]
في محلول حمض الفلوروكبريتيك ، يتضاعف  الكاتيون الأزرق الداكن +I2 بشكلٍ عكوس عند درجات حرارة أقل من −60 °س، ليكوّن الكاتيون الرباعي 2+I4 ذا اللون الأحمر والشكل المستطيل، وهو ذو مغناطيسية معاكسة . كما توجد كاتيونات متعددة اليود الأخرى لكنها أقلّ دراسةً وتوصيفاً، ومنها: +I3 ذو بنية منحنية ولون بني داكن أو أسود؛ وكذلك +I5 ذو تناظر مركزي  من النمط *C*2*h* ولون أخضر أو أسود.

لم يُتَمكّن بعد من تحضير مركّبات تحتوي على كاتيون اليود الأحادي غير المتذاوب  +I، أي الخالي من جزيئات المذيب. وحتّى عند ارتباطه بقاعدة لويس ضعيفة جدّاً مثل أيون البيركلورات، يلاحظ أنّ اليود يكون مرتبطاً تساهمياً بدلاً من وجوده على هيئة كاتيون حر. ومع ذلك، يمكن الكشف عن أيون +I في الطور الغازي عند غياب الأيون المقابل .

### معقّدات انتقال الشحنة
ينحلّ جزيء اليود (I2) في رباعي كلوريد الكربون (CCl4) وفي الهيدروكربونات الأليفاتية  ليعطي محاليل بنفسجية زاهية. وفي هذه المذيبات يظهر أقصى نطاق امتصاص  في المجال بين 520–540 نانومتر، ويعود السبب في ذلك إلى حدوث انتقال إلكتروني  من π إلى σ*. وعندما يتفاعل I2 مع قواعد لويس في هذه المذيبات يُلاحظ   في قمّة امتصاص I2، كما تظهر قمّة جديدة في المجال 230–330 نانومتر، ويعود ذلك إلى تكوّن نواتج إضافة  تعرَف باسم معقّدات انتقال الشحنة .

### المركبات الكيميائية
يشكّل اليود مركّبات في حالات أكسدة مختلفة تتراوح من −1 إلى +7. وتعدّ حالة الأكسدة −1 الأكثر استقراراً وشيوعاً، بينما تتكوّن الحالات الأعلى فقط في مركّبات مع العناصر الأكثر كهرسلبية مثل الأكسجين والفلور والكلور والبروم. وفي هذا السياق تكون حالات الأكسدة الفردية +1 و+3 و+5 و+7 أكثر استقراراً من الحالات الزوجية.

عندما يكون اليود في حالة الأكسدة −1 يكون على هيئة أنيون (أيون سالب) يعرف باسم يوديد.

#### يوديد الهيدروجين
يعدّ يوديد الهيدروجين (HI) أبسط مركّبات اليود، وهو غاز عديم اللون يتفاعل مع الأكسجين ليعطي الماء واليود. وعلى الرغم من أنه مفيدٌ في تفاعلات اليَودَنَة  في المختبر، فإنّه لا يملك استخدامات صناعية واسعة النطاق، وذلك على العكس من هاليدات الهيدروجين الأخرى. يُحضَّر يوديد الهيدروجين تجارياً عادةً عن طريق تفاعل اليود مع كبريتيد الهيدروجين أو الهيدرازين.

عند درجة حرارة الغرفة يكون يوديد الهيدروجين غازاً عديم اللون، وهو مركّب ماصّ للحرارة  يمكن أن يتفكّك طارداً للحرارة عند درجة حرارة الغرفة، إلّا أن هذه العملية بطيئة جدّاً ما لم يوجد عامل حفّاز. لذلك، فإنّ التفاعل المباشر بين الهيدروجين واليود عند درجة حرارة الغرفة لتكوين يوديد الهيدروجين لا يكتمل. كما أنّ طاقة تفكّك الرابطة H–I هي الأصغر بين هاليدات الهيدروجين، إذ تبلغ 295 كيلوجول لكل مول.

يتميّز يوديد الهيدروجين بانحلالية عالية جدّاً في الماء؛ إذ يمكن للتر واحد من الماء أن يذيب 425 لتراً من يوديد الهيدروجين. ويحتوي المحلول المشبع على أربع جزيئات ماء فقط لكل جزيء من يوديد الهيدروجين. عند انحلال يوديد الهيدروجين في الماء يتشكّل حمض الهيدرويوديك، وهو حمض قوي. يحتوي حمض الهيدرويوديك التجاري المركّز عادةً على 48–57% من HI كتلةً. ويشكّل هذا المحلول مزيجاً ثابت الغليان (أزيوتروبياً ) بدرجة غليان 126.7 °س عند تركيز 56.7 غرام HI لكل 100 غرام من المحلول. لذلك لا يمكن زيادة تركيز حمض الهيدرويوديك إلى ما بعد هذه النقطة عن طريق تبخير الماء. وعلى عكس يوديد الهيدروجين في الحالة الغازية، فإنّ حمض الهيدرويوديك له استخدامات صناعية مهمّة، خصوصاً في إنتاج حمض الخلّيك (حمض الأسيتيك) بواسطة عملية كاتيفا .

#### مركبات يوديد أخرى
باستثناء الغازات النبيلة، من المعروف أنّ أغلب العناصر الكيميائية في الجدول الدوري تكوّن مركّبات ثنائية مع اليود، حتى عنصر الأينشتاينيوم، إذ إنّ المركّب EsI<sub>3</sub> من المركبات التي أمكن التوصل إلى تحضيرها. حتّى سنة 1990، كان مركّب ثلاثي يوديد النتروجين NI3 معروفاً فقط على شكل ناتج إضافة مستقرّ مع الأمونيا NI3•NH3؛ إلّا أنّه تبيّن لاحقاً أنّه من الممكن عزل NI3 الخالي من الأمونيا عند −196 °س، لكنّه يتفكّك تلقائياً عند الدرجة 0 °س.

لأسباب ديناميكية حرارية مرتبطة بكهرسلبية العناصر، لا توجد يوديدات متعادلة ومستقرّة عند درجة حرارة الغرفة للكبريت أو السيلينيوم. ومع ذلك، أمكن تحضير المركّبين S2I2 و SI2 للكبريت، واللذان بكونات مستقرّين حتّى درجتي حرارة 183 كلفن و 9 كلفن، على التوالي. أمّا السيلينيوم فلم يُتمَكّن بعد من تحضير أي يوديد ثنائي متعادل له بشكل قاطع عند أيّ درجة حرارة. من جهة أخرى، تُعرّف الكاتيونات متعدّدة الذرّات الحاوية على الكبريت واليود أو السيلينيوم–اليود، وأمكن توصيف هذه المركّبات بلورياً باستخدام تقنيات التحليل البلّوري.

نظراً لكبر حجم أنيون اليوديد وضعف القدرة المؤكسدة لليود، فإنّ الوصول إلى حالات أكسدة عالية في اليوديدات الثنائية أمرٌ صعب. وأعلى حالة معروفة توجد في خماسيات اليود لعناصر النيوبيوم والتانتالوم والبروتكتينيوم. يمكن تحضير اليوديدات من خلال تفاعل العنصر نفسه أو أكسيده أو هيدروكسيده أو كربوناته مع حمض الهيدرويوديك، ثمّ إزالة الماء (بلمهة ) عند درجات حرارة مرتفعة نسبياً مع ضغط منخفض أو بوجود غاز يوديد الهيدروجين الجافّ. وتنجح هذه الطرائق بشكل أفضل عندما يكون اليوديد الناتج مقاوماً للتحلّل المائي (حلمهة) . وتشمل طرق التحضير الأخرى:   للعنصر باستخدام اليود أو يوديد الهيدروجين عند درجات حرارة مرتفعة؛ أو عن طريق يودنة أكاسيد الفلزّات أو هاليداتها بواسطة اليود عند درجات حرارة مرتفعة؛ أو باستخدام هاليد فلزي متطاير، أو باستخدام رباعي يوديد الكربون CI4، أو باستخدام اليوديدات العضوية. على سبيل المثال، يتفاعل أكسيد الموليبدنوم الرباعي مع يوديد الألومنيوم عند 230 °س ليعطي يوديد الموليبدنوم الثنائي. في مثال آخر على تبادل الهالوجينات في تحضير اليوديدات، التفاعل بين كلوريد التانتالوم الخماسي TaCl5 مع كمّية فائضة من يوديد الألومنيوم AlI3 عند 400 °س لإنتاج يوديد التانتالوم الخماسي TaI5. يمكن تحضير اليوديدات الدنيا ذات حالات الأكسدة المنخفضة إمّا عن طريق التفكّك الحراري أو تفاعل عدم التناسب، أو عن طريق اختزال اليوديد الأعلى باستخدام الهيدروجين أو أحد الفلزّات الاختزالية.

عندما يكون الفلزّ في حالات أكسدة منخفضة (+1 إلى +3) فإنّ معظم يوديدات تلك الفلزّات تكون أيونية. أمّا اللافلزّات فتميل إلى تكوين يوديدات جزيئية تساهمية، وكذلك الأمر في الفلزّات في حالات الأكسدة المرتفعة من +3 فما فوق. وتوجد يوديدات أيونية وتساهمية للفلزّات في حالة الأكسدة +3؛ فعلى سبيل المثال، يوديد السكانديوم الثلاثي يكون في الغالب أيونياً، على العكس من يوديد الألومنيوم التساهمي. تميل اليوديدات الأيونية ذات الصيغة MI*n* إلى امتلاك أدنى درجات الانصهار والغليان بين هاليدات العنصر نفسه MX*n*، وذلك لأن قوى التجاذب الكهربائية الساكنة (الكهروستاتيكية ) بين الكاتيونات والأنيونات تكون الأضعف مع أنيون اليوديد الكبير الحجم. في المقابل، غالباً ما تمتلك اليوديدات التساهمية أعلى درجات الانصهار والغليان بين هاليدات العنصر نفسه، لأنّ اليود هو الأكثر قابلية للاستقطاب  بين الهالوجينات، كما أنه يمتلك أكبر عدد من الإلكترونات بينها، مما يجعله يساهم أكثر في قوى فان دير فالس . توجد عموماً استثناءات عديدة في اليوديدات الوسيطة  حيث قد يغلب أحد الاتجاهين على الآخر. وبالمثل، فإنّ انحلالية اليوديدات الأيونية في الماء (مثل يوديدات البوتاسيوم والكالسيوم هي الأكبر بين هاليدات تلك العناصر الأيونية، بينما تكون انحلالية اليوديدات التساهمية (مثل الفضّة) هي الأقلّ بين هاليدات العنصر نفسه. وعلى وجه الخصوص، فإنّ انحلالية يوديد الفضّة ضعيفة جدّاً في الماء، وغالباً ما يُستَخدم ترسّبه في المحاليل المائية اختباراً نوعياً للكشف عن اليود.

#### هاليدات اليود
[تصغير|150 بك|يسار|[أحادي كلوريد اليود]]
للهالوجينات القدرة على تشكيل العديد من المركّبات بين الهالوجينية  ذات الصيغ XY و XY3 و XY5 و XY7 حيث يكون X أثقل من Y، ولا يعدّ اليود استثناءً من ذلك، إذ يدخل اليود في تركيب جميع المركّبات الثنائية الممكنة بين الهالوجينات، ويكون هو العنصر الأكثر كهرجابية  فيها. أكثر تلك المركّبات بين الهالوجينية لليود هي مع الفلور، إذ يستطيع أن يشكّل أحادي الفلوريد IF كما يكوّن أيضاً ثلاثي الفلوريد IF3، بالإضافة إلى خماسي الفلوريد IF5، وكذلك سباعي الفلوريد ICl7 الذي يعدّ حالة استثنائية بين الهالوجينات. هناك أيضاً ثلاثي الكلوريد ICl3 وأحادي البروميد IBr؛ كما جرى أيضاً توصيف العديد من المشتقّات الكاتيونية والأنيونية، مثل المركّبات ذات اللون الأحمر النبيذي أو البرتقالي الفاقع لأيون +I2Cl. وبالإضافة إلى ذلك، توجد بعض المركّبات الشبيهة مثل الهالوجينات الزائفة ، مثل يوديد السيانوجين ICN وكذلك أملاح الثيوسيانات ISCN والأزيد IN3.

#### الأكاسيد والأحماض الأكسجينية
تصغير|يمين|upright=0.7|بنية خماسي أكسيد اليود
تُعَدّ أكاسيد اليود الأكثر استقراراً بين أكاسيد الهالوجينات، ويعود ذلك إلى قوّة روابط I–O الناتجة عن الفرق الكبير في الكهرسلبية بين اليود والأكسجين، ولذلك فهي معروفة منذ زمن طويل. أشهرها المركّب المستقرّ خماسي أكسيد اليود I2O5، ويكون اليود فيه بحالة الأكسدة +5، وهو صلب أبيض ذو خواص استرطابية ، وعُرف منذ سنة 1813 عندما حضّره العالمان غي-لوساك وديفي. ويُحضَّر هذا المركّب بسهولة عن طريق نزع الماء من حمض اليوديك HIO3. وهو من المؤكسدات الجيدة، إذ يتميّز بقدرته على أكسدة أحادي أكسيد الكربون بالكامل إلى ثنائي أكسيد الكربون بسرعة عند درجة حرارة الغرفة، ولذلك يُستَخدم كاشفاً مفيداً لتحديد تركيز أحادي أكسيد الكربون. كما يستطيع أن يؤكسد أيضاً أكاسيد النتروجين وكبريتيد الهيدروجين، ويتفاعل مع ثلاثي أكسيد الكبريت و  S2O6F2 ليكوّن أملاح كاتيون   +[IO2]. ويمكن فلورته باستخدام الفلور أو ثلاثي فلوريد البروم أو رباعي فلوريد الكبريت أو فلوريد الكلوريل، ممّا يؤدّي إلى تكوين خماسي فلوريد اليود، والذي يتفاعل بدوره مع خماسي أكسيد اليود ليعطي   IOF3. تُعرَف أيضاً بعض الأكاسيد الأخرى الأقل استقراراً لليود، ومن أبرزها I4O9 و I2O4، إلّا أنّ البنى لم تحدّد بشكل مؤكّد حتى الآن؛ كما يعرف أيضاً الأكسيدان IO و IO2.

يُعرَف لليود الأحماض الأكسجينية  الأربعة التالية: حمض الهيبويودوز  HIO، وحمض اليودوز  HIO2، وحمض اليوديك  HIO3 وحمض البيريوديك  HIO4 أو H5IO6. حمض الهيبويودوز هو مركّب غير مستقر ويتعرّض لتفاعل عدم التناسب؛ لذلك فإن أملاحه من أيونات   المتكوّنة تتفكّك فوراً لتعطي أيونات اليوديد واليودات. أمّا حمض اليودوز وأملاحه من أيونات   فهي أقلّ استقراراً، ولا يوجدان إلا مركبات وسطية  أثناء أكسدة اليوديد إلى اليودات.

من جهةٍ أخرى، يُحضَّر حمض اليوديك بسهولة أكبر عن طريق أكسدة معلّق مائي  من اليود باستخدام التحليل الكهربائي أو حمض النتريك المُدخَّن  (مرتفع التركيز). وتمتلك اليودات أضعف قدرة مؤكسِدة بين الهالات، لكنها تتفاعل بأسرع معدل. تعرف أملاح حمض اليوديك باسم يودات ، وتعدّ إلى حدٍّ بعيد أهمّ المركّبات الأكسجينية لليود، ويمكن تحضيرها بأكسدة يوديدات الفلزّات القلوية بالأكسجين عند درجة حرارة 600 °س وتحت ضغط مرتفع، أو بأكسدة اليود بالكلورات. وعلى عكس الكلورات التي تتفكّك بتفاعل عدم التناسب ببطء شديد لتكوّن الكلوريد والبيركلورات، فإنّ اليودات مستقرّة تجاه عدم التناسب في كلٍّ من المحاليل الحمضية والقلوية. ومن هذه المركّبات يمكن الحصول على أملاح معظم الفلزّات. يمتلك أيون اليودات أضعف قدرة مؤكسدة بين نظرائه من أملاح الهالات  في الهالوجينات الأخرى، لكنّه يتفاعل بأسرع معدّل بينها.

يوجد أورثو حمض البيريوديك  H5IO6 على هيئة مركّب مستقرّ، وعند نزع الماء منه عند الدرجة 100 °س تحت الفراغ يعطي حمض ميتّا البيريوديك  HIO4. باستمرار التجفيف يحدث التفكك ويستحصل على خماسي أكسيد اليود والأكسجين. من الممكن برتنة  حمض البيريوديك بواسطة حمض الكبريتيك لتكوين الكاتيون +I(OH)6. تُعرَف أملاح باسم بيريودات ، ويعرَف العديد منها، أشهرها وأبسطها الأيون رباعي السطوح −IO4، بالإضافة إلى البيريودات معقّدة البنية مثل 3-IO5 و 5-IO6 وغيرها. وعادةً ما تُحضَّر هذه المركّبات عن طريق الأكسدة الكهروكيميائية ليودات الصوديوم القلوية باستخدام أكسيد الرصاص الرباعي في المصعد ، أو باستخدام غاز الكلور. تعدّ البيريودات من المؤكسدات القويّة من الناحيتين الثرموديناميكية  والحركية ، إذ تؤكسد بسرعة أيون المنغنيز الثنائي 2+Mn إلى بيرمنغنات -MnO4؛ كما تستطيع فصم  عددٍ من المركّبات العضوية.

#### المركبات العضوية
[تصغير|يسار|150 بك|بنية [حمض 2-يودوكسي البنزويك، وهو مثال على مركب من مركبات اليود العضوية]]
كانت مركّبات اليود العضوية أساسية في تطوّر الاصطناع العضوي، ومن الأمثلة على تلك التطبيقات استخدامها في عدد من التفاعلات منها حذف هوفمان  للأمينات، واصطناع وليامسون للإيثر ، وتفاعل فورتز  للازدواج، وكذلك في تفاعل غرينيار .

تعدّ الرابطة الكيميائية كربون–يود C–I مجموعة وظيفية شائعة تشكّل جزءاً أساسياً من الكيمياء العضوية. ومن الناحية الشكلية يمكن اعتبار هذه المركّبات مشتقّاتٍ عضوية لأنيون اليوديد. أبسط مركّبات اليود العضوية، وهي يوديدات الألكيل ، والتي يمكن تحضيرها بتفاعل الكحولات مع ثلاثي يوديد الفوسفور. ويمكن بعد ذلك استخدامها في تفاعلات الاستبدال المحبّة للنوى (النكليوفيلية  أو لتحضير كواشف غرينيار. إنّ الرابطة C–I هي أضعف جميع روابط الكربون–الهالوجين بسبب الفرق الصغير جدّاً في الكهرسلبية بين الكربون (2.55) واليود (2.66). ولذلك يعدّ أيون اليوديد أفضل مجموعة مغادرة  بين الهالوجينات. وبسبب ذلك أيضاً تميل كثير من مركّبات اليود العضوية إلى الاصفرار عند تخزينها لفترة، نتيجة تفكّكها وتكوّن اليود العنصري. ولهذا السبب تستخدَم هذه المركّبات على نطاق واسع في الاصطناع العضوي، نظراً لسهولة تشكّل وفصم الرابطة C–I. كما أنّها أكثر كثافةً بشكلٍ ملحوظ من مركّبات الهالوجينات العضوية الأخرى، وذلك بسبب الكتلة الذرّية الكبيرة لليود. من الأمثلة على العوامل المؤكسدة الحاوية على اليود كلّ من كاشف حمض 2-يودوكسي البنزويك  وهو كاشف شائع لأكسدة الكحولات إلى الألدهيدات، وكذلك مركّب ثنائي كلوريد يودوبنزين  (PhICl2) المستخدم في تفاعلات الكلورة الانتقائية  للألكينات والألكاينات. ومن أشهر استخدامات مركّبات اليود العضوية ما يعرَف باسم اختبار اليودوفورم ، حيث ينتج اليودوفورم نتيجة اليودنة الكاملة لكيتون ميثيلي، أو مركّب آخر يمكن أكسدته إلى كيتون ميثيلي.

من عيوب استخدام مركّبات اليود العضوية مقارنةً بمركّبات الكلور العضوية أو البروم العضوية ارتفاع كلفة مشتقّات اليود وزيادة سمّيّتها، لأنّ اليود عنصرٌ مرتفع الثمن ولأنّ مركّبات اليود العضوية هي عوامل مؤلكلة  قويّة. فعلى سبيل المثال، يعمل مركّبا يودوأسيتاميد  وحمض اليودوأسيتيك  ، وهي عوامل مؤلكلة قوية، على تخريب بنية البروتينات من خلال ألكلة السلاسل الطرفية  للسيستئين بشكلٍ غير عكوس، ممّا يمنع إعادة تكوّن الروابط ثنائية الكبريتيد .

إنّ تفاعلات تبادل الهالوجين  لإنتاج يودو الألكانات بواسطة تفاعل فنكلشتاين  يحدث بسبب أن أيون اليوديد يعدّ مجموعة مغادرة أفضل من الكلوريد أو البروميد. ومع ذلك، فإنّ هذا الفرق صغيرٌ بما يكفي بحيث يمكن دفع التفاعل إلى الاكتمال باستغلال الاختلاف في انحلالية أملاح الهاليدات، أو باستخدام فائض كبير من ملح الهاليد. في تفاعل فنكلشتاين نمطي، يتحوّل كلوريد الألكيل أو بروميد الألكيل إلى يوديد الألكيل عند معالجته بمحلول يوديد الصوديوم في الأسيتون. يكون يوديد الصوديوم قابلاً للانحلال في الأسيتون، بينما كلوريد الصوديوم وبروميد الصوديوم غير قابلَين للانحلال فيه. وبذلك يُدفَع التفاعل باتجاه تكوين النواتج وفق قانون فعل الكتلة  نتيجة ترسّب  الملح غير القابل للانحلال.

### التحليل الكيميائي
;التحليل التقليدي
تصغير|150 بك|اختبار وجود النشا في بذرة باستخدام محلول اليود
يمكن استخدام أيوني اليوديد واليودات في التحليل الحجمي الكمّي ، على سبيل المثال، في المعايرة اليودية . يشكّل اليود والنشا معقّداً أزرق اللون، وغالباً ما يُستخدَم هذا التفاعل لاختبار وجود النشا أو اليود، وكذلك مؤشر أكسدة واختزال في المعايرة اليودية. ولا يزال اختبار اليود للكشف عن النشا مستخدماً حتى اليوم لاكتشاف الأوراق النقدية المزيفة  المطبوعة على الأوراق الحاوية على النشا.

يمكن الكشف عن أيونات اليوديد بشكل انتقائي عبر تفاعل ترسيب باستخدام محلول نترات الفضّة والذي يؤدّي إضافته إلى الحصول على راسب أصفر من يوديد الفضّة:
:\mathrm{AgNO_3 + NaI \rightarrow AgI \downarrow + NaNO_3}
بأسلوب آخر، يترسّب أيون اليوديد عند إضافة كمّيّة فائضة من نترات الزئبق الأحادي على هيئة راسب أصفر مخضر من يوديد الزئبق الأحادي:
:\mathrm{Hg_2(NO_3)_2 + 2 \ NaI \rightarrow Hg_2I_2 \downarrow + 2 \ NaNO_3}
أمّا عند استخدام نترات الزئبق الثنائي فيترسّب راسب أحمر من يوديد الزئبق الثنائي:
:\mathrm{Hg(NO_3)_2 + 2 \ NaI \rightarrow HgI_2 \downarrow + 2 \ NaNO_3}

يعبّر عدد اليود  عن كتلة اليود بالغرام التي تستهلكها 100 غرام من مادة كيميائية وذلك لتحديد مقدار عدم الإشباع  في الأحماض الدهنية في الدهون أو الزيوت،. ويكون هذا عدم الإشباع على شكل روابط ثنائية تتفاعل مع مركبات اليود.

يستخدم  ، وهو محلول مركّب رباعي يودوزئبقات البوتاسيوم  K2HgI4 في هيدروكسيد البوتاسيوم، في اختبار حساس للكشف عن الأمونيا. وبالمثل، يُستخدم محلول   الحاوي على K2HgI4 كاشفاً لاختبار الكشف عن أشباه القلويات  عبر ترسيبها. كما يُستخدم محلول اليود المائي القلوي في اختبار اليودوفورم للكشف عن الكيتونات الميثيلية .

;التحليل المطيافي
يتكوّن طيف جزيء اليود (I2) من عشرات الآلاف من الخطوط الطيفية  الحادة ضمن نطاق الطول الموجي 500–700 نانومتر. ولذلك يُستخدم عادةً مرجعاً للأطوال الموجية (معيار ثانوي). ومن خلال القياس باستخدام مطيافية الامتصاص الإشباعي  ( ) مع التركيز على أحد هذه الخطوط، يظهر التركيب فائق الدقة  لجزيء اليود.

لا يمكن عملياً الكشف عن اليود باستخدام تقنية مطيافية الامتصاص الذرّي  بشكل روتيني، لأنّ خطّ الرنين يقع في نطاق الأشعة فوق البنفسجية تحت الفراغ عند 183.0 نانومتر. ولا توجد سوى تقارير محدودة من بعض المجموعات التحليلية عن طرق غير مباشرة، إلّا أنّها مرتبطة بدرجة كبيرة من عدم اليقين. من جهةٍ أخرى، يمكن الكشف عن أيون اليوديد باستخدام تقنية مطيافية الانبعاث الذري للبلازما المقترنة بالحثّ  (ICP-AES) ومن بين الطرق المستخدمة توليد بخار اليود بالأكسدة. حيث تُختزل أيونات اليودات إلى يوديد، ثم تُذرّر هذه الأيونات في البلازما وتُثار لإصدار إشعاع عند 178.3 نانومتر. ويبلغ حدّ الكشف بهذه الطريقة مقدار 0.4 ميكروغرام/لتر. يوجد في الطبيعة النظير 127I فقط، وهو النظير المستقرّ الوحيد. وبمساعدة تقنية مطيافية الكتلة المزودة ببلازما مقترنة بالحثّ  (ICP-MS) يمكن تحديده في عيّنات الصخور المُحلَّلة بحدّ كشف يبلغ حوالي 0.01 نانوغرام/مل. ولتحليل اليود في عيّنات المصل والبول، تتوفّر طريقة نوعية وحسّاسة تتمثّل في ربط كروماتوغرافيا التبادل الأيوني  مع تقنية ICP-MS.

أشهر طريقة لقياس اليوديد ضوئياً  هي الطريقة الحركية وفقاً للعالمَين   و . يتناسب التأثير التحفيزي لليوديد على اختزال السيريوم (IV) بواسطة الزرنيخ (III) طردياً مع تركيز اليوديد، ويمكن تحديده من خلال سرعة زوال لون محلول السيريوم (III) الأصفر. وقد طوّر   و  هذه الطريقة وطبّقاها على أكسدة الثيوسيانات بواسطة النتريت. تحدث عملية إجراء القياس الحركي للامتصاصية  عند طول موجي 450 نانومتر. وقد وصل حدّ الكشف لمحتوى اليود الكلي في الأغذية مقدار 0.01 ميكروغرام/غرام. أمّا لتحديد أيون اليوديد بأساليب كهربائية، فيعدّ أسلوب القياس الفولتي  مناسباً جدّاً. في هذه الطريقة، تسبق القياسات الفولتامترية فترة تركيز تأكسدي على قطب من معجون الكربون عند جهد 700 ميلي فولت. ثم يُعاد اختزال اليود المتركّز عند مسح نافذة الجهد من 700 ميلي فولت إلى −400 ميلي فولت. ويتناسب تيار الاختزال مع تركيز اليوديد. وقد جرى التمكّن من الوصول إلى حدّ كشف  مقداره 0.25 ميكرومول/لتر.

## الدور الحيوي
[thumb|upright=1.2|هرمونات [غدة درقية|الغدّة الدرقية.]]
اليود عنصرٌ أساسيّ للحياة، وبعددٍ ذرّي 53 فهو أثقل عنصر تحتاجه الكائنات الحيّة العليا. أمّا اللانثانوم وبقية عناصر اللانثانيدات، وكذلك التنغستن ذو العدد الذري 74 واليورانيوم ذو العدد الذرّي 92، فتستخدمها بعض الكائنات الحية الدقيقة فقط.

الجسم بحاجة إلى اليود لاصطناع هرمونات الغدّة الدرقية المنظّمة للنمو، وهما رباعي يودوثيرونين  (T4) (أو ليفوثيروكسين ) وثلاثي يودوثيرونين  (T3). يؤدّي نقص اليود إلى انخفاض إنتاج T3 وT4، ويصاحبه تضخّم في نسيج الغدّة الدرقية في محاولةٍ للحصول على مزيد من اليود، ممّا يسبّب مرض تضخّم الغدّة الدرقية (الدُّراق) . الشكل الرئيسي لهرمون الغدة الدرقية في الدم هو رباعي يودوثيرونين (T4)، إذ يمتاز بعمرٍ أطول من ثلاثي يودوثيرونين (T3). لدى الإنسان، تتراوح نسبة T4 إلى T3 المُفرَزة في الدم بين 14:1 و20:1. يتحوّل T4 داخل الخلايا إلى الشكل النشط T3 (الذي تزيد فعّاليته ثلاث إلى أربع مرات عن T4) بواسطة إنزيمات نازعات اليود . وتخضع هذه المركّبات لاحقاً لعمليّات نزع الكربوكسيل  ونزع اليود  لإنتاج 3-يودوثيرونامين  (T1a) وثيرونامين  (T0a'). تحتوي جميع الأشكال الثلاثة من إنزيمات نازعات اليود على عنصر السيلينيوم، لذلك يُعدّ السيلينيوم الفلزّي ضرورياً لإنتاج كلّ من ثلاثي يودوثيرونين ورباعي يودوثيرونين.

يشكّل اليود نحو 65% من الوزن الجزيئي لهرمون T4 و59% من هرمون T3. يتركّز ما بين 15 إلى 20 مغ من اليود في نسيج الغدّة الدرقية وهرموناتها، لكن 70% من إجمالي اليود في الجسم يوجد في أنسجة أخرى، بما في ذلك الغدد الثديية  والعينان والغشاء المخاطي المعدي  والغدّة الزعترية  والسائل الدماغي الشوكي  والضفيرة المشيمية ، وكذلك في الشرايين وعنق الرحم  والغدد اللعابية . أثناء الحمل، تكون المشيمة  قادرة على تخزين وتركيم اليود. وداخل خلايا هذه الأنسجة، يدخل اليود مباشرةً عبر الناقل المشترك للصوديوم واليوديد . ويرتبط دور اليود في أنسجة الثدييات بشكلٍ خاصّ بتطوّر الجنين وحديثي الولادة، كما أن له وظائف معروفة في الأنسجة الأخرى أيضاً. 

### التغذية والصحة
توصي الأكاديمية الوطنية للطب  في الولايات المتحدة بأن تكون كمّيّات الاستهلاك اليومية من اليود كما يلي للفئات العمرية التالية: 110 إلى 130 ميكروغرام للرضّع حتّى عمر 12 شهراً؛ و90 ميكروغرام للأطفال حتّى عمر 8 سنوات؛ و130 ميكروغرام للأطفال حتّى عمر 13 سنة؛ و150 ميكروغرام للبالغين؛ و220 ميكروغرام للنساء الحوامل؛ و290 ميكروغرام للنساء المرضعات. يبلغ الحد الأعلى المقبول للاستهلاك اليومي  لدى البالغين مقدار 1100 ميكروغرام في اليوم. وقد أمكن تحديد تلك القيمة من خلال تحليل تأثير تناول المكمّلات على الهرمون المنبّه للغدة الدرقية . تستخدم الهيئة الأوروبية لسلامة الأغذية  مجموعة من القيم المرجعية الغذائية  (PRI) مثل  ، وهي فيما يخض لليود بالنسبة للنساء والرجال الذين تبلغ أعمارهم 18 عامًا فأكثر مقدار 150 ميكروغرام/يوم؛ ويرتفع أثناء الحمل والرضاعة إلى 200 ميكروغرام/يوم. أما لدى الأطفال الذين تتراوح أعمارهم بين 1 و17 عامًا، فيزداد PRI مع العمر من 90 إلى 130 ميكروغرام/يوم. وتُعدّ هذه القيم متقاربة مع القيم المرجعية في الولايات المتحدة، باستثناء القيم الخاصة بفترة الرضاعة.

تحتاج الغدّة الدرقية إلى نحو 70 ميكروغرام يومياً من اليود لتصنيع الكمّيّات اليومية اللازمة من هرموني T4 وT3. وتعدّ مستويات المدخول اليومي الأعلى الموصى بها من اليود ضرورية لضمان الأداء الأمثل لعددٍ من أجهزة الجسم. تتضمّن المصادر الغذائية الطبيعية لليود المأكولات البحرية مثل السمك والأعشاب البحرية وعشب البحر والمحار، بالإضافة إلى أطعمة أخرى مثل منتجات الألبان والبيض واللحوم والخضروات، وذلك بشرط أن تكون الحيوانات قد تغذّت على علف غني باليود، وأن تكون النباتات قد نمت في تربة غنية به. أمّا الملح المعالج باليود  (الملح المُيودَن) فيُدعَّم بمركّب يودات البوتاسيوم.

### النقص
يحدث نقص اليود  عندما يكون اليود قليلاً في النظام الغذائي، مثل المناطق الداخلية النائية والمناطق الجبلية البعيدة التي لا يستهلاك فيها أطعمة غنية باليود، يؤدّي نقص اليود إلى الإصابة بقصور الدرقية ؛ وتشمل أعراضه الإرهاق الشديد وتضخّم الغدّة الدرقية وبطء في العمليات الذهنية والاكتئاب وانخفاض درجة حرارة الجسم. يُعدّ نقص اليود السبب الرئيسي للإعاقة الذهنية التي يمكن الوقاية منها، إذ يحدث ذلك أساساً عندما يُصاب الرضّع أو الأطفال الصغار بقصور الغدّة الدرقية نتيجة غياب اليود. وقد ساهمت إضافة اليود إلى الملح في حلّ هذه المشكلة إلى حدٍّ كبير في المناطق الأكثر ثراءً، إلّا أنّ نقص اليود لا يزال يمثّل مشكلة صحّيّة عامة خطيرة في المناطق الفقيرة حتّى اليوم. كما يُعدّ نقص اليود مشكلة في بعض المناطق في جميع قارات العالم. ويمكن أن تتحسّن المقدرات الذهنية من معالجة المعلومات  والمهارات الحركية الدقيقة  والقدرة على حلّ المشكلات البصرية  عندما يعوّض اليود لدى الأشخاص الذين يعانون من نقصه.

## طالع أيضاً
* يوديد
* بوفيدون يودي (مطهر من اليود)
* يودوفورم (مركب من اليود)
* ملح معالج باليود

## الهوامش
;مصطلحات

## المراجع

*
تصنيف:خصائص دوائية وأحيائية للعناصر الكيميائية
تصنيف:عناصر كيميائية
تصنيف:غازات ذات ألوان
تصنيف:لافلزات ثنائية الذرة
تصنيف:مركبات اليود
تصنيف:معادن غذائية
تصنيف:مؤكسدات
تصنيف:هالوجينات