L'iode est l'élément chimique de numéro atomique 53, de symbole I. C'est un membre de la famille des halogènes.
Il s'agit d'un élément relativement rare dans le milieu naturel, arrivant dans l'écorce terrestre. Comme les autres halogènes, on le trouve essentiellement sous forme diatomique , correspondant au diiode, solide gris métallique aux vapeurs violettes appelé communément « iode » par abus de langage. Son nom vient du mot grec ancien , signifiant « couleur de la violette » (de , « violette »). Il a été nommé ainsi par Gay-Lussac à la suite de la découverte en 1811 par le chimiste Bernard Courtois d'une substance alors inconnue issue d'algues destinées à la production de salpêtre lors des guerres napoléoniennes.
C'est l'oligo-élément le plus lourd présent dans la plupart des formes de vie — seul le tungstène, utilisé comme cofacteur par quelques bactéries, a une masse atomique supérieure. Sa faible toxicité et la facilité avec laquelle il se lie aux composés organiques alliées à sa masse atomique élevée en ont fait un agent de contraste très utilisé en radiographie.
Chez l'animal et l'homme, l'excèsChez l'homme adulte, on parle d'excès à partir d'une excrétion d'iode d'environ /24 heures. comme la carence en iode sont associés à des pathologies sévèresP. Laurberg, I. Bülow Pedersen, N. Knudsen, L. Ovesen, and S. Andersen, « Environmental Iodine Intake Affects the Type of Nonmalignant Thyroid Disease », Thyroid, 2001, p. 457-469. DOI : 10.1089/105072501300176417 (résumé).. Le manque d'iode inhibe la croissance et peut être à l'origine de l'apparition de « nodules » de la thyroïde. La carence grave peut causer divers troubles mentaux (crétinisme, surtout autrefois observé chez les populations éloignées des régions maritimes, notamment en montagne).
L'iode est un composant des hormones thyroïdiennes, synthétisées par la glande thyroïde. Les radioisotopes de l'iode sont par conséquent susceptibles de provoquer un cancer de la thyroïde lorsqu'ils sont absorbés par l'organisme. L'iode 131, en raison de sa radioactivité β, est à ce titre l'un des produits de fission nucléaire les plus cancérogènes qui soient.
Les « comprimés d'iode » utilisés pour saturer la thyroïde en cas de contamination à lors d'un accident nucléaire contiennent typiquement d'iodure de potassium ; ils doivent être pris rapidement après l'accident. Certaines molécules (toxiques) freinent ou bloquent l'entrée de l'iode dans la thyroïde, dont les nitrates, perchlorates et thiocyanates qu'on dit « goitrogènes » (avec effets cumulatifs possiblesM. Tonacchera, A. Pinchera, A. Dimida, E. Ferrarini, P. Agretti, P. Vitti, F. Santini, K. Crump & J. Gibbs. « Relative potencies and additivity of perchlorate, thiocyanate, nitrate and iodide on the inhibition of radioactive iodide uptake by the human sodium iodide symporter ». Thyroid, 2004, p. 1012–1019 (résumé).).
thumb|150px|Diiode solide. thumb|150px|Diiode gazeux.
Histoire L'iode a été découvert en 1811 par le chimiste et fabricant de salpêtre Bernard Courtois dans des cendres d'algues marines. Courtois suspecte la nature élémentaire de la substance qu'il découvre, mais il faudra attendre les conclusions de Gay-Lussac et Davy qui, quasi simultanément, confirment qu'il s'agit d'un nouvel élément. Il a été nommé ainsi par Gay-Lussac, dans une publication du Joseph Louis Gay-Lussac, Mémoire sur l'iode, Annales de Chimie, 1814, tome 91, ., à partir du mot grec ancien (« violet ») en raison de la couleur de sa vapeur quand il est chauffé.
Propriétés physiques et chimiques L'iode est peu soluble dans l'eau, mais ses sels (iodures, iodates) le sont bien davantage, et la concentration d'iode est plus élevée dans l'eau de mer que dans les roches, environ .
L'iode adopte une grande variété d'états d'oxydation : , +1, +3, +5 et +7 essentiellement. En pratique, c'est l'état d'oxydation qui est le plus significatif : c'est celui de l'ion iodure I−, présent dans les sels d'iode et dans les composés organo-iodés. vignette|gauche|Évolution de la concentration en iode dans la biosphère et le géosphère. Parmi les minéraux contenant de l'iode, on trouve le nitronatrite, présent dans certaines roches sédimentaires comme le caliche du Chili. Certaines grandes algues (kelp) sont également riches en iode (majoritairement sous forme minérale, les ions iodures), avec des teneurs entre 0,03 et 5 % de poids sec (soit à fois la concentration de l'iode dans l'eau de mer).. Elles ont en effet un équipement enzymatique (de type .) assurant d'une part la capture des iodures de l'eau de mer qui s'accumulent préférentiellement dans la paroi cellulaire exposée aux stress biotiques (épiphyte, défense contre les pathogènes) et abiotiques (exposition aux UVs, dessiccation lors des marées, stress oxydant, thermique et osmotique), d'autre part la biosynthèse de composés volatils iodés (phénomène de iodovolatilisation à l'origine de la condensation de l'eau des nuages et du fameux « air iodé »)Dans l'atmosphère, les composés volatils iodés sont progressivement transformés par photolyse en radicaux iodés qui réagissent avec l'ozone pour former des particules iodées. En réalité, cet « air iodé » ne vient pas de ces particules iodées micronisées dans les gouttelettes car elles n'ont pas d'odeur. Le parfum de l'air iodé provient certainement des composés organiques volatils (dont les composés volatils iodés) émis par les algues et dispersés par le vent et les embruns. Cf. . constituant, fort probablement, une stratégie développée par les algues pour se défendre contre ces stress.. Les bactéries du sol participent aussi au cycle biogéochimiqueGlobal Iodine Biogeochemical Cycle, tiré de Chris M. Yeager, « Microbial Transformation of Iodine: From Radioisotopes to Iodine Deficiency », Advances in Applied Microbiology, , 2017, . de l'iode., y compris en forêt..
Diiode
Le diiode est, aux conditions normales de température et de pression, un solide gris-noir aux éclats métalliques violets composé de molécules homonucléaires . Il se sublime lentement dès la température ambiante, fond à et bout à en formant un gaz violet très irritant.
Le diiode disponible dans le commerce contient généralement beaucoup d'impuretés, qui peuvent être éliminées par sublimation. Il peut également être préparé sous forme ultra-pure en faisant réagir de l'iodure de potassium KI avec du sulfate de cuivre , qui commence par donner de l'iodure de cuivre(II) , lequel se décompose spontanément en Iodure de cuivre(I) CuI et diiode
Cu2+ + 2 I− → ; 2 → 2 CuI + .
Il existe d'autres méthodes pour isoler l'iode en laboratoire, par exemple l'oxydation de l'ion iodure I− en iodure d'hydrogène HI par le dioxyde de manganèse .
Iodure et polyiodures
L'ion iodure I− réagit réversiblement avec le diiode pour former l'ion triiodure .
D'une manière générale, il existe des ions polyiodure de formule générique , tels que les ions ou .
Oxydoréduction Les iodures s'oxydent lentement sous l'effet de l'oxygène de l'atmosphère en libérant du diiode. C'est ce qui donne progressivement une teinte jaune au cours du vieillissement des sels d'iodure et des composés organo-iodés.. C'est également ce qui provoque l'appauvrissement en iode des sels iodés lorsqu'ils sont exposés à l'air libre. ; certains sels sont enrichis en iode avec des ions iodate plutôt que des ions iodure I− pour éviter cette déperdition d'iode avec le temps.
L'iode s'oxyde et se réduit facilement. La réaction d'oxydo-réduction la plus courante est l'interconversion des espèces I− et , par exemple avec le chlore et le dioxyde de manganèse . :
2 I− + → + 2 Cl− ; 2 I− + 4 H+ + → + 2 + Mn2+.
Le diiode est réduit en iodure d'hydrogène HI par le sulfure d'hydrogène et l'hydrazine N.L. Glinka, « General Chemistry ».vol. 2, éditions Mir, 1981. :
+ → 2 HI + 1/8 ; 2 + → 4 HI + .
L'iode forme une solution d'un bleu intense lorsqu'il est dissous dans l'acide sulfurique fumant (oléum à 65 %). Cette couleur bleue est due au cation résultant de l'oxydation par le trioxyde de soufre Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman, « Inorganic chemistry ». Academic Press, 2001, . . :
2 + 2 + → 2 + + 2 .
Le cation est également formé lors de l'oxydation du diiode par le pentafluorure d'antimoine ou par le en formant des cristaux d'un bleu profond de ou de respectivement. Les solutions de ces sels deviennent rouges en dessous de en raison de la formation du cation :
2 .
En milieu plus basique, se dismute en et un composé d'iode(III). Un excès d'iode réagit alors avec pour former le cation (vert) puis (noir).
Oxydes et oxoacides Les oxydes d'iode les plus connus sont les anions et , mais on connaît encore d'autres oxydes, tels que le pentoxyde de diiode , un oxydant fort qui est également l'anhydride de l'acide iodique .
Contrairement au chlore, la formation de l'ion hypoiodeux IO− en solution aqueuse neutre d'iode est négligeable :
+ H+ + I− + HIO (K = 2,0).
En solution basique, par exemple avec de l'hydroxyde de sodium NaOH, le diiode donne en deux étapes de l'iodure I− et de l'iodate :
+ 2 OH− → I− + IO− + (K = 30) ; 3 IO− → 2 I− + (K = 1020).
En chimie inorganique, on emploie des dérivés organiques d'ion hypoiodeux (acide 2-iodoxybenzoïque et periodinane de Dess-Martin).
L'acide iodique , l'acide periodique et leurs sels sont des oxydants forts et sont utilisés en synthèse organique. Le diiode est oxydé en iodate par l'acide nitrique ainsi que par les chlorates . :
+ 10 → 2 + 10 + 4 ; + 2 → 2 + .
Composés inorganiques L'iode forme des composés avec tous éléments hormis les gaz rares. L'acide iodhydrique, solution aqueuse d'iodure d'hydrogène HI, est un réactif industriel important, utilisé notamment comme co-catalyseur dans le procédé Cativa de production de l'acide acétique .
Bien que moins électronégatif que les autres halogènes, l'iode réagit violemment avec certains métaux, tels que l'aluminium : 3 + 2 Al → 2 .
Cette réaction libère par mole d'aluminium, valeur proche de celle de la thermite (de l'ordre de ). Cette réaction démarre spontanément et n'est pas confinée en volume en raison du nuage d'iode provoqué par les températures élevées.
On emploie également du tétraiodure de titane et de l'iodure d'aluminium pour produire du butadiène , qui sert à fabriquer de nombreux matériaux tels que des élastomères (caoutchoucs synthétiques).
Les sels métalliques alcalins sont des solides incolores très solubles dans l'eau, et l'iodure de potassium KI est une source commode d'ions iodure I−, moins hygroscopique que l'iodure de sodium NaI et donc plus facile à manipuler. Ces deux sels sont principalement utilisés pour produire du sel iodé destiné à prévenir la carence en iode auprès des populations distantes des régions côtières. L'iodure de sodium est particulièrement utilisé pour réaliser la réaction de Finkelstein car il est plus soluble dans l'acétone que l'iodure de potassium ; dans cette réaction, un chlorure d'alkyle est converti en iodure d'alkyle, réaction soutenue par le fait que le chlorure de sodium produit au cours de la réaction est insoluble dans l'acétone : + → + ↓.
Composés interhalogènes Plusieurs composés interhalogènes font intervenir de l'iode, notamment le monochlorure d'iode ICl, le trichlorure d'iode , le pentafluorure d'iode et l'heptafluorure d'iode , qui sont des exemples classiques de molécules hypervalentes à liaisons 3c-4e dès qu'elles contiennent plus de deux atomes.
Composés organiques Les organismes marins, les micro-organismes des rizières et la combustion de matière organique libèrent dans l'atmosphère terrestre environ . d'iodométhane (appelé communément iodure de méthyle), rapidement oxydé dans le cadre d'un « cycle de l'iode » global.