Iode

L’iode, un halogène comme le chlore et le brome, joue un rôle majeur en biologie puisqu’on le trouve dans les hormones thyroïdiennes. Présent dans la plupart des formes de vie évoluées, de numéro atomique 53, c’est l’oligo-élément le plus lourd, après le tungstène. Il est peu abondant dans l’écorce terrestre (47e position, réserves de l’ordre de 15 millions de tonnes).
Le corps simple est le diiode, I2, solide gris métallique aux vapeurs violettes, cristallisé sous forme orthorhombique.
Son nom vient du grec ἰώδης signifiant âcre, en raison de ses vapeurs piquantes et très irritantes. Il a été nommé ainsi par Louis Joseph Gay-Lussac (cf. J.L. Gay-Lussac), après 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. La fin de ces guerres a sonné la ruine de Bernard Courtois, qui a été oublié puis tardivement réhabilité : il avait même, outre l’iode, co-découvert la morphine (cf. Morphine).

On trouve l’iode dans quelques roches sédimentaires du Chili (le caliche), dans les saumures de champs de gaz naturel et dans certaines grandes algues (kelp), desquelles il fut initialement isolé. Il est abondant dans l’eau de mer sous forme de sels, mais sa dilution n’en permet pas l’exploitation économique.

Il peut prendre plusieurs états d’oxydation : -1, +1, +3, +5 et +7, mais c’est l’ion iodure I- qui est le plus fréquemment rencontré dans les sels d’iode et les composés organiques iodés. L’iode s’oxyde et se réduit facilement, conduisant à un éventail de composés colorés.

La réaction d’oxydo-réduction la plus courante est la formation de diiode par le dichlore Clsub>2 (cf. Chlore) et le dioxyde de manganèse MnO2  :
2 I + Cl2 ------> I2 + 2 Cl
2 I + 4 H+ + MnO2 ------> I2 + 2 H2 O + M n2+

Le diiode est réduit en iodure d’hydrogène HI par le sulfure d’hydrogène H2 S (cf. Sulfure d’hydrogène) et l’hydrazine N2 H4 (cf. Hydrazine) :
I2 + H2 S ------> 2 HI + 1/8 S8
2 I2 + N2 H4 ------> 4 HI + N2

L’iode forme une solution d’un bleu intense, due au cation I2+, lorsqu’il est dissous dans l’acide sulfurique fumant (oléum à 65 %, cf. Acide sulfurique) :

2 I2 + 2 SO3 + H2 SO4 ------> 2 I2 + + SO2 + 2 HSO4 .

Les oxydes d’iode les plus connus sont les anions IO3et IO4, mais on connaît encore d’autres oxydes, tel que le pentoxyde de diiode I2 O5, anhydride de l’acide iodique HIO3. L’acide iodique, l’acide periodique HIO4 et leurs sels sont utilisés comme oxydants forts, par exemple en chimie des sucres (cf. Glucose) ou dans la synthèse du cholestérol par R.B. Woodward, prix Nobel de chimie 1965 (cf. Cholestérol).

L’iode forme des composés avec tous éléments hormis les gaz rares. L’acide iodhydrique, HI, est un réactif industriel important, utilisé notamment comme co-catalyseur dans les procédés Monsanto et Cativa de production de l’acide acétique CH3COOH (cf. Acide acétique).

Bien que moins électronégatif que les autres halogènes, l’iode réagit violemment avec certains métaux, tels que l’aluminium, réaction spontanée, fortement exothermique (314 kJ/Mole). L’iodure d’argent, un polluant toxique et rémanent, a été et est largement utilisé pourtant dans des domaines très variés : lampes à iode anti-brouillard, encre à pigment, antiseptique local (comme la teinture d’iode : solution éthanolique de diiode), électrolyte solide ou conducteur superionique, fusées pour produire artificiellement de la pluie et éviter la grêle.
C’est sa photosensibilité qui en a fait une molécule essentielle dans le développement de la photographie par Daguerre et ses artistes successeurs.

Les lampes à halogénures métalliques, notamment iodures de terres rares (yttrium, dysprosium, scandium, thallium), ainsi que d’autres métaux (indium, lithium) et du mercure sous pression sont très utilisées, au cinéma notamment, pour créer à volonté une « lumière du jour ».

La liaison C–I est la plus faible des liaisons carbone–halogène, en raison de l’électronégativité de l’iode, de son rayon atomique et de la longueur de la liaison qui en résulte. Ainsi, les dérivés iodés du méthane sont largement utilisés en synthèse organique, au laboratoire et dans l’industrie : iodométhane CH3I (ou iodure de méthyle) en réactions de méthylation, diiodométhane CH2I2 (iodure de méthylène) comme réactif de cyclopropanation selon Simmons-Smith, triiodométhane CHI3 (iodoforme) et tétraiodométhane CI4 (tétraiodure de carbone).

L’iode présente une forte opacité aux rayons X, aussi des molécules organopolyiodés, telle l’ioversol, sont utilisées en imagerie médicale comme agents de contraste, afin de pouvoir visualiser divers organes (rein, artères, veines, vésicule biliaires, cerveau etc.).

Les composés biologiques de l’iode les plus importants en physiologie humaine sont les hormones thyroïdiennes (cf. Tyrosine) : la thyroxine (T4) et la triiodothyronine (T3), qui agissent sur à peu près tous les métabolismes de base, la synthèse des protéines, la croissance des os longs (de concert avec l’hormone de croissance), le développement neuronal et la sensibilité aux catécholamines, telles que l’adrénaline (cf. Adrénaline). Nos besoins journaliers sont d’environ 150 µg en cet oligo-élément essentiel dont l’apport doit être régulier : la carence en iode est à l’origine de goitres, de retards de croissance et de divers troubles mentaux dont le crétinisme, connu de longue date. On compte de l’ordre de 2 milliards de personnes, dont un tiers d’enfants d’âge scolaire, qui souffrent d’un déficit en iode, que seule la glande thyroïde utilise, sans savoir le stocker. On utilise donc l’iodure de potassium ou de sodium en complément alimentaire dans le sel de table, le lait, etc. Le bétail et les animaux domestiques peuvent également souffrir de carence en iode ; on les traite par apport d’EDDI, [H3N–CH2–CH2–NH3]I2 (diiodure d’éthylènediammonium).

Les pastilles d’iodure de potassium naturel (127I, stable) sont également utilisées pour saturer la glande thyroïde en cas d’accident nucléaire, et éviter la fixation d’iode radioactif 131I (demi-vie : 8 jours), abondant parmi les produits de fission lors de réactions nucléaires et émetteur de rayons γ, mais aussi de rayons β. On l’utilise à haute dose pour détruire les tissus atteints dans le cas de cancer de la thyroïde ; à dose insuffisante, l’iode 131 est cancérogène, par mutations génétiques induites par le rayonnement β. Et pas question de prendre des pastilles hors contrôle médical, cela peut être dangereux !
Mais l’iode 131 n’est qu’un des 36 isotopes radioactifs de l’iode. L’iode 125 (demi-vie : 59 jours) est utilisé comme source de rayons γ en médecine nucléaire, curiethérapie… L’iode 123 (demi-vie : 13 h) est un radioisotope particulièrement important en imagerie médicale, scintigraphie et tomographie d’émission.

Pensée du jour :
« L’iode ça sert à tout, à faire de la photo, de la lumière, des polymères, à guérir ou à donner le cancer, à grandir et être intelligent… ou crétin ! »

Sources :

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