Iode

L’iode est aussi l’oligoélément le plus lourd se trouvant dans la majorité des formes de vie sur Terre. Le tungstène est le seul élément avec une masse supérieure, servant de cofacteur par certaines bactéries.

En plus de posséder une faible toxicité, il se lie facilement aux composés organiques. Il dispose également d’une masse atomique élevée. Tout cela en fait un agent de contraste très utilisé en radiographie.

Chez l’Homme et l’animal, l’excès et la carence en iode provoquent des pathologies sévères. Ainsi, une personne en manque de cet élément voit sa croissance inhibée et présente des nodules de la thyroïde. Une carence grave peut d’ailleurs entraîner des désordres mentaux, incluant principalement le crétinisme.

L’I est également un des composants des hormones thyroïdiennes synthétisées par la glande thyroïde. Les radio-isotopes de l’élément peuvent aussi provoquer un cancer de cette dernière. En raison de sa radioactivité β, il s’agit de l’un des produits de fission nucléaire les plus cancérogènes. Les comprimés faits avec l’élément servent à saturer la thyroïde face à une contamination à l’iode due à un accident nucléaire. Il faut notamment les prendre rapidement après l’événement.

Certaines molécules (toxiques) peuvent freiner ou bloquer l’entrée de l’I dans la thyroïde. Il s’agit principalement des nitrates, des perchlorates et des thiocyanates qui sont connus pour être « goitrigènes ».

Histoire de l’iode

Le chimiste et fabricant de salpêtre Bernard Courtois est celui qui a découvert cet élément en 1811. Cela s’est fait à partir de cendres d’algues marines.

On a longtemps suspecté que la substance constitue un élément chimique. Néanmoins, seules les conclusions de Gay Lussac et de Davy ont pu affirmer l’hypothèse. Ceux-ci ont quasi simultanément trouvé le nouvel élément. Suite à cela, Gay Lussac, dans une publication du 1^er août 1814, nomme la trouvaille « iode ». Cela est issu du grec « ἰοειδής » ou « ioeidḗs » qui veut dire « de couleur violette ». La raison en est la couleur de la vapeur dégagée par l’élément lorsqu’il est chauffé.

Le diiode

Le diiode est un solide gris-noir aux éclats métalliques violets dans les conditions normales de température et de pression, il se présente avec des molécules homonucléaires. Une fois à température ambiante, il sublime progressivement. À 113,7 °C, il fond. Il bout à 184,3 °C et produit un gaz violet extrêmement irritant.

Le diiode commercialisé présente souvent beaucoup d’impuretés. Heureusement, il est possible d’éliminer ces dernières par sublimation. Il est aussi possible de le préparer sous forme ultra-pure en faisant réagir de l’iodure de potassium (KI) avec du sulfate de cuivre (CuSO₄₎. On obtient alors de l’iodure de cuivre (II) (CuI₂), qui va se décomposer en iodure de cuivre (I) (CuI) et en diiode (I₂). Les réactions sont les suivantes :

Cu₂+ + ²I^– → CuI₂,

²CuI₂ → ²CuI + I₂.

Il est aussi possible de recourir à d’autres méthodes pour isoler l’iode en laboratoire. Cela se fait par oxydation de l’ion iodure (I^–) en iodure d’hydrogène (HI) avec du dioxyde de manganèse (MnO₂).

L’iodure et les polyiodures

L’ion iodure (I^–) réagit réversiblement avec le diiode (I₂) pour former l’ion triiodure (I^3-). En général, on peut trouver des ions polyiodure de forme I^nm- tels que les ions I^5- ou I^82-. Cela constitue une des principales propriétés de l’iode.

L’oxydoréduction de l’iode

Sous l’effet de l’oxygène de l’atmosphère, les iodures s’oxydent lentement en libérant du diiode. Voilà pourquoi on obtient progressivement une teinte jaune lors du vieillissement des sels d’iodure et des composés organoiodés. Cela provoque également l’appauvrissement en I des sels iodés exposés à l’air libre. Certains sels sont enrichis en I avec des ions (IO^3-) et en iodure (I^–) afin d’éviter cette réduction de l’iode avec le temps.

Cet élément s’oxyde et se réduit facilement. Le phénomène d’oxydoréduction que l’on rencontre le plus souvent est l’interconversion des espèces. Cela concerne notamment l’I^– et l’I₂ avec le chlore (Cl₂) et le dioxyde de manganèse (MnO₂). Les réactions chimiques sont les suivantes :

²I^– + Cl₂ → I₂ + ²Cl^–.

²I^– + ⁴H⁺ + MnO₂ → I₂ + ²H₂O + Mn²⁺.

Le sulfure d’hydrogène (H₂S) et l’hydrazine (N₂H₄) réduit le diiode en iodure d’hydrogène (HI) par les réactions suivantes :

I₂ + H₂S → ²HI + 1/8 S₈.

²I₂ + N₂H₄ → ⁴HI + N₂.

On obtient une solution d’un bleu intense lorsqu’on dissout de l’iode dans de l’acide sulfurique fumant (oléum à 65 %). La raison de cette couleur est la présence du cation I²⁺ issu de l’oxydation par le trioxyde de soufre (SO₃) :

²I₂ + ²SO₃ + H₂SO₄ → ²I²⁺ + SO₂ + ²HSO^4-.

Le cation I²⁺ se forme aussi lors de l’oxydation du diiode par le pentafluorure d’antimoine (SbF₅) et de tantale (TaF₅). Des cristaux de couleur bleu profond voient également le jour. Leurs formules correspondant aux deux pentafluorures précédemment cités sont I₂+Sb₂F^11- et I₂+Ta₂F^11-. Les solutions de ces sels deviennent rouges une fois au-dessous de -60 °C, suite à la création du cation I⁴²⁺ :

²I²⁺ ⇌ I⁴²⁺.

En milieu basique, le cation I⁴²⁺ se dismute en I³⁺ avec un composé d’I(III). Un excès d’I réagit avec l’I³⁺ et forme le cation I⁵⁺ (vert) puis l’I¹⁵³⁺ (noir).

Les oxydes et oxoacides

Les anions IO^3- et IO^4- sont les oxydes d’iode les plus communs. Parmi les autres oxydes que l’on rencontre rarement, on a le pentoxyde de diiode (I₂O₅), un oxydant fort. On a également l’anhydride de l’acide iodique (HIO₃).

À l’inverse du chlore, en solution aqueuse neutre d’I, l’ion hypoiodeux IO^– est négligeable. Voici la réaction qui l’illustre :

I₂ + H₂O ⇌ H⁺ + I^– + HIO (K = 2,0 × 10-13).

Avec de l’hydroxyde de sodium (NaOH), en solution basique, le diiode présente de l’iodure I^– et de l’iodate (IO^3-) en deux étapes :

I₂ + ²OH^– → I^– + IO^– + H₂O (K = 30).

³IO^– → ²I^– + IO^3- (K = 1020).

En chimie organique, on se sert notamment de dérivés organiques d’ion hypoiodeux. Il peut s’agir d’acide 2-iodoxybenzoïque et de periodinane de Dess-Martin.

L’acide iodique (HIO₃) et l’acide periodique (HIO₄) ainsi que leurs sels constituent des oxydants forts qui servent dans le système organique.

L’acide nitrique (HNO₃) et les chlorates (ClO^3-) oxydent le diiode en iodate (IO^3-) :

I₂ + ¹⁰HNO₃ → ²HIO₃ + ¹⁰NO₂ + ⁴H₂O.

I₂ + ²ClO^3- → ²IO^3- + Cl₂.

Ses composés interhalogènes

Il existe une multitude de composés interhalogènes de cet élément. Ainsi, on peut citer le monochlorure (ICl₃), le pentafluorure (IF₅) et l’heptafluorure d’iode (IF₇). Il s’agit d’exemples habituels de molécules hypervalentes à liaisons 3c-4e une fois qu’elles se composent de plus de deux atomes.

Les composés organiques de l’élément

Les organismes marins et les micro-organismes des rizières libèrent dans l’atmosphère 214 000 t d’iodométhane (CH₃I, iodure de méthyle) par an. Dans le cadre d’un cycle de l’I global, cet iodométhane est rapidement oxydé.

L’iodométhane contribue aux réactions de synthèse industrielles. D’autres organoiodés y participent également. On a le diiodométhane CH₂I₂ (iodure de méthylène), le triiodométhane CHI₃ (iodoforme) et le tétraiodométhane CI₄ (tétraiodure de carbone). La raison à cela est la facilité dont la liaison C-I se forme et se défait. Il s’agit de la plus faible des liaisons carbone-halogène. À cet effet, l’intensité de celles-ci, rangées dans l’ordre de l’électronégativité des halogènes est : chlore > brome > iode. On a également un résultat intéressant dans l’ordre inverse de leur rayon atomique et de la longueur de la liaison C-X. En l’occurrence, X est un halogène quelconque. Ici, on obtient une teinte jaune aux composés organoiodés par la faiblesse de cette liaison à cause des impuretés de diiode.

Ces composés sont très denses. En raison de l’atome d’iode, la masse volumique de l’iodométhane à 20 °C est de 2,28 g/cm³. Celle du diiodométhane, quant à elle, atteint les 3,32 g/cm³.

La plupart des composés organoiodés disposent d’un ion iodure lié à un atome de carbone. En outre, ils sont presque toujours rangés parmi les iodures. Quelques rares organoiodés présentent cependant de l’iode à l’état d’oxydation plus élevée (III ou V). Ils sont alors connus sous l’appellation « periodane » et constituent des oxydants doux comme l’acide 2-iodoxybenzoïque (IBX).

Il est possible d’utiliser des composés organopolyiodés en tant qu’agents de contraste en fluoroscopie. Il s’agit d’une technique d’imagerie médicale. Elle se sert de l’absorption des rayons X du noyau des atomes d’I pour leur masse atomique élevée. La majorité de ces agents est issue du 1,3,5-triiodobenzène. Ils disposent d’environ 50 % d’I en masse. L’Ioversol figure parmi ces agents de contraste.

Les composés biologiques de l’iode

En médecine, les composés biologiques de l’iode dans la physiologie humaine sont les hormones thyroïdiennes. Il s’agit de la thyroxine (T₄) et de la triiodothyronine (T₃). Ils influencent généralement toutes les cellules du corps. À cet effet, ils augmentent le métabolisme de base et contribuent à la biosynthèse des protéines. Ils aident aussi à la croissance des os longs (simultanément avec l’hormone de croissance) et au développement neuronal. Ils participent également à la sensibilité aux catécholamines, dont l’adrénaline.

Isotopes de l’élément

L’iode dispose de 37 isotopes connus. Leur nombre de masse varie de 108 à 144. L’élément possède aussi 16 isomères nucléaires. Le ¹²⁷I est le seul isotope stable. Il représente la totalité de l’I naturel. À cet effet, il s’agit d’un élément monoisotopique et mononucléidique. La masse atomique standard de l’I est de 126,904 47 u, correspondant à celle du ¹²⁷I.

Protection de la thyroïde contre l’iode radioactif

Il est possible d’utiliser l’iodure de potassium naturel à base de ¹²⁷I stable sous différentes formes. Cela peut être des comprimés (pour un effet progressif) ou une solution dite « SSKI » (pour les urgences). Ces formes permettent de saturer temporairement la capacité d’absorption d’iode par la thyroïde. Cela se fait dans le but de bloquer la fixation éventuelle du ¹³¹I pendant quelques heures dans cette glande. Le cas s’applique surtout afin de se prémunir des conséquences des retombées d’I radioactif d’une bombe A ou en cas d’accident nucléaire.

Selon l’OMS, la dose recommandée d’iodure de potassium en cas d’émission d’I radioactif ne doit pas dépasser les 130 mg/j. Cela est notamment valable pour les personnes âgées de plus de 12 ans. Pour celles de plus de trois ans, la dose est de 65 mg/j. Une fois passé l’âge de 40 ans, il est préférable de ne pas prendre des comprimés d’iodure de potassium à titre préventif. La raison à cela est que les effets indésirables augmentent avec l’âge et peuvent dépasser les vertus protectrices. L’administration reste cependant faisable en cas de contamination effective afin de protéger la thyroïde.

Il faut noter que le comprimé d’iodure de potassium agit deux heures après sa prise au maximum. Par ailleurs, ses effets cessent après une journée.

En Belgique, le Conseil supérieur de la santé tire les premières leçons de l’accident de Fukushima sur les plans d’urgence nucléaire belges. Il publie alors un avis en 2015. Le titre est notamment : « Accidents nucléaires, environnement et santé à l’ère post-Fukushima. Partim : Protection de la thyroïde ».

De ce fait, en cas d’accident nucléaire, le Conseil recommande l’administration d’iode stable aux groupes à risque. En d’autres termes, il convient de donner de l’iodure de potassium aux enfants, aux femmes enceintes et aux femmes allaitantes. Cela doit se faire dans un rayon allant jusqu’à 100 km autour des installations nucléaires. Par contre, dans un rayon de 20 km, il faut administrer la substance à toutes les personnes, sauf contre-indication.

Les réactions allergiques à l’iode sont rares. En outre, les antécédents de réactions allergiques à des produits de contraste iodés ne constituent pas des contre-indications. Il en va de même pour les effets après application locale de povidone iodée. Cependant, les patients de plus de 40 ans doivent faire attention à l’existence éventuelle de pathologies thyroïdiennes. En effet, cela peut contre-indiquer l’administration d’une dose d’iode élevée.

Le Centre Belge d’Information Pharmacothérapeutique (CBIP) ajoute des recommandations pratiques concernant la prise de l’élément à cette déclaration. Cela confirme l’importance de l’avis d’un médecin avant la prise de la substance pour les personnes de plus de 40 ans avec des problèmes de thyroïde. La Belgique recommande aussi l’usage des comprimés de 65 mg d’iodure de potassium (avec environ 50 mg d’iode). La posologie est d’un quart de comprimé pour les bébés de zéro à un mois. Elle est d’un demi-comprimé pour les enfants d’un à 36 mois. On compte, par contre, un comprimé entier pour les enfants de trois à 12 ans. Les personnes de 13 à 40 ans doivent, quant à elles, prendre deux comprimés. Il en va de même pour les femmes enceintes ou allaitantes, même celles âgées de plus de 40 ans.

Utilisations de l’iode

L’iode est un élément nécessaire dans de nombreux domaines. Cela va de l’industrie à la médecine. Voici quelques détails.

L’histoire de l’utilisation de l’iode

Tout commence dans la médecine traditionnelle chinoise. La poudre issue d’éponge marine (riche en I) brûlée sert notamment à lutter contre les goitres. Cela s’est passé bien avant que les chercheurs européens aient pu remarquer en 1830 que l’élément possède cette vertu. Cette découverte a d’ailleurs engendré une série d’intoxications en raison d’un usage trop fréquent et trop enthousiaste de la substance. F. Rilliet a pu constater que ces cas étaient survenus à cause de l’iode administré en petites doses pendant une longue période en continu. Cela s’est fait au milieu du XIXe siècle. Les intoxications étaient assez graves pour que la prophylaxie à l’iode soit abandonnée durant plusieurs décennies.

En 1896, Eugen Baumann affirme que la thyroïde contient normalement un composé organique de l’élément. Cette découverte relance le traitement et la prévention du goitre par ce dernier. En effet, les chercheurs ont enfin pu comprendre qu’il s’agit d’un oligoélément qui ne doit pas être absorbé en grande quantité.

Le médecin suisse Otto Bayard est le premier à avoir mélangé de l’I avec du sel de cuisine. Cela s’est fait dans le but de lutter contre les carences en I chez les populations montagnardes. L’action est reprise dans toute la Suisse pour ensuite s’étendre dans d’autres pays. C’est le début de la prophylaxie par l’iode.

Durant la Première Guerre mondiale, en 1917, le sel iodé était distribué aux personnes atteintes de goitres et dans des régions concernées. Il s’agissait d’une démarche efficace destinée à prévenir le goitre endémique et le risque de crétinisme.

La production d’acide acétique

L’iode sert majoritairement à catalyser la production d’acide acétique (CH₃COOH). Cela se fait par les procédés Monsanto et Cativa. Afin de répondre à la demande mondiale en acide acétique, l’acide iodhydrique (HI) convertit le méthanol (CH₃OH) en iodure de méthyle (CH₃I). Celui-ci est ensuite carbonylé en iodure d’acétyle (CH₃COI), hydrolysé en acide acétique et en acide iodhydrique qui se voit régénéré.

L’iode en tant que complément alimentaire pour le bétail

Une grande partie de l’iode produit s’utilise sous forme d’EDDI ou de diiodure d’éthylènediammonium de formule I-H₃N⁺-CH₂-CH₂-NH₃⁺I^–. Il s’agit d’un complément alimentaire destiné au bétail et aux animaux domestiques afin de prévenir toute carence éventuelle en I.

La lampe halogène

Il s’agit d’une lampe incandescente contenant un gaz inerte ainsi que de l’I ou de l’iodure de méthyle. Une fois arrivée à température très élevée, une partie du filament en tungstène s’évapore. Par conséquent, un dépôt métallique se forme sur la paroi de l’ampoule. Ce dernier réagit avec l’iode pour former des iodures métalliques volatiles. Ces composés sont détruits lorsqu’ils sont en contact avec le filament. Cela entraîne le retour du métal à sa source. Ainsi, il est possible d’augmenter la durée de vie et la température de fonctionnement.

Un filament à température plus élevée présente l’avantage d’offrir une lumière blanche. Par contre, cela engendre une proportion importante d’ultraviolet.

Afin de résister aux hautes températures, l’ampoule utilisée est en verre de silice, avec du quartz fondu, transparent aux UV. Un écran de verre ordinaire qui peut filtrer les UV est aussi indispensable autour de l’ampoule halogène. Cela permet d’éviter que le sodium de la sueur et des doigts ne catalyse une recristallisation de la silice, risquant de détruire l’ampoule. On peut également se servir du bromure de méthyle (CH₃Br) ou du dibromure de méthyle (CH₂Br₂).