Introduction
Découvert au début du XIXe siècle, l'iode est un élément fascinant par ses propriétés physiques et son rôle biologique crucial. Bien que relativement rare dans la croûte terrestre, il est omniprésent dans les océans et constitue un micronutriment indispensable pour la plupart des organismes vivants, notamment les vertébrés. Son histoire est intimement liée à la médecine, à la chimie et à l'industrie.
Description
L'iode (I) est le plus lourd et le moins réactif des halogènes stables. Il appartient au groupe 17 du tableau périodique. Son point de fusion est de 113,7 °C et son point d'ébullition de 184,4 °C, mais il a la particularité de se sublimer facilement, passant directement de l'état solide à l'état gazeux en dégageant des vapeurs violettes très reconnaissables. Il est peu soluble dans l'eau, mais se dissout bien dans des solvants organiques comme l'éthanol ou le tétrachlorure de carbone, donnant des solutions brunes. Dans la nature, on le trouve principalement sous forme d'iodures dans l'eau de mer, les algues (comme le varech), les gisements de nitrates (caliche) du Chili, et dans certains champs gaziers. Il existe un isotope radioactif, l'iode-131, produit dans les réacteurs nucléaires et qui pose un risque sanitaire important en cas d'accident, car il est facilement absorbé par la thyroïde.
Histoire
L'iode a été découvert en 1811 par le chimiste et fabricant de salpêtre français Bernard Courtois. En traitant des cendres de varech avec de l'acide sulfurique pour extraire des sels de potassium, il observa la formation de vapeurs violettes qui se condensaient en cristaux sombres. Le chimiste Joseph Louis Gay-Lussac étudia la substance et lui donna le nom d'« iode », du grec 'iodes' signifiant « violet ». Peu après, Sir Humphry Davy confirma qu'il s'agissait d'un nouvel élément. Son importance médicale fut rapidement établie : dès 1820, le médecin suisse Jean-François Coindet suggéra son utilisation pour traiter le goitre (gonflement de la thyroïde dû à une carence), ce qui fut une avancée majeure en santé publique.
Caracteristiques
Numéro atomique : 53. Masse atomique : 126,90447 u. Configuration électronique : [Kr] 4d10 5s2 5p5. États d'oxydation courants : -1 (iodures, comme KI), +5 (iodates, comme KIO3), +7 (periodates). L'iode forme facilement des composés moléculaires (I2) et des ions I-. Il est un oxydant moins puissant que le chlore ou le brome. Chimiquement, il réagit avec de nombreux métaux pour former des iodures et avec l'hydrogène pour donner de l'iodure d'hydrogène (HI). Sa couleur violette est due à l'absorption de la lumière visible dans une région spécifique du spectre par la molécule diatomique I2. La teinture d'iode, solution d'iode dans l'éthanol, est un antiseptique bien connu.
Importance
L'importance de l'iode est immense. En biologie, il est un constituant essentiel des hormones thyroïdiennes, la thyroxine (T4) et la triiodothyronine (T3), qui contrôlent la croissance, le développement cérébral et le métabolisme basal. Une carence, même légère, pendant la grossesse et la petite enfance peut entraîner des retards mentaux irréversibles (crétinisme endémique) et des troubles du développement. C'est pourquoi l'iodation universelle du sel de cuisine est une recommandation de l'OMS pour prévenir ces troubles. En médecine, les isotopes radioactifs (I-131) sont utilisés à la fois pour le diagnostic et le traitement de cancers de la thyroïde. En chimie, l'iode sert de catalyseur, de réactif en synthèse organique (réaction d'iodoforme) et comme indicateur en titrage (avec l'empois d'amidon, il donne une couleur bleu-noir intense). Dans l'industrie, il est utilisé dans la fabrication de pigments, de colorants, de piles au lithium-iodure et de filtres polarisants pour écrans LCD.
