L'iode fut découvert en 1811 par le chimiste français Bernard Courtois (1777-1838) dans les cendres d'algues marines (varech) utilisées pour la production de salpêtre. Courtois travaillait dans la manufacture familiale de salpêtre à Paris pendant les guerres napoléoniennes, période où le salpêtre était crucial pour la fabrication de poudre à canon.
Lors du traitement des cendres d'algues avec de l'acide sulfurique concentré, Courtois observa un dégagement de vapeurs violettes spectaculaires qui se condensaient en cristaux gris-noir métalliques aux reflets violets. Cette découverte fortuite révéla un nouvel élément chimique aux propriétés remarquables. Courtois, conscient de l'importance de sa découverte mais manquant de moyens pour l'étudier complètement, partagea des échantillons avec d'autres chimistes.
Les propriétés de ce nouvel élément furent étudiées par Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) et Humphry Davy (1778-1829) en 1813-1814. Gay-Lussac proposa le nom iode dérivé du grec iodes (ἰοειδής) signifiant "violet" ou "couleur de violette", en référence à la couleur caractéristique des vapeurs. Le symbole chimique I fut adopté immédiatement.
L'importance médicale de l'iode fut reconnue progressivement au 19ᵉ siècle. En 1820, le médecin suisse Jean-François Coindet (1774-1834) découvrit que l'iode pouvait traiter le goitre, maladie endémique dans les régions montagneuses pauvres en iode. Cette découverte établit l'iode comme le premier élément trace reconnu comme essentiel à la santé humaine.
N.B. :
L'iode est présent dans la croûte terrestre à une concentration moyenne d'environ 0,45 ppm, le rendant relativement rare, environ 60 fois moins abondant que le chlore. Cependant, l'iode s'accumule fortement dans les océans où sa concentration atteint environ 0,06 mg/L, et se concentre massivement dans les algues marines qui peuvent contenir jusqu'à 0,5% de leur poids sec en iode.
Les principaux minerais d'iode sont rares. L'iode est principalement extrait des saumures de gisements de nitrate du Chili (caliche) et du Japon, ou récupéré des saumures d'extraction pétrolière et gazière. Les algues marines (laminaires, fucus) restent une source traditionnelle d'iode dans certaines régions. L'iodure et l'iodate de sodium sont les principaux composés commerciaux.
La production mondiale d'iode est d'environ 30 000 à 35 000 tonnes par an. Le Chili domine la production mondiale avec environ 55-60% du total, suivi par le Japon (25-30%), les États-Unis et le Turkménistan. Cette concentration géographique fait de l'iode un matériau stratégiquement important, particulièrement pour les applications médicales essentielles.
L'iode est considéré comme un élément critique par plusieurs pays en raison de son caractère indispensable pour la santé publique et ses applications médicales. Le recyclage de l'iode est limité, représentant moins de 5% de l'offre, bien que le recyclage à partir de solutions photographiques usagées ait été historiquement important avant la transition vers la photographie numérique.
L'iode (symbole I, numéro atomique 53) est un halogène du groupe 17 de la classification périodique, avec le fluor, le chlore, le brome et l'astate. Son atome possède 53 protons, généralement 74 neutrons (pour l'isotope stable \(\,^{127}\mathrm{I}\)) et 53 électrons avec la configuration électronique [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵.
L'iode est un solide cristallin gris-noir à noir bleuté avec un éclat métallique prononcé, présentant une structure lamellaire. Il possède une densité de 4,93 g/cm³, le rendant modérément dense. L'iode cristallise dans une structure orthorhombique formant des molécules diatomiques I₂ maintenues ensemble par des forces de van der Waals. Les cristaux d'iode sont cassants et se brisent facilement en paillettes brillantes.
L'iode fond à 113,7 °C (386,85 K) et bout à 184,3 °C (457,4 K). La propriété la plus spectaculaire de l'iode est sa capacité à se sublimer facilement à température ambiante, passant directement de l'état solide à l'état gazeux sans fusion intermédiaire. Cette sublimation produit des vapeurs violet intense caractéristiques avec une odeur âcre et irritante.
L'iode solide présente un lustre métallique brillant mais est un non-métal et un mauvais conducteur d'électricité à l'état solide. Sous haute pression (au-dessus de 16 GPa), l'iode devient métallique et conducteur. L'iode gazeux absorbe fortement la lumière visible, donnant sa couleur violette intense. L'iode est peu soluble dans l'eau pure (0,03 g/100 mL à 20 °C) mais très soluble dans l'éthanol et dans les solutions d'iodure où il forme l'ion triiodure I₃⁻.
Le point de fusion de l'iode : 386,85 K (113,7 °C).
Le point d'ébullition de l'iode : 457,4 K (184,3 °C).
L'iode sublime facilement à température ambiante, produisant des vapeurs violettes spectaculaires.
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Désintégration / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Iode-123 — \(\,^{123}\mathrm{I}\,\) | 53 | 70 | 122,905589 u | Synthétique | ≈ 13,2 heures | Radioactif (CE). Utilisé en imagerie médicale SPECT pour la thyroïde. |
| Iode-125 — \(\,^{125}\mathrm{I}\,\) | 53 | 72 | 124,904624 u | Synthétique | ≈ 59,4 jours | Radioactif (CE). Utilisé en radiothérapie et comme traceur en biologie moléculaire. |
| Iode-127 — \(\,^{127}\mathrm{I}\,\) | 53 | 74 | 126,904473 u | ≈ 100 % | Stable | Seul isotope stable de l'iode, représentant la totalité de l'iode naturel. |
| Iode-129 — \(\,^{129}\mathrm{I}\,\) | 53 | 76 | 128,904988 u | Traces (produit de fission) | ≈ 15,7 millions d'années | Radioactif (β⁻). Produit de fission à très longue demi-vie, traceur environnemental. |
| Iode-131 — \(\,^{131}\mathrm{I}\,\) | 53 | 78 | 130,906125 u | Synthétique | ≈ 8,02 jours | Radioactif (β⁻). Majeur produit de fission, utilisé en médecine nucléaire thyroïdienne. |
N.B. :
Couches électroniques : Comment les électrons sont organisés autour du noyau.
L'iode possède 53 électrons répartis sur cinq couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵, ou de manière simplifiée : [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵. Cette configuration peut également s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(18) O(7).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶. Cette couche est également complète, formant une configuration de gaz noble (néon).
Couche M (n=3) : contient 18 électrons répartis en 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Cette couche complète contribue à l'écran électronique.
Couche N (n=4) : contient 18 électrons répartis en 4s² 4p⁶ 4d¹⁰. La sous-couche 4d complète est particulièrement stable.
Couche O (n=5) : contient 7 électrons répartis en 5s² 5p⁵. Ces sept électrons sont les électrons de valence de l'iode.
L'iode possède 7 électrons de valence : deux électrons 5s² et cinq électrons 5p⁵, lui manquant un seul électron pour atteindre la configuration stable du gaz noble xénon. Les principaux états d'oxydation sont -1, +1, +3, +5 et +7. L'état -1 est le plus courant, formant l'ion iodure I⁻ dans les sels comme l'iodure de potassium (KI) et l'iodure de sodium (NaI).
L'état +1 apparaît dans les composés comme le monochlorure d'iode (ICl). L'état +3 existe dans le trichlorure d'iode (ICl₃). L'état +5 est présent dans l'acide iodique (HIO₃) et les iodates comme l'iodate de potassium (KIO₃). L'état +7, le plus oxydé, apparaît dans l'acide periodique (HIO₄ ou H₅IO₆) et les periodates, où l'iode utilise tous ses électrons de valence. L'iode moléculaire I₂ correspond à l'état d'oxydation 0.
L'iode est le moins réactif des halogènes stables (après le fluor, le chlore et le brome), mais reste néanmoins un oxydant significatif. À température ambiante, l'iode réagit lentement avec de nombreux métaux pour former des iodures. Avec les métaux alcalins, la réaction peut être vigoureuse : 2Na + I₂ → 2NaI. Le sodium et le potassium réagissent violemment avec l'iode, produisant flammes et fumées.
L'iode ne réagit pas directement avec l'oxygène, mais des oxydes d'iode (I₂O₅, I₂O₄, I₄O₉) peuvent être synthétisés indirectement. Avec l'hydrogène, l'iode forme l'iodure d'hydrogène (HI) dans une réaction réversible et incomplète : H₂ + I₂ ⇌ 2HI. Cette réaction d'équilibre est classique en thermodynamique chimique.
L'iode réagit avec les halogènes plus réactifs pour former des interhalogènes comme ICl, IBr et IF₅. Avec le chlore, la réaction forme des chlorures d'iode : I₂ + Cl₂ → 2ICl ou I₂ + 3Cl₂ → 2ICl₃. L'iode se dissout dans les solutions d'iodure pour former l'ion triiodure brun : I₂ + I⁻ → I₃⁻, augmentant considérablement sa solubilité aqueuse.
La réaction caractéristique de détection de l'iode utilise l'amidon qui forme un complexe bleu-violet intense avec l'iode moléculaire, permettant de détecter des traces infimes d'iode (sensibilité de l'ordre du microgramme). Cette réaction est utilisée en chimie analytique et en titrimétrie iodométrique.
L'application la plus cruciale de l'iode est son rôle absolument essentiel dans la santé humaine, particulièrement pour la fonction thyroïdienne. L'iode est le constituant fondamental des hormones thyroïdiennes thyroxine (T4) et triiodothyronine (T3) qui régulent le métabolisme, la croissance, le développement neurologique et de nombreuses fonctions physiologiques essentielles.
La carence en iode constitue la première cause mondiale de retard mental évitable et de troubles du développement cérébral chez l'enfant. Les troubles de carence en iode affectent environ 2 milliards de personnes dans le monde, particulièrement dans les régions montagneuses et continentales éloignées de la mer. Les manifestations incluent le goitre (hypertrophie thyroïdienne), l'hypothyroïdie, le crétinisme et des déficits cognitifs.
L'iodation universelle du sel de table, recommandée par l'Organisation mondiale de la santé (OMS), représente l'une des interventions de santé publique les plus efficaces et économiques jamais mises en œuvre. L'ajout de 15-40 mg d'iode par kilogramme de sel (sous forme d'iodate ou d'iodure de potassium) suffit à prévenir les troubles de carence. Cette stratégie a éliminé les troubles de carence dans de nombreux pays développés.
Un adulte nécessite environ 150 microgrammes d'iode par jour, les femmes enceintes et allaitantes 220-290 microgrammes. Les sources alimentaires naturelles incluent les produits de la mer (poissons, crustacés, algues), les produits laitiers et les œufs. Une seule algue kombu séchée peut contenir plusieurs milligrammes d'iode, dépassant largement les besoins quotidiens.
L'iode radioactif, particulièrement l'isotope ¹³¹I, joue un rôle majeur en médecine nucléaire. L'iode-131 possède une demi-vie de 8 jours et émet des rayonnements bêta et gamma, permettant à la fois le traitement thérapeutique et l'imagerie diagnostique. La glande thyroïde capte sélectivement l'iode, concentrant naturellement l'iode radioactif administré.
Le traitement par iode radioactif est la thérapie standard pour l'hyperthyroïdie (maladie de Basedow, nodules toxiques) et le cancer thyroïdien différencié. Une dose orale unique d'iode-131 détruit sélectivement les cellules thyroïdiennes hyperactives ou cancéreuses par irradiation interne, épargnant les tissus environnants. Pour le cancer thyroïdien, après thyroïdectomie chirurgicale, l'iode radioactif élimine les cellules cancéreuses résiduelles et les métastases.
L'iode-123, avec une demi-vie plus courte de 13 heures et émettant uniquement des rayons gamma, est utilisé pour l'imagerie scintigraphique diagnostique de la thyroïde sans effet thérapeutique significatif. L'iode-125 est utilisé en curiethérapie pour traiter les tumeurs localisées, particulièrement les cancers de la prostate et les mélanomes oculaires, ainsi que comme traceur en recherche biologique.
L'iode est un antiseptique et désinfectant puissant à large spectre, efficace contre les bactéries, virus, champignons, protozoaires et spores. Son action bactéricide résulte de l'oxydation et de l'iodation des composants cellulaires microbiens, particulièrement les protéines et les acides nucléiques, provoquant la mort cellulaire rapide.
La teinture d'iode (solution alcoolique d'iode et d'iodure de potassium) fut l'antiseptique chirurgical standard pendant plus d'un siècle. La povidone iodée (Bétadine), complexe d'iode avec la polyvinylpyrrolidone, est devenue l'antiseptique moderne de référence. Elle libère progressivement l'iode actif, réduisant l'irritation tout en maintenant l'efficacité antimicrobienne prolongée.
Les solutions de povidone iodée à 10% contiennent 1% d'iode disponible et sont utilisées pour la désinfection préopératoire de la peau, le traitement des plaies, et comme gargarisme antiseptique. Les comprimés d'iode sont utilisés pour la désinfection d'urgence de l'eau potable dans les situations de survie, de catastrophe naturelle ou de voyage dans les pays en développement.
L'iode présente une toxicité relativement faible aux doses nutritionnelles mais peut devenir toxique à doses élevées. L'intoxication aiguë par l'iode (ingestion de plusieurs grammes) provoque des douleurs abdominales intenses, vomissements, diarrhée, brûlures de la bouche et de la gorge, et potentiellement choc cardiovasculaire. L'antidote classique est l'amidon qui complexe l'iode et réduit son absorption.
L'exposition chronique excessive à l'iode peut paradoxalement induire un dysfonctionnement thyroïdien, soit une hypothyroïdie (effet Wolff-Chaikoff) soit une hyperthyroïdie (phénomène de Jod-Basedow), particulièrement chez les individus ayant une thyroïde anormale préexistante. La limite supérieure tolérable est fixée à 1100 microgrammes par jour pour les adultes.
Les vapeurs d'iode sont fortement irritantes pour les yeux, les muqueuses respiratoires et les poumons. L'exposition professionnelle dans les industries chimiques nécessite une ventilation adéquate et des équipements de protection. L'iode élémentaire tache intensément la peau et les tissus en brun-jaune, mais ces taches sont temporaires et s'estompent progressivement.
L'iode radioactif, particulièrement ¹³¹I, constitue l'un des principaux risques radiologiques lors des accidents nucléaires. Lors des catastrophes de Tchernobyl (1986) et Fukushima (2011), les rejets massifs d'iode-131 causèrent une augmentation significative des cancers thyroïdiens, particulièrement chez les enfants. La distribution préventive de comprimés d'iodure de potassium sature la thyroïde en iode stable, bloquant la captation de l'iode radioactif et réduisant le risque de cancer thyroïdien.
L'iode est synthétisé dans les étoiles principalement par le processus r (capture rapide de neutrons) lors des supernovae à effondrement de cœur et des fusions d'étoiles à neutrons (kilonova). Le processus s (capture lente de neutrons) dans les étoiles AGB contribue minoritairement à la production d'iode. L'isotope stable ¹²⁷I résulte principalement du processus r.
L'abondance cosmique de l'iode est extrêmement faible, environ 9×10⁻¹¹ fois celle de l'hydrogène en nombre d'atomes, le plaçant parmi les éléments les plus rares de l'univers. Cette rareté s'explique par le nombre impair de protons (53) de l'iode, le rendant moins stable que les éléments à nombre pair de protons, et par sa production limitée aux événements explosifs rares.
L'isotope radioactif ¹²⁹I, avec une demi-vie de 15,7 millions d'années, est produit par le processus r et par fission spontanée de l'uranium-238. La présence de ¹²⁹I dans les météorites primitives indique que cet isotope était présent dans le système solaire primitif, fournissant des contraintes sur le délai entre la dernière nucléosynthèse stellaire et la formation du système solaire, estimé à quelques dizaines de millions d'années. Le rapport ¹²⁹I/¹²⁷I dans les météorites est utilisé comme chronomètre radioactif pour dater les événements du système solaire précoce.
Les raies spectrales de l'iode neutre (I I) et ionisé (I II) sont rarement observées dans les spectres stellaires en raison de la très faible abondance cosmique de cet élément et de son premier potentiel d'ionisation relativement élevé. Néanmoins, des traces d'iode ont été détectées dans quelques étoiles chimiquement particulières enrichies en éléments du processus r, confirmant les modèles de nucléosynthèse explosive. L'observation de l'iode dans les spectres de kilonova (fusion d'étoiles à neutrons) confirme que ces événements cataclysmiques sont les principaux sites de production des éléments lourds du processus r, incluant l'iode.
La production mondiale d'iode est géographiquement concentrée, avec le Chili et le Japon représentant ensemble environ 80-85% de la production totale. Le Chili extrait l'iode principalement des saumures de caliche (nitrate naturel) dans le désert d'Atacama, région la plus riche en iode au monde. Ces dépôts se sont formés par l'évaporation d'anciennes eaux marines enrichies en iode par les algues.
Le Japon récupère l'iode des saumures d'extraction de gaz naturel, particulièrement dans la région de Chiba. Ces saumures souterraines contiennent des concentrations élevées d'iode (50-150 mg/L) en raison de la dissolution de matière organique marine ancienne. Les États-Unis et le Turkménistan produisent également de l'iode à partir de saumures pétrolières.
Le processus d'extraction implique généralement l'oxydation de l'iodure (I⁻) en iode moléculaire (I₂) par le chlore gazeux ou d'autres oxydants, suivi de la purification par sublimation. L'iode produit est d'une pureté typiquement supérieure à 99,5%. La demande mondiale d'iode croît d'environ 3-5% annuellement, tirée principalement par les applications de santé publique, les agents de contraste médicaux et les applications industrielles.
Le recyclage de l'iode à partir de sources industrielles et pharmaceutiques reste limité, bien qu'en augmentation. L'iode récupéré des solutions photographiques était historiquement significatif, mais cette source a largement disparu avec le déclin de la photographie argentique. Les préoccupations sur la sécurité d'approvisionnement à long terme ont conduit certains pays à constituer des réserves stratégiques d'iode pour garantir les besoins en santé publique.
L'iode suit un cycle biogéochimique complexe entre les océans, l'atmosphère, les sols et les organismes vivants. Les océans constituent le principal réservoir d'iode sur Terre, contenant environ 60 milliards de tonnes d'iode dissous. Les algues marines concentrent massivement l'iode, atteignant des facteurs de concentration de 10 000 à 30 000 fois par rapport à l'eau de mer.
Les algues laminaires (kelp) libèrent des composés organiques iodés volatils comme le iodométhane (CH₃I) et le diiodométhane (CH₂I₂) dans l'atmosphère, contribuant significativement au transport de l'iode vers les continents. Ces émissions biogéniques représentent environ 1-2 millions de tonnes d'iode par an sous forme de composés organiques volatils. Ces composés participent également à la chimie atmosphérique, influençant la formation d'aérosols et de nuages.
Sur les continents, l'iode est généralement déficient dans les sols, particulièrement dans les régions montagneuses, glaciaires et continentales éloignées de la mer où les dépôts atmosphériques sont faibles. Le lessivage par les précipitations appauvrit progressivement les sols en iode. Les zones côtières reçoivent des apports atmosphériques plus importants d'iode marin, réduisant les déficiences.
Les plantes absorbent l'iode du sol principalement sous forme d'iodate (IO₃⁻) et d'iodure (I⁻), mais les concentrations sont généralement faibles, insuffisantes pour couvrir les besoins humains sauf dans les régions côtières ou pour les produits de la mer. Cette déficience naturelle en iode de nombreux écosystèmes terrestres explique l'importance de l'enrichissement alimentaire et de l'iodation du sel.
