iso	AN	Période	MD	Ed	PD
iso	AN	Période	MD	MeV	PD
¹²³I	{syn.}	13,2235 h	ε, γ	0,16	¹²³Te
¹²⁵I	{syn.}	59,4 j	ε, γ	0,0355	¹²⁵Te
¹²⁷I	100 %	stable avec 74 neutrons
¹²⁹I	{syn.}	15,7 Ma	β^-	0,194	¹²⁹Xe
¹³¹I	{syn.}	8,02070 j	β^-, γ	0,971	¹³¹Xe

Précautions

Directive 67/548/EEC^[7]

Diiode I₂ :

Phrases R : 20/21, 50,

Phrases S : (2), 23, 25, 61,

Transport^[7]

Diiode I₂ :

3290

SGH^[7]

Diiode I₂ :

Attention H312, H332, H400, P273, P302, P352,

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Cet article concerne l'élément chimique. Pour le corps simple de formule chimique I₂, voir diiode.

L'iode est un élément chimique de la série des halogènes, de symbole I et de numéro atomique 53.

Il s'agit d'un élément relativement rare dans le milieu naturel, arrivant 47^e dans l'écorce terrestre. Comme les autres halogènes, on le trouve essentiellement sous forme diatomique I₂, correspondant au diiode, solide gris métallique aux vapeurs violettes appelé communément « iode » par abus de langage. Son nom vient du grec ἰώδης signifiant âcre^[8], en raison de ses vapeurs piquantes et très irritantes. Il a été nommé ainsi par Gay Lussac suite à 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 évoluées — 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'homme, la carence en iode est associée à des troubles sévères de la croissance et divers désordres mentaux (crétinisme) qui étaient observés autrefois chez les populations éloignées des régions maritimes, notamment en montagne. L'iode entre dans la composition des hormones thyroïdiennes et est métabolisé dans la 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 soit.

Les « comprimés d'iode » utilisés pour bloquer l'absorption d'iode dans la thyroïde en cas de contamination à l'iode 131 lors d'un accident nucléaire contiennent typiquement 65 ou 130 mg d'iodure de potassium.

Diiode solide.

Diiode gazeux.

Propriétés physiques et chimiques

L'iode est un élément rare dans le système solaire. C'est le 47^e élément par abondance décroissante constituant l'écorce terrestre. Parmi les minéraux contenant de l'iode, on trouve le caliche, une roche sédimentaire du Chili. Certaines grandes algues (kelp) sont également riches en iode, entre 0,03 et 0,45 % pondéral. L'iode est peu soluble dans l'eau, mais ses sels le sont bien davantage, et la concentration d'iode est plus élevée dans l'eau de mer que dans les roches, environ 50 contre 40 ppb.

L'iode adopte une grande variété d'états d'oxydation : -1, +1, +3, +5 et +7 essentiellement. En pratique, c'est l'état d'oxydation -1 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.

Diiode

Article principal : diiode.

Le diiode est, aux conditions normales de température et de pression, un solide gris-noir aux éclats métalliques violets composé de molécules homonucléaires I₂. Il se sublime lentement dès la température ambiante, fond à 113,7 °C et bout à 184,3 °C 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 CuSO₄, qui commence par donner de l'iodure de cuivre(II) CuI₂, lequel se décompose spontanément en iodure de cuivre(I) CuI et diiode I₂ :

Cu²⁺ + 2 I^– → CuI₂,

2 CuI₂ → 2 CuI + I₂.

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 MnO₂.

Iodure et polyiodures

Articles principaux : iodure, triiodure et polyiodure.

L'ion iodure I^- réagit réversiblement avec le diiode I₂ pour former l'ion triiodure I₃^-.

D'une manière générale, il existe des ions polyiodure de formule générique I_n^m-, tels que les ions I₅⁻ ou I₈²⁻.

Oxydoréduction

Les iodures s'oxydent lentement sous l'effet de l'oxygène de l'atmosphére en libérant du diiode. C'est ce qui donne progressivement une teinte jaune au cours du vieillissement des sels d'iodure et des composés organoiodés^[9]. C'est également ce qui provoque l'appauvrissement en iode des sels iodés lorsqu'ils sont exposés à l'air libre^[10] ; certains sels sont enrichis en iode avec des ions iodate IO₃^- 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 I₂, comme par exemple avec le chlore Cl₂ et le dioxyde de manganèse MnO₂^[11] :

2 I⁻ + Cl₂ → I₂ + 2 Cl⁻.

2 I⁻ + 4 H⁺ + MnO₂ → I₂ + 2 H₂O + Mn²⁺.

Le diiode est réduit en iodure d'hydrogène HI par le sulfure d'hydrogène H₂S et l'hydrazine N₂H₄^[12] :

I₂ + H₂S → 2 HI + 1/8 S₈.

2 I₂ + N₂H₄ → 4 HI + N₂.

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 I₂⁺ résultant de l'oxydation par le trioxyde de soufre SO₃^[13] :

2 I₂ + 2 SO₃ + H₂SO₄ → 2 I₂⁺ + SO₂ + 2 HSO₄^-.

Le cation I₂⁺ est également formé lors de l'oxydation du diiode par le pentafluorure d'antimoine SbF₅ ou par le pentafluorure de tantale TaF₅ en formant des cristaux d'un bleu profond de I₂⁺Sb₂F₁₁^- ou de I₂⁺Ta₂F₁₁^- respectivement. Les solutions de ces sels deviennent rouges en dessous de -60 °C en raison de la formation du cation I₄²⁺ :

2 I₂⁺ $\begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix}$ I₄²⁺.

En milieu plus basique, I₄²⁺ se dismute en I₃⁺ et un composé d'iode(III). Un excès d'iode réagit alors avec I₃⁺ pour former le cation I₅⁺ (vert) puis I₁₅³⁺ (noir).

Oxydes

Les oxydes d'iode les plus connus sont les anions IO₃^- et IO₄^-, mais on connaît encore d'autres oxydes, tel que le pentoxyde de diiode I₂O₅, un oxydant fort qui est également l'anhydride de l'acide iodique HIO₃.

Contrairement au chlore, la formation de l'ion hypoiodeux IO^– en solution aqueuse neutre d'iode est négligeable :

I₂ + H₂O $\begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix}$ H⁺ + I⁻ + HIO (K = 2,0×10⁻¹³).

En solution basique, par exemple avec de l'hydroxyde de sodium NaOH, le diiode I₂ donne en deux étapes de l'iodure I^- et de l'iodate IO₃^- :

I₂ + 2 OH⁻ → I⁻ + IO⁻ + H₂O (K = 30).

3 IO⁻ → 2 I⁻ + IO₃⁻ (K = 10²⁰).

En chimie inorganique, on emploie des dérivés organiques d'ion hypoiodeux (acide 2-iodoxybenzoïque et periodinane de Dess-Martin).

L'acide iodique HIO₃, l'acide periodique HIO₄ et leurs sels sont des oxydants forts et sont utilisés en synthèse organique. Le diiode I₂ est oxydé en iodate IO₃^- par l'acide nitrique HNO₃ ainsi que par les chlorates ClO₃^- ^[14] :

I₂ + 10 HNO₃ → 2 HIO₃ + 10 NO₂ + 4 H₂O.

I₂ + 2 ClO₃⁻ → 2 IO₃⁻ + Cl₂.

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 CH₃COOH.

Bien que moins électronégatif que les autres halogènes, l'iode réagit violemment avec certains métaux, tels que l'aluminium :

3 I₂ + 2 Al → 2 mole d'aluminium, valeur proche de celle de la thermite (de l'ordre de 425 kJ·mol^-1). 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 de l'iodure de titane TiI₄ et de l'iodure d'aluminium AlI₃ pour produire du butadiène H₂C=CH₂–CH₂=CH₂, qui sert à fabriquer de nombreux matériaux tels que des élastomères (caoutchoucs synthétiques)^[15].

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 :

R–Cl_(acétone) + NaI_(acétone) → modifier] Composés interhalogènes

Plusieurs composés interhalogènes font intervenir de l'iode, notamment le monochlorure d'iode ICl, le trichlorure d'iode ICl₃, le pentafluorure d'iode IF₅ et l'heptafluorure d'iode IF₇, 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 214 000 t par an^[16] d'iodométhane CH₃I (appelé communément iodure de méthyle), rapidement oxydé dans le cadre d'un « cycle de l'iode » global.

L'iodométhane et un petit nombre d'autres composés organoiodés — tels que le diiodométhane CH₂I₂ (iodure de méthylène), le triiodométhane CHI₃ (iodoforme) et le tétraiodométhane CI₄ (tétraiodure de carbone) — jouent un rôle dans des réactions de synthèse industrielles en raison de la facilité avec laquelle la liaison C–I se forme et se défait : c'est la plus faible des liaisons carbone–halogène, l'intensité de ces dernières étant rangée dans l'ordre de l'électronégativité des halogènes, c'est-à-dire fluor > chlore > brome > iode, et dans l'ordre inverse de leur rayon atomique et de la longueur de la liaison C–X (où X représente un halogène quelconque) ; la faiblesse de cette liaison donne souvent une teinte jaune aux composés organoiodés en raison d'impuretés de diiode I₂.

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·cm^-3, celle du diiodométhane est de 3,325 g·cm^-3.

Structure de l'ioversol, un agent de contraste utilisé en fluoroscopie.

Presque tous les composés organoiodés présentent un ion iodure lié à un atome de carbone et sont généralement rangés parmi les iodures. De rares organoiodés présentent néanmoins de l'iode dans un état d'oxydation plus élevé^[17].

Des composés organopolyiodés peuvent être utilisés comme agents de contraste en fluoroscopie, une technique d'imagerie médicale, en tirant partie de l'absorption des rayons X par le noyau des atomes d'iode en raison de leur masse atomique élevée. La plupart de ces agents sont des dérivés du 1,3,5-triiodobenzène et contiennent près de 50 % d'iode en masse ; l'ioversol est un exemple de tels agents de contraste.

Composés biologiques

D'un point de vue médical, les composés biologiques de l'iode les plus importants dans la physiologie humaine sont les hormones thyroïdiennes : la thyroxine (T₄) et la triiodothyronine (T₃), qui agissent sur à peu près toutes les cellules du corps en augmentant le métabolisme 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.


Thyroxine (hormone T₄).		Triiodothyronine (hormone T₃).

Propriétés nucléaires

L'iode ne compte qu'un seul isotope stable, l'iode 127, parmi les 37 isotopes identifiés pour cet élément ; les 36 autres isotopes de l'iode sont donc tous radioactifs :

L'iode 123 a une demi-vie de 13 heures qui en fait le radioisotope de choix pour l'imagerie médicale de la glande thyroïde, y compris la tomographie d'émission monophotonique.

L'iode 125, dont la demi-vie est de 59 jours, est utilisé comme source de rayons γ pour la caractérisation structurelle des protéines, ainsi qu'en médecine nucléaire pour de rares manipulations d'imagerie médicale. Il est également utilisé en curiethérapie sous forme de capsules qui contiennent le radionucléide émettant les rayons γ à proximité immédiate des tumeurs à traiter.

L'iode 129, dont la demi-vie est de 15,7 millions d'années, était sans doute présent dans l'environnement lors de la formation de la Terre et du Système solaire mais a disparu depuis par désintégration radioactive, dont on retrouve la trace à travers l'excès de xénon 129 ; ce dernier est également produit continuellement par les rayons cosmiques et fait partie des produits de fission.

L'iode 131 a une demi-vie de 8 jours. C'est un émetteur de rayons γ mais aussi de rayons β^-. Il est abondant parmi les produits de fission des réacteurs nucléaires. Lorsqu'il est utilisé médicalement, on l'administre à haute dose afin de détruire les tissus dans lesquels il s'accumule, qui sont prioritairement ceux du cancer de la thyroïde ; une dose insuffisante serait plus dangereuse en favorisant l'apparition d'un cancer sans tuer les cellules cancéreuses. L'iode 131 s'accumule dans la thyroïde de la même façon que tous les autres isotopes de l'iode, mais est particulièrement cancérogène même en petite quantité en raison de sa radioactivité β^-, dont le rayonnement ionisant provoque des mutations génétiques jusqu'à 0,6 à 2 mm du point d'émission, correspondant à la profondeur de pénétration de ce type de rayonnement.

Protection de la thyroïde contre l'iode radioactif

Article principal : iodure de potassium.

L'iodure de potassium naturel, à base d'iode 127 stable, peut être utilisé sous diverses formes (en comprimés pour effet progressif, en solution saturée dite « SSKI » en cas d'urgence) pour saturer temporairement la capacité d'absorption d'iode de la thyroïde afin de bloquer pendant quelques heures la fixation éventuelle d'iode 131 dans cette glande ; c'est notamment le cas pour se prémunir des conséquences des retombées d'iode radioactif d'une bombe A ou d'un accident nucléaire.

Les doses d'iodure de potassium recommandées par l'OMS en cas d'émission d'iode radioactif ne dépassent pas 130 mg/jour au-dessus de l'âge de 12 ans et 65 mg/jour au-dessus de 3 ans^[18] ; passé l'âge de 40 ans en revanche, l'utilisation préventive de comprimés d'iodure de potassium n'est pas recommandée — elle ne l'est qu'en cas de contamination effective justifiant la protection de la thyroïde — car les effets indésirables de l'iodure de potassium augmentent avec l'âge et peuvent dépasser les effets protecteurs de ce composé^[18].

La protection offerte par les comprimés d'iodure de potassium est maximum environ deux heures après la prise et cesse après une journée.

Gisements miniers et production

Seuls deux types de sources naturelles d'iode sont exploités commercialement : le caliche au Chili, et les saumures riches en iode des champs pétrolifères et gaziers essentiellement au Japon et aux États-Unis. Les réserves mondiales d'iode étaient estimées à 15 millions de tonnes fin 2010^[19], dont 9 millions au Chili, 5 millions au Japon et 250 000 aux États-Unis.

Le caliche est une roche sédimentaire riche en nitrate de sodium NaNO₃, qui fait l'objet de l'exploitation minière de cette roche, et de faibles quantités d'iodate de sodium NaIO₃ et d'iodure de sodium NaI. Ces trois composés sont extraits en même temps^[20].

Grâce à cette ressource, le Chili était le principal producteur d'iode en 2010 — environ 18 000 t, soit 62 % de la production mondiale publiée^[19].

Les saumures constituent l'autre source primaire d'iode exploitée commercialement. Les champs de gaz naturel de Minami à l'est de Tokyo au Japon et du bassin d'Anadarko dans l'Oklahoma aux États-Unis en sont les deux principales sources. Ces saumures ont une température de plus de 60 °C en raison de la profondeur de ces sources. Elles sont d'abord purifiées et traitées à l'acide sulfurique H₂SO₄, et l'iodure d'hydrogène HI résultant est alors oxydé en diiode I₂ par action de chlore Cl₂, avant d'être récupéré à travers une tour d'absoption contenant du dioxyde de soufre SO₂ :

2 HI + Cl₂ → I_{2 ↑} + 2 HCl,

I₂ + 2 H₂O + SO₂ → 2 HI + H₂SO₄,

2 HI + Cl₂ → I_{2 ↓} + 2 HCl.

La production d'iode américaine est tenue confidentielle par l'USGS, tandis que celle du Japon était d'environ 9 800 t en 2010, soit près de 34 % de la production mondiale publiée^[19].

La concentration d'iode dans l'eau de mer n'est pas suffisante pour que l'extraction de cet élément à partir de cette source soit rentable. Les grandes algues marines (kelp) ont été exploitées au XVIII^e siècle et au XIX^e siècle — c'est d'ailleurs à partir de telles algues que l'iode a été isolé pour la première fois — mais n'est plus viable économiquement^[21].

Utilisations

Production d'acide acétique

L'iode est principalement utilisé pour catalyser la production d'acide acétique CH₃COOH par le procédé Monsanto et par le procédé Cativa. Dans ces procédés, qui permettent de répondre à la demande mondiale en acide acétique, l'acide iodhydrique HI convertit le méthanol CH₃OH en iodure de méthyle CH₃I, qui est ensuite carbonylé en iodure d'acétyle CH₃COI, lequel est enfin hydrolysé en acide acétique et en acide iodhydrique, qui s'en trouve régénéré.

Complément alimentaire en iode pour le bétail

Une fraction importante de l'iode produit dans le monde est utilisée sous forme d'EDDI (diiodure d'éthylènediammonium) I^-H₃N⁺–CH₂–CH₂–NH₃⁺I^- comme complément alimentaire destiné au bétail et aux animaux domestiques en vue de prévenir toute carence en iode chez ces animaux.

Lampe halogène

Article détaillé : Lampe à incandescence halogène.

Lampe à incandescence qui contient un gaz inerte et de l'iode ou de l'iodure de méthyle. Due à sa température très élevée, une partie du filament en tungstène s'évapore et un dépôt métallique se forme sur la paroi de l'ampoule. Celui-ci réagit alors avec l'iode, pour former des iodures métalliques volatils. Ces composés sont détruits au contact du filament, permettant ainsi le retour du métal à sa source. Ce qui permet d'augmenter la durée de vie et d'augmenter la température de fonctionnement.

Un filament à température plus élevée donne une lumière plus blanche (avantage) mais émet une proportion importante d'ultraviolet (inconvénient). Afin de résister aux hautes températures, l'ampoule est en verre de silice souvent du quartz fondu, transparent aux UV. Un écran en verre ordinaire (qui filtre les UV) est indispensable autour de l'ampoule « halogène » pour éviter que le sodium de la sueur des doigts catalyse une recristallisation de la silice ce qui détruirait l'ampoule.

On utilise également du bromure de méthyle CH₃Br ou le dibromure de méthyle CH₂Br₂.

Lampes à halogénures métalliques

Article détaillé : Lampe aux halogénures métalliques.

Lampes contenant des halogénures (en particulier des iodures) de terres rares (yttrium, dysprosium, scandium, thallium), ainsi que d’autres métaux (indium, lithium) et du mercure sous pression. L'arc électrique produit excite la combinaison d'atomes métalliques permettant de recréer la « lumière du jour ».

Autres utilisations

Examen aux rayons X : L'iode possède une forte opacité aux rayons X. Il est utilisé en tant qu'agent de contraste (sous une forme injectable).Des molécules organoiodés sont utilisées en imagerie médicale pour opacifier des organes (rein, artères, veines, vésicule biliaires, cerveau etc.).

Scintigraphie et Imagerie médicale : des isotopes radioactifs (¹²³I par exemple) de l'iode sont utilisés comme traceur dans le corps humain pour des examens médicaux (scintigraphie de la thyroïde).

Traitement anticancéreux ; contre le cancer de la thyroïde par radiothérapie : l'iode 131 radioactif se fixe préférentiellement sur la thyroïde malade et les cellules métastasiques en les détruisant, mais il expose les autres cellules à un rayonnement interne et il a récemment été remis en cause pour le traitement des cancers de petites taille, car il augmente le risque de développer un second cancer suite au traitement^[22].

Pluie : l'iode peut aider, sous forme d'iodure d'argent AgI à déclencher une pluie artificielle, plus exactement à l’ensemencement des nuages.

Microscopie et indicateur coloré : Les amidonniers ont appris depuis longtemps à utiliser la réaction spécifique de l'iode avec l'amidon pour colorer les grains de celui-ci. La coloration obtenue varie selon le ratio d'amylose et d'amylopectine contenu dans le grain.

Chez l'être humain

Comme oligo-élément

Article détaillé : Carence en iode.

L'essentiel de l'iode est d'origine maritime. Du fait des précipitations, il se retrouve de manière inégale dans les terres, et donc, dans les différentes plantes consommées^[23]. La source de l'iode alimentaire dans les pays européens et aux États-Unis se trouve principalement dans les poissons, fruits de mer et algues^[23].

L'iode est absorbé sous forme d'ions au niveau de l'estomac et du duodénum. Il est stocké principalement dans la thyroïde et excrété dans les urines.

L'iode est un oligo-élément essentiel à la vie humaine. Les besoins journaliers chez l'adulte sont d'environ 150 µg, davantage chez la femme enceinte (entre 200 et 290µg). Il sert exclusivement à fabriquer les hormones thyroïdiennes, dont la thyroxine. Il est souvent ajouté au sel de cuisine (sel iodé), parfois au lait (au Royaume-Uni notamment) pour éviter toute carence (voir aussi le tableau des aliments riches en iode). L'absorption quotidienne se situe entre 0,05 et 0,1 mg^[24]. Pour toute une vie les besoins en iode sont d'environ 2 à 4 grammes^[25], à peine l'équivalent d'une cuillère à café. C'est assez faible mais cela reste redoutable car notre organisme ne sait pas stocker cet oligo-élément de manière prolongée^[26].

Son absence provoque une turgescence de la glande, qui se manifeste par un goitre. La carence en iode entraine un retard de croissance et divers troubles mentaux.

Les populations montagnardes n'ont jamais pu se procurer aisément du sel de mer en raison de son prix. Les cas de difformité et de nanisme étaient donc fréquents parmi les populations paysannes alpines. Dans les Alpes, la population isolée des vallées était beaucoup plus souvent atteinte de désordres liés à la carence en iode. Du reste, Diderot est le premier à consigner le nom de "crétin" dans son encyclopédie raisonnée des sciences, des arts et des métiers (1754). L'expression "crétin des Alpes" est usuelle. Le crétinisme est une forme de débilité mentale et de dégénérescence physique en rapport avec une insuffisance thyroïdienne.

Le risque est également chez le fœtus, notamment sur le développement cérébral.

En 2007, près de deux milliards de personnes, dont un tiers d'âge scolaire, ont un déficit en iode^[27], ce qui en fait un des problèmes majeurs de santé publique. L'une des façons de lutter contre cela est l'ajout d'iode dans le sel de consommation.

En tant qu'antiseptique

Le diiode I₂ dissous dans l'éthanol (« teinture d'iode ») ou dans une solution aqueuse d'iodure de potassium KI (solution de lugol) est également utilisé en pharmacie et en milieu hospitalier comme antiseptique puissant. Il laisse des traces jaunes sombres caractéristiques sur la peau. Il existe également des composés organiques où l'iode est lié, tels que la povidone iodée (Bétadine ou Iso-Bétadine).

Prévention de contamination radioactive

L'iode radioactif ¹³¹I peut être rejeté accidentellement par un réacteur nucléaire. Il est assimilé avec la nourriture ou l'eau contaminée, et se fixe dans la glande thyroïde. L'ingestion de comprimés d'iodure de potassium (130 mg par jour pour un adulte, 65 mg pour un enfant de moins de 12 ans) sature la thyroïde et évite la fixation d'iode dans l'organisme pendant l'exposition à l'iode radioactif : cette consigne de sécurité est surtout valable pour les enfants et les femmes enceintes ou allaitant, les risques de cancers thyroïdiens étant majeurs ; au-delà de 40 ans, la prise d'iodure de potassium devient discutable, la balance bénéfices/risques n'étant plus aussi favorable^[18].

En France, lors de la dernière campagne de distribution préventive, environ 52 % des particuliers situés dans un rayon de 10 km autour des centrales nucléaires se sont déplacés en pharmacie pour retirer leurs comprimés d'iodure de potassium^[28].

Toxicité

Au travail, l'iode est un agent chimique dangereux car il est nocif par inhalation et par contact avec la peau^[29].

L'allergie à l'iode

Certaines personnes peuvent être allergiques à des produits contenant de l'iode, comme par exemple au produit contrastant injecté pour des examens de radiologie ou encore certains fruits de mer. Il s'est donc répandu l'idée que l'on pouvait être allergique à l'iode. Ceci est en réalité impossible : c'est à des composés de l'iode que l'on peut être allergique^[30], mais jamais à l'élément, qui entre notamment dans la composition de certaines hormones thyroïdiennes.

Les produits susceptibles d'induire une « allergie à l'iode » contiennent tous de l'iode, mais ce sont des substances différentes qui interviennent dans le cas de l'allergie. Pour la bétadine, c'est la povidone iodée (le véhicule de l'iode) qui est responsable, pour les produits de contraste iodés, l'osmolalité est mise en cause, et pour les produits de la mer (poissons et crustacés) ce sont des protéines musculaires. Il n'existe donc aucune réaction croisée ni de facteurs de risques. De plus, il n'y a aucune allergie rapportée dans le cas d'utilisation de solution alcoolique ou aqueuse d'iode (solution de Lugol, teinture d'iode, etc.).

Histoire

L'iode a été découvert en 1811 par le chimiste et fabricant de salpêtre Bernard Courtois dans des cendres d'algues marines. Il a été nommé ainsi par Gay Lussac dans une publication du 1^er août 1814^[31] , à partir du grec ancien iodes (aux reflets violets) en raison de la couleur de sa vapeur quand il est chauffé.

Notes et références

↑ ^{a, b, c, d et e} (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
↑ Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
↑ (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI]
↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1^er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie , Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355)
↑ (en) T.A. Czuppon et al., Kirk-Othmer encyclopedia of chemical technology 4th ed. : Ammonia, vol. 2, John Wiley & Sons.
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC, 2009, 89^e éd., p. 10-203
↑ ^{a, b et c} Entrée de « Iodine » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 25 mars 2011 (JavaScript nécessaire)
↑ (fr) A. Bailly – Abrégé du dictionnaire grec-français, p. 444 ἰώδης, ης, ές : âcre, d'où vénéneux, venimeux.
↑ (en) Phyllis A. Lyday, « Iodine and Iodine Compounds » dans Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2005, Wiley-VCH, Weinheim.
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↑ (en) N.L. Glinka, « General Chemistry » vol. 2, éditions Mir, 1981.
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↑ voir l'article : Cancer de la thyroïde.
↑ ^{a et b} Zimmermann MB, Jooste PL, Pandav CS, Iodine-deficiency disorders, Lancet, 2008;372:1251-1262
↑ J.O Peyrin, J.C Vandroux, Atlas des glandes endocrines, Université Jean Monnet, Saint Étienne, (page consultée le 13 juin 2008).
↑ Le Républicain Niger : Lutte contre les troubles dus à la carence en iode
↑ Conseil international des infirmières : Les infirmières, les pharmaciens et les médecins du monde demandent à l’Inde de n’utiliser que du sel iodé
↑ Iodine deficiency—way to go yet, Lancet, 2008; 372:88
↑ (fr) [1] 2^e phase de distribution de comprimés d’iode pour les entreprises et collectivités – Mobilisez-vous !
↑ L'iode au travail
↑ http://www.urgencenucleaire.qc.ca/documentation/iodemdque.pdf
↑ M. Gay-Lussac, A memoir on Iodine, The Annals of philosophy, 1814, vol. 5, pp. 101-109.

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Iodure et polyiodures

Oxydoréduction

Oxydes

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Protection de la thyroïde contre l'iode radioactif

Gisements miniers et production

Utilisations

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Lampe halogène

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Autres utilisations

Chez l'être humain

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