Corps simple solide non métallique.

En 1811, Courtois trouva l’iode dans la liqueur provenant du lessivage des cendres de varech après que le carbonate de sodium eut été séparé. Son nom vient d’un mot grec signifiant « violet », ce qui correspond à la couleur de la vapeur d’iode.

État naturel

Cet élément rare (10^–4 p. 100 de la lithosphère) se trouve dans l’eau de mer (0,001 p. 100), dans l’eau de poches pétrolifères et dans les nitrates naturels du Chili (caliches). Dans ces derniers sels, il existe à l’état d’iodure et d’iodate (0,15 à 0,2 p. 100), et cela constitue actuellement la principale source industrielle de cet élément.

Atome

L’élément a le numéro atomique 53 et la structure électronique suivante dans l’état fondamental de l’atome : 1s², 2s², 2p⁶ ; 3s², 3p⁶, 3d¹⁰, 4s², 4p⁶, 4d¹⁰, 5s², 5p⁵ ; il en résulte des possibilités de liaisons avec des atomes voisins analogues à celles qui sont observées avec le chlore et le brome. Les énergies successives d’ionisation prennent les valeurs suivantes : 10,4 eV ; 19,2 eV ; 31,4 eV ; 41,7 eV ; 52,2 eV ; 77 eV ; 90,5 eV et 170 eV avec le 8^e électron. On peut constater que ces valeurs sont inférieures à celles qui correspondent au brome. L’affinité électronique est de 3,44 eV. Il en résulte un rayon atomique de 1,33 Å et un rayon du cation I^– de 2,16 Å.

Corps simple et dérivés

L’iode est solide à la température ordinaire, il fond à 113 °C, et sa température normale d’ébullition est de 183 °C ; donc, le point triple de l’iode a une pression inférieure à la pression atmosphérique normale.

La tension de sublimation de l’iode est assez forte dès qu’on le chauffe, ce qui fait que pour fondre de petites quantités d’iode il est commode de réduire sa vitesse de sublimation en le plaçant sous une couche d’acide sulfurique.

L’iode a des propriétés communes aux halogènes et plus particulièrement au chlore, mais s’en différencie sur certains points. En particulier, l’électronégativité de l’iode est nettement plus atténuée que celle des autres halogènes, et certaines propriétés l’apparentent aux métaux. Ainsi, les réactions de substitution sont peu nombreuses ; l’iode est le seul halogène qui soit oxydé directement en oxyde (I₂O₅) par ClO₂. L’iode donne des cations hydrocarbonés, comme dans l’iodure de diphényliodonium (C₆H₅)₂I₂, soit (C₆H₅)₂I⁺ I^–. On connaît aussi les dérivés des ions I⁺ et I⁺³, comme dans I Cl (ionisé dans le nitrobenzène en I⁺ et I Cl₂^–) ou I(CH₃CO₂)₃ et I(IO₃)₃, ce dernier étant un iodate d’iode.

L’iode est extrait des iodures de cendres de varech par oxydation au moyen de chlorate en milieu acide ou à partir de l’iodate de sodium (contenu dans les nitrates du Chili) par réduction en iodure, puis conversion en milieu acide d’un mélange convenable d’iodure et d’iodate selon la réaction
5 NaI + NaIO₃ + 3 H₂SO₄ → 3 Na₂SO₄ + 3 H₂O + 3 I₂.
L’iode n’est utilisé qu’en quantités relativement faibles à l’état libre, sous forme d’iodures ou de composés organiques.

On utilise le nucléide ¹³¹I radioactif pour le traitement des affections thyroïdiennes ; la teinture d’iode (solution alcoolique d’iodure de potassium et d’iode) est d’emploi pharmaceutique commun.

H. B.

➙ Halogène.

 C. Duval, l’Iode (P. U. F., coll. « Que sais-je ? », 1969).

Corpuscule microscopique formé par un atome ou un groupe d’atomes auquel ont été ajoutés ou retranchés un ou plusieurs électrons. Selon le cas, il porte une charge totale positive : il s’agit alors d’un ion positif, ou cation ; ou bien, il porte une charge totale négative, et on parle d’un ion négatif ou anion.

Généralités

La charge totale portée par un ion, qu’elle soit positive ou négative, est toujours un multiple ne de la charge élémentaire e de l’électron, le nombre n de charges élémentaires est appelé valence de l’ion. On dit encore que l’ion est univalent pour n = 1, bivalent pour n = 2, trivalent pour n = 3, etc.

C’est Arrhenius* qui a introduit la notion d’ion à la fin du xix^e s. pour expliquer le passage du courant électrique à travers les électrolytes. Supposons que la molécule AC d’un électrolyte se fractionne, lorsqu’on le dissout dans l’eau, en deux ions portant respectivement les charges électriques – ne et + ne, et que l’on représentera par A^n– et Cⁿ⁺. L’électrode positive du voltamètre, appelée anode, attire les ions négatifs A^n– ; l’électrode négative du voltamètre, appelée cathode, attire au contraire les ions positifs Cⁿ⁺. Les ions qui arrivent au contact d’une électrode perdent leur charge électrique et redeviennent un groupement moléculaire neutre qui soit se dépose sur l’électrode, soit entre en réaction chimique avec le milieu environnant. Pour assurer l’équilibre électrique de la solution, il faut que le nombre de cations (positifs) qui se déchargent à la cathode soit constamment égal au nombre d’anions (négatifs) qui se déchargent sur l’anode. Chaque fois qu’un cation et un anion se déposent simultanément sur chaque électrode, tout se passe comme si n électrons étaient passés, de la cathode vers l’anode ou encore comme si la charge + ne était passée en sens inverse de l’anode vers la cathode.

Le dépôt aux électrodes d’une molécule-gramme du composé chimique correspond au dépôt de N molécules vraies, en utilisant le nombre d’Avogadro N = 6.10²³ ; la quantité d’électricité qui a été transportée entre les deux électrodes vaut alors
N.ne = n faradays
(1 faraday = Ne = 96 500 coulombs).
C’est ce qui permet la détermination de la valence n des ions.