- L'histoire
- Découverte
- Émergence du nom
- Utilisations historiques
- Proprietes physiques et chimiques
- Apparence
- Poids atomique standard
- Numéro atomique (Z)
- Point de fusion
- Point d'ébullition
- Densité
- Solubilité
- Odeur
- Coefficient de partage octanol / eau
- Décomposition
- Viscosité
- Point triple
- Point critique
- Température de fusion
- Chaleur de vaporisation
- Capacité calorique molaire
- La pression de vapeur
- Numéros d'oxydation
- Electronégativité
- Énergie d'ionisation
- Conductivité thermique
- Résistivité électrique
- Ordre magnétique
- Réactivité
- Structure et configuration électronique
- - Atome d'iode et ses liaisons
- - Cristaux
- Lier les distances
- - Phases
- Où trouver et obtenir
- La caliche
- Eau salée
- Rôle biologique
- - Régime recommandé
- - Les hormones thyroïdiennes
- Modifier les effets
- - Carence
- Des risques
- Applications
- Médecins
- Réactions et action catalytique
- Photographie et optique
- Autres utilisations
- Références
L' iode est un élément réactif non métallique appartenant au groupe 17 du tableau périodique (halogènes) et est représenté par le symbole chimique I. Il s'agit essentiellement d'un élément assez populairement connu de l'eau iodée jusqu'à l'hormone tyrosine.
A l'état solide, l'iode est gris foncé avec un éclat métallique (image du bas), capable de se sublimer pour produire une vapeur violette qui, condensée sur une surface froide, laisse un résidu sombre. Les expériences pour démontrer ces caractéristiques ont été nombreuses et intéressantes.
Cristaux d'iode robustes. Source: BunGee
Cet élément a été isolé pour la première fois par Bernard Curtois en 1811, tout en obtenant des composés qui ont servi de matière première à la fabrication du nitrate. Cependant, Curtois n'a pas identifié l'iode comme un élément, un mérite partagé par Joseph Gay-Lussac et Humphry Davy. Gay-Lussac a identifié l'élément comme «iode», un terme qui venait du mot grec «ioides» avec lequel la couleur violette était désignée.
L'iode élémentaire, comme les autres halogènes, est une molécule diatomique, composée de deux atomes d'iode liés par une liaison covalente. L'interaction de Van der Waals entre les molécules d'iode est la plus forte parmi les halogènes. Cela explique pourquoi l'iode est l'halogène ayant les points de fusion et d'ébullition les plus élevés. De plus, c'est le moins réactif des halogènes et celui qui a la plus faible électronégativité.
L'iode est un élément essentiel qui doit être ingéré, car il est nécessaire à la croissance corporelle; développement cérébral et mental; métabolisme en général, etc., recommandant un apport journalier de 110 µg / jour.
La carence en iode dans l'état fœtal d'une personne est associée à l'apparition d'un crétinisme, une condition caractérisée par un ralentissement de la croissance corporelle; ainsi qu'un développement mental et intellectuel insuffisant, strabisme, etc.
Parallèlement, une carence en iode à tout âge de l'individu est associée à l'apparition d'un goitre, caractérisé par une hypertrophie de la thyroïde. Le goitre est une maladie endémique, car elle est confinée à certaines zones géographiques avec leurs propres caractéristiques nutritionnelles.
L'histoire
Découverte
L'iode a été découvert par le chimiste français Bernard Curtois, en 1811, alors qu'il travaillait avec son père dans la production de nitrate, nécessitant du carbonate de sodium pour cela.
Ce composé a été isolé des algues récoltées au large des côtes normandes et bretonnes. Pour cela, les algues ont été brûlées et les cendres lavées à l'eau, les résidus résultants étant détruits par addition d'acide sulfurique.
Une fois, peut-être par erreur fortuite, Curtois a ajouté un excès d'acide sulfurique et une vapeur violette s'est formée qui s'est cristallisée sur les surfaces froides, se déposant sous forme de cristaux sombres. Curtois soupçonnait qu'il était en présence d'un nouvel élément et l'appelait "Substance X".
Curtois a découvert que cette substance, mélangée à de l'ammoniac, formait un solide brun (triiodure d'azote) qui explosait au contact minimal.
Cependant, Curtois a été limité dans la poursuite de ses recherches et a décidé de donner des échantillons de sa substance à Charles Desormes, Nicolas Clément, Joseph Gay-Lussac et André-Marie Ampère, afin d'obtenir leur collaboration.
Émergence du nom
En novembre 1813, Desormes et Clément rendent publique la découverte de Curtois. En décembre de la même année, Gay-Lussac a souligné que la nouvelle substance pourrait être un nouvel élément, suggérant le nom «iode» du mot grec «ioides», désigné pour le violet.
Sir Humphry Davy, qui a reçu une partie de l'échantillon donné à Ampère par Curtois, a expérimenté avec l'échantillon et a noté une similitude avec le chlore. En décembre 1813, la Royal Society of London fut impliquée dans l'identification d'un nouvel élément.
Bien qu'une discussion ait eu lieu entre Gay-Lussac et Davy au sujet de l'identification de l'iode, ils ont tous deux reconnu que Curtois était le premier à l'isoler. En 1839, Curtois reçut finalement le prix Montyn de l'Académie royale des sciences en reconnaissance de l'isolement de l'iode.
Utilisations historiques
En 1839, Louis Daguerre donne à l'iode sa première utilisation commerciale, inventant une méthode de production d'images photographiques appelées daguerréotypes, sur de fines feuilles de métal.
En 1905, le pathologiste nord-américain David Marine a étudié la carence en iode dans certaines maladies et a recommandé son apport.
Proprietes physiques et chimiques
Apparence
Sublimation de cristaux d'iode. Source: Ershova Elizaveta
Gris foncé uni avec éclat métallique. Lorsqu'elles sont sublimées, ses vapeurs sont de couleur violette (image du haut).
Poids atomique standard
126,904 unités
Numéro atomique (Z)
53
Point de fusion
113,7 ºC
Point d'ébullition
184,3 ºC
Densité
Température ambiante: 4,933 g / cm 3
Solubilité
Il se dissout dans l'eau pour produire des solutions brunes avec une concentration de 0,03% à 20 ºC.
Cette solubilité augmente considérablement s'il y a des ions iodure préalablement dissous, car un équilibre s'établit entre I - et I 2 pour former l'espèce anionique I 3 -, qui se solvate mieux que l'iode.
Dans les solvants organiques tels que le chloroforme, le tétrachlorure de carbone et le disulfure de carbone, l'iode se dissout en donnant une teinte violette. En outre, il se dissout dans les composés azotés, tels que la pyridine, la quinoléine et l'ammoniaque, pour former à nouveau une solution brunâtre.
La différence dans les colorations réside dans le fait que l'iode est dissous sous forme de molécules solvatées I 2, ou sous forme de complexes de transfert de charge; ces derniers apparaissent lorsqu'il s'agit de solvants polaires (parmi lesquels l'eau), qui se comportent comme des bases de Lewis en donnant des électrons à l'iode.
Odeur
Piquant, irritant et caractéristique. Seuil olfactif: 90 mg / m 3 et seuil olfactif irritant: 20 mg / m 3.
Coefficient de partage octanol / eau
Log P = 2,49
Décomposition
Lorsqu'il est chauffé jusqu'à décomposition, il émet une fumée d'iodure d'hydrogène et divers composés iodés.
Viscosité
2,27 cP à 116 ºC
Point triple
386,65 K et 121 kPa
Point critique
819 K et 11,7 MPa
Température de fusion
15,52 kJ / mol
Chaleur de vaporisation
41,57 kJ / mol
Capacité calorique molaire
54,44 J / (mol K)
La pression de vapeur
L'iode a une pression de vapeur modérée et lorsque le récipient est ouvert, il se sublime lentement en une vapeur violette, irritant pour les yeux, le nez et la gorge.
Numéros d'oxydation
Les nombres d'oxydation de l'iode sont: - 1 (I -), +1 (I +), +3 (I 3+), +4 (I 4+), +5 (I 5+), +6 (I 6+) et +7 (I 7+). Dans tous les sels d'iodure, tels que KI, l'iode a un indice d'oxydation de -1, car en eux nous avons l'anion I -.
L'iode acquiert des nombres d'oxydation positifs lorsqu'il est combiné avec des éléments plus électronégatifs que lui; par exemple, dans ses oxydes (I 2 O 5 et I 4 O 9) ou des composés interhalogénés (IF, I-Cl et I-Br).
Electronégativité
2,66 sur l'échelle de Pauling
Énergie d'ionisation
Premièrement: 1008,4 kJ / mol
Deuxième: 1845 kJ / mol
Troisième: 3180 KJ / mol
Conductivité thermique
0,449 W / (m K)
Résistivité électrique
1,39 · 10 7 Ω · m à 0 ºC
Ordre magnétique
Diamagnétique
Réactivité
L'iode se combine avec la plupart des métaux pour former des iodures, ainsi que des éléments non métalliques tels que le phosphore et d'autres halogènes. L'ion iodure est un agent réducteur puissant, libérant spontanément un électron. L'oxydation de l'iodure produit une teinte brunâtre d'iode.
L'iode, contrairement à l'iodure, est un agent oxydant faible; plus faible que le brome, le chlore et le fluor.
L'iode avec l'indice d'oxydation +1 peut se combiner avec d'autres halogènes avec l'indice d'oxydation -1, pour donner les halogénures d'iode; par exemple: bromure d'iode, IBr. De même, il se combine avec l'hydrogène pour donner naissance à l'iodure d'hydrogène, qui, après dissolution dans l'eau, est appelé acide iodhydrique.
L'acide iodhydrique est un acide très fort capable de former des iodures par réaction avec des métaux ou leurs oxydes, hydroxydes et carbonates. L'iode a un état d'oxydation +5 dans l'acide iodique (HIO 3), qui est déshydraté pour produire du pentoxyde d'iode (I 2 O 5).
Structure et configuration électronique
- Atome d'iode et ses liaisons
Molécule d'iode diatomique. Source: Benjah-bmm27 via Wikipedia.
L'iode dans son état fondamental est constitué d'un atome qui a sept électrons de valence, un seul étant capable de compléter son octet et de devenir isoélectronique avec le gaz rare xénon. Ces sept électrons sont disposés dans leurs orbitales 5s et 5p selon leur configuration électronique:
4j 10 5s 2 5p 5
Par conséquent, les atomes I montrent une forte tendance à se lier de manière covalente de sorte que chacun a individuellement huit électrons dans sa couche la plus externe. Ainsi, deux atomes I se rejoignent et forment la liaison II, qui définit la molécule diatomique I 2 (image du haut); unité moléculaire de l'iode dans ses trois états physiques dans des conditions normales.
L'image montre la molécule I 2 représentée par un modèle de remplissage spatial. Ce n'est pas seulement une molécule diatomique, mais aussi homonucléaire et apolaire; par conséquent, leurs interactions intermoléculaires (I 2 - I 2) sont régies par les forces de dispersion de Londres, qui sont directement proportionnelles à leur masse moléculaire et à la taille des atomes.
Cette liaison II, cependant, est plus faible par rapport aux autres halogènes (FF, Cl-Cl et Br-Br). Ceci est théoriquement dû au faible chevauchement de leurs orbitales hybrides sp 3.
- Cristaux
La masse moléculaire de I 2 permet à ses forces dispersives d'être directionnelles et suffisamment fortes pour établir un cristal orthorhombique à pression ambiante. Sa teneur élevée en électrons amène la lumière à favoriser des transitions d'énergie sans fin, ce qui fait que les cristaux d'iode se colorent en noir.
Cependant, lorsque l'iode se sublime, ses vapeurs présentent une coloration violette. Ceci indique déjà une transition plus spécifique au sein des orbitales moléculaires I 2 (celles d'énergie plus élevée ou anti-liaison).
Cellule unitaire orthorhombique centrée sur la base pour le cristal d'iode. Source: Benjah-bmm27.
Ci-dessus, les molécules I 2, représentées par un motif de sphères et de bâtonnets, disposées dans la cellule unitaire orthorhombique.
On peut voir qu'il y a deux couches: celle du bas avec cinq molécules et celle du milieu avec quatre. Notez également qu'une molécule d'iode se trouve à la base de la cellule. Le verre est construit en distribuant périodiquement ces couches dans les trois dimensions.
En parcourant la direction parallèle aux liaisons II, on constate que les orbitales d'iode se chevauchent pour générer une bande de conduction, ce qui fait de cet élément un semi-conducteur; cependant, sa capacité à conduire l'électricité disparaît si la direction perpendiculaire aux couches est suivie.
Lier les distances
Le lien II semble s'être développé; et en fait il l'est, puisque la longueur de sa liaison augmente de 266 pm (état gazeux), à 272 pm (état solide).
Cela peut être dû au fait que les molécules I 2 sont très éloignées dans le gaz, leurs forces intermoléculaires étant presque négligeables; tandis que dans le solide, ces forces (II - II) deviennent tangibles, attirant les atomes d'iode de deux molécules voisines l'une vers l'autre et raccourcissant par conséquent la distance intermoléculaire (ou interatomique, vue d'une autre manière).
Puis, lorsque le cristal d'iode se sublime, la liaison II se contracte en phase gazeuse, puisque les molécules voisines n'exercent plus la même force attractive (dispersive) sur leur environnement. Et aussi, logiquement, la distance I 2 - I 2 augmente.
- Phases
Il a été mentionné précédemment que la liaison II est plus faible par rapport aux autres halogènes. Dans la phase gazeuse à une température de 575 ° C, 1% des molécules I 2 se désintègrent en atomes I. Il y a tellement d'énergie thermique que seulement deux I rejoignent ils se séparent, et ainsi de suite.
De même, cette rupture de liaison peut se produire si d'énormes pressions sont appliquées aux cristaux d'iode. En la comprimant trop (sous une pression des centaines de milliers de fois supérieure à la pression atmosphérique), les molécules I 2 se réorganisent en phase I monoatomique, et on dit alors que l'iode présente des caractéristiques métalliques.
Cependant, il existe d'autres phases cristallines, telles que: l'orthorhombique centrée sur le corps (phase II), la tétragonale centrée sur le corps (phase III) et la cubique centrée sur le visage (phase IV).
Où trouver et obtenir
L'iode a un rapport pondéral, par rapport à la croûte terrestre, de 0,46 ppm, se classant au 61e rang en abondance. Les minéraux iodés sont rares et les gisements d'iode commercialement exploitables sont les iodates.
Les minéraux iodés se trouvent dans les roches ignées avec une concentration de 0,02 mg / kg à 1,2 mg / kg, et dans les roches magmatiques avec une concentration de 0,02 mg à 1,9 mg / kg. On le trouve également dans le schiste de Kimmeridge, avec une concentration de 17 mg / kg de poids.
De plus, les minéraux iodés se trouvent dans les roches phosphatées avec une concentration allant de 0,8 à 130 mg / kg. L'eau de mer a une concentration d'iode allant de 0,1 à 18 µg / L. Les algues, les éponges et les huîtres étaient autrefois les principales sources d'iode.
Actuellement, cependant, les principales sources sont la caliche, les gisements de nitrate de sodium dans le désert d'Atacama (Chili) et les saumures, principalement du gisement de gaz japonais de Minami Kanto, à l'est de Tokyo, et du gisement de gaz d'Anadarko. Bassin en Oklahoma (USA).
La caliche
L'iode est extrait de la caliche sous forme d'iodate et est traité avec du bisulfite de sodium pour le réduire en iodure. La solution est ensuite mise à réagir avec de l'iodate fraîchement extrait pour faciliter sa filtration. Caliche était la principale source d'iode au XIXe et au début du XXe siècle.
Eau salée
Après purification, la saumure est traitée avec de l'acide sulfurique, qui produit de l'iodure.
Cette solution d'iodure est ensuite mise à réagir avec du chlore pour produire une solution diluée d'iode, qui est évaporée par un courant d'air qui est détourné vers une tour d'absorption de dioxyde de soufre, produisant la réaction suivante:
I 2 + 2 H 2 O + SO 2 => 2 HI + H 2 SO 4
Par la suite, l'iodure d'hydrogène gazeux réagit avec le chlore pour libérer l'iode à l'état gazeux:
2 HI + Cl 2 => I 2 + 2 HCl
Et enfin, l'iode est filtré, purifié et conditionné pour utilisation.
Rôle biologique
- Régime recommandé
L'iode est un élément essentiel, car il intervient dans de nombreuses fonctions chez les êtres vivants, qui sont surtout connues chez l'homme. La seule façon pour l'iode d'entrer dans l'homme est par la nourriture qu'il mange.
Le régime recommandé en iode varie avec l'âge. Ainsi, un enfant de 6 mois nécessite un apport de 110 µg / jour; Mais à partir de 14 ans, le régime recommandé est de 150 µg / jour. De plus, il est indiqué que l'apport en iode ne doit pas dépasser 1 100 µg / jour.
- Les hormones thyroïdiennes
L'hormone stimulant la thyroïde (TSH) est sécrétée par l'hypophyse et stimule l'absorption d'iode par les follicules thyroïdiens. L'iode est transporté dans les follicules thyroïdiens, appelés colloïdes, où il se lie à l'acide aminé tyrosine pour former la monoiodotyrosine et la diiodotyrosine.
Dans le colloïde folliculaire, une molécule de monoiodothyronine s'associe à une molécule de diiodothyronine pour former une molécule appelée triiodothyronine (T 3). D'autre part, deux molécules de diiodotyrosine peuvent se rejoindre, formant la tétraiodothyronine (T 4). T 3 et T 4 sont appelés hormones thyroïdiennes.
Les hormones T 3 et T 4 sont sécrétées dans le plasma où elles se lient aux protéines plasmatiques; y compris la protéine de transport de l'hormone thyroïdienne (TBG). La plupart des hormones thyroïdiennes sont transportées dans le plasma sous forme de T 4.
Cependant, la forme active des hormones thyroïdiennes est T 3, donc T 4 dans les «organes blancs» des hormones thyroïdiennes, subit une désiodation et se transforme en T 3 pour exercer son action hormonale.
Modifier les effets
Les effets de l'action des hormones thyroïdiennes sont multiples, les suivants étant possibles: augmentation du métabolisme et de la synthèse des protéines; promotion de la croissance corporelle et du développement du cerveau; augmentation de la pression artérielle et de la fréquence cardiaque, etc.
- Carence
La carence en iode et, par conséquent, en hormones thyroïdiennes, appelée hypothyroïdie, a de nombreuses conséquences qui sont influencées par l'âge de la personne.
Si une carence en iode survient au cours de l'état fœtal d'une personne, la conséquence la plus importante est le crétinisme. Cette condition est caractérisée par des signes tels qu'une fonction mentale altérée, un développement physique retardé, un strabisme et une maturation sexuelle retardée.
Une carence en iode peut induire un goitre, quel que soit l'âge auquel la carence survient. Un goitre est un surdéveloppement de la thyroïde, causé par une stimulation excessive de la glande par l'hormone TSH, libérée par l'hypophyse à la suite d'une carence en iode.
La taille excessive de la thyroïde (goitre) peut comprimer la trachée, limitant le passage de l'air à travers elle. De plus, il peut endommager les nerfs laryngés pouvant entraîner un enrouement.
Des risques
L'empoisonnement dû à une consommation excessive d'iode peut provoquer des brûlures de la bouche, de la gorge et de la fièvre. Aussi douleurs abdominales, nausées, vomissements, diarrhée, pouls faible et coma.
Un excès d'iode produit certains des symptômes observés dans une carence: il y a une inhibition de la synthèse des hormones thyroïdiennes, augmentant ainsi la libération de TSH, ce qui entraîne une hypertrophie de la thyroïde; c'est-à-dire un goitre.
Des études ont montré qu'un apport excessif en iode peut provoquer une thyroïdite et un cancer papillaire de la thyroïde. De plus, un apport excessif en iode peut interagir avec les médicaments, limitant leur action.
Prendre trop d'iode en association avec des médicaments antithyroïdiens, tels que le méthimazole, utilisé pour traiter l'hyperthyroïdie, peut avoir un effet additif et provoquer une hypothyroïdie.
Les inhibiteurs de l'enzyme de conversion de l'angiotensine (ECA), tels que le bénazépril, sont utilisés pour traiter l'hypertension. La prise d'une quantité excessive d'iodure de potassium augmente le risque d'hyperkaliémie et d'hypertension.
Applications
Médecins
L'iode agit comme un désinfectant pour la peau ou les plaies. Il a une action antimicrobienne presque instantanée, pénétrant à l'intérieur des micro-organismes et interagissant avec les acides aminés soufrés, les nucléotides et les acides gras, ce qui provoque la mort cellulaire.
Il exerce son action antivirale principalement sur les virus couverts, en postulant qu'il attaque les protéines à la surface des virus couverts.
L'iodure de potassium sous forme de solution concentrée est utilisé dans le traitement de la thyrotoxicose. Il est également utilisé pour contrôler les effets du rayonnement 131 I en bloquant la liaison de l'isotope radioactif à la thyroïde.
L'iode est utilisé dans le traitement de la kératite dendritique. Pour ce faire, la cornée est exposée à de la vapeur d'eau saturée d'iode, perdant temporairement l'épithélium de la cornée; mais il y en a une guérison complète en deux ou trois jours.
L'iode a également des effets bénéfiques dans le traitement de la fibrose kystique du sein humain. De même, il a été suggéré que 131 I pourrait être un traitement optionnel pour le cancer de la thyroïde.
Réactions et action catalytique
L'iode est utilisé pour détecter la présence d'amidon, donnant une teinte bleue. La réaction de l'iode avec l'amidon est également utilisée pour détecter la présence de faux billets imprimés sur du papier contenant de l'amidon.
Le tétraiodomercurate de potassium (II), également connu sous le nom de réactif de Nessler, est utilisé dans la détection de l'ammoniac. En outre, une solution d'iode alcaline est utilisée dans le test iodoforme, pour montrer la présence de méthylcétones.
Les iodures inorganiques sont utilisés dans la purification de métaux, tels que le titane, le zirconium, l'hafnium et le thorium. Dans une étape du procédé, les tétraiodures de ces métaux doivent être formés.
L'iode sert de stabilisant pour la colophane, l'huile et d'autres produits du bois.
L'iode est utilisé comme catalyseur dans les réactions de synthèse organique de méthylation, d'isomérisation et de déshydrogénation. Pendant ce temps, l'acide iodhydrique est utilisé comme catalyseur pour la production d'acide acétique dans les procédés Monsanto et Cativa.
L'iode joue le rôle de catalyseur dans la condensation et l'alkylation des amines aromatiques, ainsi que dans les processus de sulfatation et de sulfatation, et pour la production de caoutchoucs synthétiques.
Photographie et optique
L'iodure d'argent est un composant essentiel du film photographique traditionnel. L'iode est utilisé dans la fabrication d'instruments électroniques tels que les prismes monocristallins, les instruments optiques polarisants et le verre capable de transmettre des rayons infrarouges.
Autres utilisations
L'iode est utilisé dans la fabrication de pesticides, de colorants aniline et de phtaléine. De plus, il est utilisé dans la synthèse de colorants et est un agent extincteur de fumée. Et enfin, l'iodure d'argent sert de noyau de condensation pour la vapeur d'eau dans les nuages, afin de provoquer la pluie.
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