7. Propriétés chimiques
L'iode à l'état élémentaire I2 (diiode) se prépare en oxydant des iodures I– par le chlore ou le dioxyde de manganèse en milieu acide : 2 I– + Cl2 → I2 + 2 Cl–, 2_I– + 4H+ + MnO2 → I2 + 2H2O + Mn++.
Des réducteurs comme l'hydrogène sulfuré H2S ou l'hydrazine H2N-NH2 font passer le diiode de l'état d'oxydation 0 à l'état –1, celui des anions iodure I– : I2 + H2S → 2 HI + S (soufre précipitant), 2 I2 + H4N2 → 4 HI + N2 (diazote gazeux).
L'acide nitrique oxyde le diiode à l'état d'oxydation +5, dénoté I(V), celui des anions iodate IO3– : I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O.
Il en va de même pour l'oxydation par les chlorates : I2 + 2 ClO3– → 2 IO3– + Cl2.
En solution aqueuse, les bases convertissent le diiode I2 en anions iodure et iodate, à la suite du processus en deux étapes : I2 + 2 OH– → I– + IO– + H2O (K = 30), 3 IO– → 2 I– + IO3– (K = 1 020).
La chimie de l'iode est marquée par la tendance de cet élément à la multicoordination. L'atome d'iode forme des liaisons relativement faibles, mais pouvant être nombreuses (de 2 à 8) avec des atomes ou des groupements d'atomes fortement attracteurs des électrons. Ainsi, au nombre des composés interhalogènes, sont connues des molécules telles que IF3 ou ICl3, IF5, IF7. L'iode est dit polyvalent, multivalent ou hypervalent dans de tels composés. Les deux premiers adjectifs décrivent des composés de I(III) ou de I(V), voire de I(VII) lorsqu'il s'agit de composés purement minéraux.
Le terme « hypervalent », que Jeremy I. Musher introduisit en 1969, se réfère à des liaisons chimiques faibles, dans lesquelles deux électrons occupent un niveau d'énergie liant, tandis que deux autres électrons occupent un niveau d'éner […]
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