投稿者: yako77

Qu’est-ce que l’oxyde d’azote ?

Il existe différents types d’oxyde d’azote dont les nombres d’oxydation vont de I à V. Les exemples incluent le monoxyde d’azote (NO), le dioxyde d’azote (NO2), le trioxyde d’azote (NO3), le monoxyde de diazote (N2O), le trioxyde de diazote (N2O3), le tétroxyde de diazote (N2O4) et le pentoxyde de diazote (N2O5).

Utilisations de l’oxyde d’azote

Oxyde d’azote est le terme générique pour les oxydes d’azote, dont le monoxyde d’azote (NO), le dioxyde d’azote (NO2) et le monoxyde de diazote (N2O) sont les plus couramment utilisés.

1. Monoxyde d’azote

Le monoxyde d’azote est utilisé comme agent de blanchiment dans la rayonne et comme matière première dans la fabrication des semi-conducteurs. Il est également utilisé comme intermédiaire dans la production d’acide nitrique.

2. Dioxyde d’azote

Le dioxyde d’azote est également utilisé comme agent de dissolution et de décomposition des échantillons analysés, ainsi que comme agent de blanchiment, catalyseur et agent de nitrocation pour les composés organométalliques. Il est également utilisé comme agent oxydant dans les explosifs, le carburant des fusées et les inhibiteurs de polymérisation.

Il est également utilisé comme matière première synthétique et comme intermédiaire pour d’autres composés tels que l’acide nitrique.

3. Monoxyde de diazote

Le monoxyde de diazote est souvent utilisé pour l’anesthésie en dentisterie, en chirurgie, en obstétrique et en gynécologie. Il est également utilisé dans l’industrie comme matériau semi-conducteur et gaz vecteur pour l’analyse par absorption atomique, ainsi que pour la détection des fuites, les réfrigérants et le remplissage de ballons et de pneus avec du gaz.

Caractéristiques de l’oxyde d’azote

Il a des caractéristiques différentes selon le type. Les caractéristiques des types les plus courants sont les suivantes :

1. Monoxyde d’azote

Gaz incolore à température ambiante, avec un point de fusion de -164°C et un point d’ébullition de -152°C, le liquide et le solide sont bleus. Au contact de l’air, il s’oxyde immédiatement en dioxyde d’azote.

Le monoxyde d’azote est également produit dans le corps et est transporté vers le muscle lisse des artères. L’oxyde nitrique augmente la flexibilité des muscles lisses et prévient l’athérosclérose.

La flexibilité des vaisseaux sanguins empêche les dépôts de graisse dans les vaisseaux sanguins et la détérioration de la circulation sanguine.

2. Dioxyde d’azote

Gaz brun rougeâtre produit lorsque des nitrates de métaux lourds sont chauffés, avec un point de fusion de -9,3°C et un point d’ébullition de 21,3°C. Le liquide est jaune et le solide est incolore. Il se dissout dans l’eau pour former de l’acide nitrique corrosif, de sorte que l’humidité doit être strictement contrôlée pendant le stockage et l’utilisation.

Il est produit en mélangeant de l’air (oxygène) avec de l’oxyde d’azote, qui est produit par l’oxydation catalytique de l’ammoniac.

3. Trioxyde d’azote

L’oxyde d’azote est un gaz instable de couleur bleu foncé. Il est produit par la réaction avec l’ozone et est très instable.

4. Monoxyde de diazote

Également appelé oxyde d’azote, ce gaz incolore a un point de fusion de -91°C et un point d’ébullition de -89°C. C’est un gaz stable et ininflammable. Il est caractéristique des anesthésiques et des analgésiques et est appelé gaz hilarant parce qu’il provoque des contractions des muscles faciaux lorsqu’il est inhalé, ce qui donne l’impression de rire.

Il est produit industriellement par décomposition de la matière première, une solution de nitrate d’ammonium à 80 %, dans un réservoir de réaction maintenu à environ 250 °C par chute de la solution à un débit constant ou par oxydation directe de l’ammoniac à l’aide d’un catalyseur.

5. Trioxyde de diazote

Gaz brun à température ambiante avec un point de fusion de -102°C, un point d’ébullition de 3,5°C et une couleur bleue à l’état liquide et solide. Dissous dans l’eau, il forme de l’acide nitreux, qui se décompose ensuite en acide nitrique, en oxyde nitrique et en eau.

6. Tétroxyde de diazote

Il s’agit d’un gaz jaune pâle dont le point de fusion est de -9,3°C et le point d’ébullition de 21,2°C. Le tétroxyde de diazote solide est obtenu par refroidissement du dioxyde d’azote.

7. Pentoxyde de diazote

Solide incolore et déliquescent dont le point de fusion est de 30°C. Il se décompose à 47°C en dioxyde d’azote et en oxygène, mais est stable lorsqu’il est stocké dans l’obscurité à une température inférieure à 0°C. Il réagit violemment avec l’eau pour former de l’acide nitrique.

Autres informations sur l’oxyde d’azote

Effets de l’oxyde d’azote sur l’environnement et les organismes vivants

Parmi les oxydes d’azote, le monoxyde d’azote et le dioxyde d’azote sont réduits en termes de pollution atmosphérique, car ils sont à l’origine du smog photochimique et des pluies acides. Les sources d’oxyde d’azote sont les usines, les centrales thermiques, les véhicules et les habitations.

L’azote contenu dans le pétrole, le charbon et les matières premières chimiques peut être généré par combinaison avec l’oxygène, ou par réaction de l’azote atmosphérique avec l’oxygène lorsqu’il est exposé à des températures élevées. Le monoxyde d’azote est progressivement oxydé par l’oxygène de l’air en dioxyde d’azote, de sorte que même si le monoxyde d’azote est présent immédiatement après sa production, on pense qu’il s’agit principalement de dioxyde d’azote dans l’atmosphère ambiante.

Des concentrations élevées d’oxyde d’azote augmentent le risque de toux, de production d’expectorations et de développement de maladies respiratoires. L’oxyde d’azote réagit également avec l’humidité de l’atmosphère pour former de l’acide nitrique qui, lorsqu’il est mélangé à la pluie et à la neige, donne lieu à des pluies acides.

En outre, l’oxyde d’azote est exposé au rayonnement ultraviolet, ce qui provoque des réactions photochimiques produisant des oxydants photochimiques (Ox). Lorsque la concentration de ces oxydants photochimiques dans l’atmosphère augmente, un aspect blanc et flou, connu sous le nom de smog photochimique, apparaît. Les oxydants photochimiques peuvent provoquer des douleurs oculaires, des maux de tête et des nausées.

Qu’est-ce que l’oxyde de lanthane ?

L’oxyde de lanthane est une poudre blanche et un composé inorganique dont la formule chimique est La2O3, le poids moléculaire 325,81 et le numéro d’enregistrement CAS 1312-81-8.

Les principales propriétés physiques et chimiques de l’oxyde de lanthane sont un point de fusion/congélation de 2315°C et un point d’ébullition ou de première distillation et un intervalle d’ébullition de 4200°C. Il est soluble dans l’acide chlorhydrique et l’acide nitrique et pratiquement insoluble dans l’eau.

L’oxyde de lanthane est également hygroscopique et absorbe facilement le dioxyde de carbone de l’air. Il n’est soumis à aucune législation nationale importante.

Utilisations de l’oxyde de lanthane

Il est utilisé dans le secteur de l’optique comme matière première pour les lentilles optiques. Il est également connu comme matière première du PLZT (titanate de zirconate de plomb et de lanthane), qui gagne en importance pour son utilisation dans les PLC (circuits planaires à ondes lumineuses). Dans le domaine des composants électroniques, il peut également être utilisé comme matière première pour les condensateurs céramiques et les matériaux pour batteries.

L’oxyde de lanthane est également utilisé comme matériau de support pour l’oxyde de zirconium (Zr), connu comme support pour les catalyseurs de gaz d’échappement des automobiles.

Propriétés de l’oxyde de lanthane

C’est un solide blanc inodore. En fonction du pH du composé, différentes structures cristallines peuvent être obtenues.

L’oxyde de Lanthane est hygroscopique et absorbe donc l’humidité au fil du temps dans l’air, se transformant en hydroxyde de lanthane. L’oxyde de lanthane possède des propriétés de semi-conducteur de type p et une bande interdite d’environ 5,8 eV.

La résistivité moyenne à température ambiante est de 10 kΩ-cm et diminue avec l’augmentation de la température. L’oxyde de lanthane a une permittivité très élevée de ε = 27 et possède l’énergie de réseau la plus faible de tous les oxydes de terres rares.

Structure de l’oxyde de lanthane

À basse température, La2O3 présente une structure hexagonale A-M2O3 : l’atome métallique La3+ est entouré de sept groupes de coordination O2- et les ions oxygène autour de l’atome métallique sont de forme octaédrique. Sur une face de l’octaèdre, il y a un ion d’oxygène.

En revanche, à haute température, La2O3 se transforme en une structure cubique de C-M2O3 : les ions La3+ sont entourés de six ions O2- et ont une forme hexagonale.

Autres informations sur l’oxyde de lanthane

1. Synthèse de l’oxyde de Lanthane

Il peut être cristallisé en polymorphes. Pour produire du La2O3 hexagonal, un substrat préchauffé, généralement constitué de chalcogénures métalliques, est pulvérisé avec une solution de LaCl3 0,1 M. Ce processus comporte deux étapes d’hydrolyse et de déshydratation.

Le surfactant lauryl sulfate de sodium et 2,5 % de NH3 peuvent également être combinés pour obtenir du La2O3 hexagonal. Une petite quantité de La(OH)3 est précipitée de cette solution aqueuse, qui est ensuite chauffée et agitée à 80°C pendant 24 heures pour produire du La2O3.

2. Réaction de l’oxyde de Lanthane

Il est utilisé comme additif pour élaborer certains matériaux ferroélectriques, notamment le Bi4Ti3O12 dopé au La (BLT). Les verres optiques utilisés pour les matériaux optiques sont souvent dopés au La2O3, qui peut améliorer l’indice de réfraction, la résistance mécanique et la durabilité chimique du verre.

Le mélange d’une réaction 3:1 de B2O3 et de La2O3 dans les verres composites permet d’abaisser le point de fusion, car le poids moléculaire élevé du lanthane augmente l’homogénéité du mélange fondu. L’ajout de La2O3 au verre fondu augmente la température de transition vitreuse de 658°C à 679°C. L’ajout de La2O3 peut également augmenter la densité, l’indice de réfraction et la microdureté du verre.

3. Les éléments obtenus avec l’oxyde de lanthane

L’analyse et la décomposition à long terme du minerai de gadolinite ont permis de découvrir plusieurs éléments. Au fur et à mesure de l’analyse de la gadolinite, les résidus ont été marqués d’abord avec de la céria, puis avec de l’oxyde de lanthane, suivi de l’yttria et de l’elvia.

Certains de ces nouveaux éléments ont été découverts et isolés par Carl Gustaf Mosander.

Qu’est-ce que l’oxyde de sodium ?

L’oxyde de sodium est un composé formé en mélangeant du sodium avec la bonne quantité d’oxygène et en provoquant une réaction chimique.

Dans des conditions normales, l’oxyde de sodium se présente sous la forme de cristaux blancs. Il est bien soluble dans l’eau et se transforme en hydroxyde de sodium après dissolution. L’oxyde de sodium réagit violemment lorsqu’il est exposé à l’eau, il doit donc être stocké et manipulé avec précaution.

Il est désigné comme substance nocive en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives au regard de la principale législation nationale.

Utilisations de l’oxyde de sodium

Il est généralement utilisé à l’état d’hydroxyde de sodium après réaction avec l’eau. L’hydroxyde de sodium, également connu sous le nom de sodium caustique, est utilisé dans un large éventail d’applications, notamment les fibres synthétiques, le papier, la pâte à papier, les produits chimiques, l’industrie alimentaire et le savon.

Par ailleurs, l’oxyde de sodium peut absorber le dioxyde de carbone et se transformer en carbonate de sodium, et peut également se transformer en peroxyde de sodium en étant chauffé à l’air. À l’état pur, il est souvent utilisé comme matériau pour une variété de composés.

Propriétés de l’oxyde de sodium

L’oxyde de sodium a un point de fusion de 1 132°C et se décompose à 1 950°C. Lorsqu’il est chauffé à plus de 400°C, il se décompose en peroxyde de sodium (Na2O2) et en sodium (Na).

Lors de l’altération des roches, le dioxyde de carbone atmosphérique se dissout dans l’eau, qui réagit avec l’oxyde de sodium du feldspath contenu dans la roche, le transformant en bicarbonate de sodium. L’oxyde de sodium se transforme également en carbonate de sodium lorsque le dioxyde de carbone est absorbé.

L’Oxyde de Sodium est hygroscopique. Par conséquent, lorsqu’il est dissous dans l’eau, il réagit chimiquement violemment avec l’eau et se transforme en hydroxyde de sodium. Lorsqu’il est chauffé à l’air, il devient du peroxyde de sodium.

Structure de l’oxyde de sodium

L’oxyde de sodium est un composé inorganique. Sa formule chimique est Na2O, sa masse molaire est 61,979 et sa densité est 2,27 g/cm3.

Les cristaux d’oxyde de sodium sont des cristaux blancs appartenant au système cristallin cubique. Il présente une structure de type fluorite inversée, avec des ions sodium en position d’ions fluorure et des ions oxyde en position d’ions calcium dans le fluorure de calcium. La constante de réseau de l’oxyde de sodium est a = 5,55 Å.

Autres informations sur l’oxyde de sodium

1. Formation

L’oxyde de sodium peut être formé par réaction chimique en mélangeant la bonne quantité d’oxygène et de sodium. Lorsque le sodium est chauffé dans un excès d’air, de l’oxyde de sodium ainsi qu’environ 20 % de peroxyde de sodium sont produits.

L’oxyde de sodium relativement pur peut être obtenu en faisant réagir chimiquement le sodium avec de l’hydroxyde de sodium à 300 °C et en éliminant le sodium n’ayant pas réagi par distillation.

En outre, la réaction chimique du sodium liquide avec le nitrate de sodium produit également de l’oxyde de sodium avec de l’azote.

2. Autres oxydes de sodium

Outre l’oxyde de sodium (Na2O), d’autres compositions d’oxydes de sodium comprennent le peroxyde de sodium (Na2O2) et le superoxyde de sodium (NaO2), qui contiennent des ions peroxyde (O22-).

Par exemple, l’oxyde de sodium (Na2O2, également appelé peroxyde de soude) est une substance granuleuse ou poudreuse de couleur jaune-blanc. Le peroxyde de sodium est un agent oxydant puissant qui réagit violemment avec l’eau en la décomposant en peroxyde d’hydrogène et en hydroxyde de sodium. L’oxyde de sodium est donc également une matière première pour la production de peroxyde d’hydrogène.

En revanche, le superoxyde de sodium (NaO2) est obtenu en faisant réagir l’oxyde de sodium avec de l’oxygène à des températures et pressions élevées. Le superoxyde de sodium peut également être obtenu par la réaction d’une solution ammoniacale de sodium avec de l’oxygène.

L’oxyde de sodium est facilement hydrolysé en un mélange de peroxyde de sodium et d’hydroxyde de sodium.

Qu’est-ce que le dioxyde titane ?

Le dioxyde de titane est un oxyde de titane insoluble obtenu par broyage fin de la titanite, un type de minéral oxydé.

Il est souvent utilisé comme pigment blanc en raison de sa très grande stabilité chimique et de son excellent pouvoir de blancheur et de coloration. Il existe trois types d’oxyde de titane, en fonction de l’indice d’oxydation.

Le dioxyde de titane est le plus stable et peut être utilisé dans un large éventail d’utilisations. Le dioxyde de titane est également connu sous le nom d’oxyde de titane ou de titane.

Utilisations du dioxyde de titane

Le dioxyde de titane est largement utilisé comme pigment blanc dans les peintures, les pigments, les glaçures, les encres d’imprimerie, les fibres composées et d’autres utilisations en raison de son excellente blancheur, de son pouvoir couvrant, de son pouvoir colorant et de sa stabilité chimique extrêmement élevée. D’autres substances industriellement persistantes sont décomposées grâce à l’action photocatalytique du dioxyde de titane.

Le dioxyde de titane est également utilisé dans les produits de protection solaire, les cosmétiques, les nettoyants pour le visage et les savons, les produits pour les ongles, etc., pour son utilisation en tant qu’agent colorant sûr et pour ses propriétés de protection contre les UV.

Propriétés du dioxyde de titane

L’oxyde de titane est soluble dans l’acide sulfurique concentré chaud, l’acide fluorhydrique et les sels alcalins fondus, mais insoluble dans les acides tels que l’acide nitrique. Il est également insoluble dans les alcalis, l’eau et les solvants organiques.

L’indice de réfraction du dioxyde de titane est plus élevé que celui du diamant. Il est photocatalytique et produit une forte force oxydante à sa surface lorsqu’il est exposé à la lumière.

Structure du dioxyde de titane

Le dioxyde de titane (IV) présente des structures cristallines anatase, rutile et brookite. Les types anatase et rutile sont tétragonaux, tandis que le type brookite est orthorhombique.

Lorsque le type anatase est chauffé à plus de 900 °C et le type brookite à plus de 650 °C, le type rutile se transforme en type rutile. La structure la plus stable est le type rutile. Par conséquent, une fois que la forme rutile a été transférée à la forme rutile, la structure est maintenue même lorsque la température est ramenée à un niveau bas.

Les structures cristallines utilisées dans l’industrie sont les types rutile et anatase. Elles diffèrent en termes d’indice de réfraction et d’autres propriétés et utilisations. Dans la nature, l’oxyde de titane (IV) est le principal constituant de la pierre rouge dorée, de la pyrite ac et de la titanite en plaques. La structure cristalline tétragonale de la crimsonite et de la pyrite est tétragonale, tandis que la structure cristalline orthorhombique de la titanite en plaques est orthorhombique.

Autres informations sur le dioxyde titane

1. Production de dioxyde de titane

Le minerai de rutile et le minerai d’ilménite (FeTiO3) sont utilisés comme matières premières. Les principales méthodes de production industrielle sont la méthode au chlore et la méthode à l’acide sulfurique.

La méthode au chlore est également connue sous le nom de méthode en phase gazeuse. Le minerai de rutile réagit d’abord avec du coke et du chlore pour produire du tétrachlorure de titane gazeux. Il est ensuite refroidi à l’état liquide et réagit avec de l’oxygène à haute température pour séparer le chlore gazeux, qui peut ensuite être utilisé pour produire du dioxyde de titane.

La méthode de l’acide sulfurique est également appelée méthode de la phase liquide. Le minerai d’ilménite est dissous dans de l’acide sulfurique concentré et les impuretés sont séparées sous forme de sulfate de fer pour former l’oxytitanate de titane. L’hydrolyse précipite l’oxyde de titane, qui peut être lavé, séché et calciné pour obtenir du dioxyde de titane.

2. Réduction du dioxyde de titane par l’hydrogène

Au-dessus de 600 °C, le dioxyde de titane (IV) est partiellement réduit par l’hydrogène gazeux pour produire un oxyde avec du titane bleu (III). Cependant, il redevient rapidement de l’oxyde de titane (IV) au contact de l’oxygène.

Lorsque les catalyseurs à base de métaux précieux supportés par le dioxyde de titane (IV) sont réduits à haute température, ils sont sujets au SMSI (anglais : Strong Metal Support Interaction), un phénomène dans lequel l’activité du catalyseur change de manière significative lorsque les nanoparticules de métal sur le support d’oxyde sont exposées au gaz de réaction. SMSI.

La réduction de l’hydrogène à des températures supérieures à 900 °C produit du TiOx (x = 1,85-1,94), de couleur bleu foncé et de composition indéterminée. Cette composition est stable lorsqu’elle est exposée à l’oxygène à température et pression ambiantes.

Qu’est-ce que l’oxyde de tungstène ?

L’oxyde de tungstène est un composé inorganique composé de tungstène et d’oxygène.

Il existe différents composés en fonction du degré d’oxyde du tungstène. L’un des types d’oxyde de tungstène les plus courants est l’oxyde de tungstène (VI). D’autres composés connus sont l’oxyde de tungstène (IV) et l’oxyde de tungstène (III).

Utilisations de l’oxyde de tungstène

L’oxyde de tungstène est utilisé industriellement comme matière première pour les catalyseurs, par exemple les photocatalyseurs sensibles à la lumière visible, et le tungstène métal, comme additif pour les céramiques, le verre et d’autres métaux frittés, comme additif pour les batteries secondaires et comme matériau électronique. Il sert aussi d’additif analytique pour des éléments tels que le carbone, l’hydrogène et l’azote.

Il est également utilisé comme scintillateur, terme générique désignant les matériaux qui émettent une fluorescence lorsqu’ils sont exposés à un rayonnement, pour les essais radiographiques et non destructifs.

Propriétés de l’oxyde de tungstène

L’oxyde de tungstène (VI) a un point de fusion de 1 473°C et un point d’ébullition d’environ 1 750°C. Il est légèrement soluble dans l’eau, soluble dans l’eau alcaline et ammoniaquée et forme des tungstates. L’oxyde de tungstène (VI) est l’oxyde final du tungstène et est stable dans l’air et dans les solutions aqueuses. Cependant, tous les oxydes inférieurs peuvent être produits par des agents réducteurs.

Il est stable dans l’air à température ambiante ; il se décompose à 1 500-1 600 °C et s’oxyde en oxyde de tungstène (VI). Lorsqu’il est brûlé dans un courant d’hydrogène, il est réduit en tungstène métal. L’oxyde de tungstène (IV) a une grande conductivité électrique. Il est soluble dans les solutions d’acide et d’hydroxyde de potassium mais insoluble dans l’eau.

Structure de l’oxyde de tungstène

L’oxyde de tungstène (VI) est également appelé trioxyde de tungstène. Sa formule chimique est WO3 et il s’agit d’une poudre jaune dont la masse molaire est de 231,84 g/mol et la densité de 7,16 g/cm3. La structure cristalline de l’oxyde de tungstène (VI) varie en fonction de la température. De -50 à 17 °C, elle est triclinique, de 17 à 330 °C monoclinique, de 330 à 740 °C orthorhombique et au-delà de 740 °C tétragonale.

L’oxyde de tungstène (IV), également appelé dioxyde de tungstène, a pour formule chimique WO2 et une masse molaire de 215,84 g/mol. Il s’agit d’un solide de couleur bronze. Ses cristaux adoptent le système monoclinique : ils forment une structure déformée de type rutile centrée sur un WO6 coordonné de manière octaédrique avec des liaisons courtes W-W de 248 pm, chaque centre W adoptant une configuration électronique d2.

La formule chimique de l’oxyde de tungstène (III) est W2O3 avec une masse molaire de 415,68 g/mol.

Autres informations sur l’oxyde de tungstène

1. Synthèse de l’oxyde de tungstène

L’oxyde de tungstène (VI) se forme en chauffant du tungstène métal, d’autres oxydes de tungstène et des sulfures de tungstène dans de l’air ou de l’oxygène. De plus, la réaction de CaWO4 ou de cendres lourdes avec de l’acide chlorhydrique produit de l’acide tungstique. Il réagit avec de l’eau chaude et se décompose en oxyde de tungstène (VI). L’oxyde de tungstène (VI) peut être synthétisé par calcination du paratungstate d’ammonium dans des conditions oxydantes.

L’oxyde de tungstène (IV) est obtenu en chauffant l’oxyde de tungstène (VI). Plus précisément, l’oxyde de tungstène (VI) est réduit par de la poudre de tungstène à 900°C pendant 40 heures. La réaction se déroule avec une réduction partielle via l’état de valence mixte W18O49 en tant qu’intermédiaire dans la réaction.

2. Autres composés de l’oxyde de tungstène

Outre WO3, WO2 et W2O3, d’autres composés d’oxyde de tungstène ont été rapportés, notamment W4O3, W3O, WO, W2O5, W3O8, W4O8, W5O9 et W5O14.

La couleur des oxydes de tungstène passe du gris au brun, au violet, au bleu et au jaune à mesure que le nombre d’oxydation augmente. Par exemple, le bleu-violet W2O5 est considéré comme le principal composant du bleu de tungstène.

Qu’est-ce que l’oxyde de potassium ?

L’oxyde de potassium est un composé obtenu en chauffant du nitrate de potassium et du potassium.

À température ambiante, l’oxyde de potassium se présente sous la forme de cristaux incolores ou d’un solide gris. Il est couramment utilisé sous forme d’hydroxyde de potassium.

Il est désigné comme substance nocive et doit donc être manipulé avec précaution. Les substances apparentées à l’oxyde de potassium sont le potassium, l’hydroxyde de potassium et le peroxyde de potassium.

Utilisations de l’oxyde de potassium

L’oxyde de potassium est souvent utilisé sous forme d’hydroxyde de potassium réagissant avec de l’eau. L’hydroxyde de potassium est utilisé dans un large éventail de secteurs, notamment comme matière première pour le savon liquide, les détergents et les engrais chimiques, et comme électrolyte dans les piles alcalines.

L’hydroxyde de potassium est considéré comme un composé basique ayant de fortes propriétés nettoyantes parmi les ingrédients des détergents. Il est souvent utilisé dans les détergents à usage professionnel, car il est particulièrement efficace pour décomposer et dissoudre les taches d’huile.

Propriétés de l’oxyde de potassium

L’oxyde de potassium se décompose à 350 °C en potassium et en peroxyde de potassium. Sa densité est de 2,35 g/cm3. Il est bien soluble dans l’eau et, après dissolution, se transforme en hydroxyde de potassium. L’oxyde de potassium est dangereux car il réagit avec l’eau présente dans l’air. Il est également corrosif.

L’oxyde de potassium est un oxyde de potassium dont la formule chimique est K2O. Les solides cristallins de l’oxyde de potassium appartiennent au système cristallin cubique. Il possède une structure antifluorite, avec l’ion potassium en position de l’ion fluorure du fluorure de calcium et l’ion oxyde en position de l’ion calcium. La constante de réseau de l’oxyde de potassium est a = 6,436 Å.

Autres informations sur l’oxyde de potassium

1. Formation de l’oxyde de potassium

L’oxyde de potassium peut être synthétisé en faisant réagir une petite quantité d’air avec du potassium métal. L’excès de potassium métal n’ayant pas réagi peut être éliminé par distillation.

L’oxyde de potassium peut également être obtenu en chauffant du potassium métal et du nitrate de potassium.

2. L’oxyde de potassium dans les roches

La composition des roches est généralement représentée sous forme d’oxydes. Cependant, l’oxyde de potassium n’est pas contenu sous forme d’oxyde de potassium, mais sous forme de silicate, par exemple l’orthoclase avec une structure telle que KAlSi3O8. Par exemple, si le granit est étiqueté comme ayant une composition de 4,5 % de K2O, il contient environ 26,6 % d’orthoclase.

Il en va de même pour l’étiquetage de la composition des engrais potassiques. Cela signifie que la teneur en potassium est convertie en K2O même si l’ingrédient est du carbonate ou du sulfate de potassium.

3. Caractéristiques du potassium

À 350 °C, l’oxyde de potassium se décompose en potassium, ainsi qu’en peroxyde de potassium. Le potassium est un élément dont le numéro atomique est 19. C’est un métal alcalin dont le symbole élémentaire est K. C’est un des éléments typiques et un élément essentiel pour les organismes vivants. Le potassium est rapidement oxydé par l’air.

4. Caractéristiques de l’hydroxyde de potassium

Lorsque l’on ajoute de l’oxyde de potassium à de l’eau, cela génère une forte chaleur et il se forme de l’hydroxyde de potassium. L’hydroxyde de potassium a pour formule chimique KOH. Il s’agit d’un cristal ionique composé d’ions hydroxyde et potassium et d’un solide blanc, dur et cassant. L’hydroxyde de potassium est également connu sous le nom de potasse caustique.

5. Caractéristiques de l’oxyde de potassium

À 350 °C, l’oxyde de potassium se décompose, avec le potassium, en peroxyde de potassium. Le peroxyde de potassium est un peroxyde de potassium, également connu sous le nom de peroxyde de potassium. Sa formule chimique est K2O2.

Lorsque l’on dissout du potassium métal dans de l’ammoniac liquide et que l’on insuffle de l’oxygène dans la solution bleu foncé à -50 °C, la solution devient incolore et le peroxyde de potassium se présente sous la forme d’un précipité orange.

Qu’est-ce que l’acétate de propyle ?

L’acétate de propyle est un composé organique dont la formule chimique est CH3COOCH2CH2CH3.

Il s’agit d’un liquide transparent et incolore dont l’arôme distinctif est similaire à celui des poires. Il se trouve naturellement en abondance dans des fruits tels que les pommes, les bananes et les framboises. En raison de ses caractéristiques aromatiques, il est utilisé dans les parfums et également dans l’industrie, par exemple pour les solvants.

L’acétate de propyle est produit par l’estérification (réaction de condensation) de l’acide acétique et du 1-propanol, avec environ 30 000 tonnes importées chaque année (METI 2018).

Utilisations de l’acétate de propyle

L’acétate de propyle est utilisé dans les arômes alimentaires et les parfums en raison de ses caractéristiques aromatiques semblables à celles de la poire. Il est également utilisé comme solvant en raison de sa grande miscibilité avec les solvants organiques.

Il est notamment utilisé comme solvant pour diverses matières plastiques, comme agent de peinture, comme solvant pour les encres d’imprimerie et comme solvant d’extraction pour les produits pharmaceutiques.

Propriétés de l’acétate de propyle

1. Propriétés physiques

L’acétate de propyle est un liquide incolore dont le poids moléculaire est de 102,13 et dont le numéro de CAS est 109-60-4. Il est également connu sous le nom d’acétate de propyle.

C’est un liquide inflammable dont le point de congélation est de -95°C, le point de fusion de -92°C, le point d’éclair de 14°C, le point d’ébullition, le premier point de distillation et l’intervalle d’ébullition de 101,6°C, la température de combustion spontanée de 450°C, la limite inférieure d’explosivité de 2 % et l’intervalle supérieur d’explosivité de 8 %. Les propriétés thermiques variant d’un fabricant à l’autre, il convient de vérifier la FDS du fabricant avant utilisation.

Il a une pression de vapeur de 3 300 Pa (20°C) et une densité de vapeur de 3,5 g/cm3 (air = 1), ce qui le rend plus lourd que l’air.

2. Propriétés chimiques

Légèrement soluble dans l’eau à 1,6 mL/100 mL (16°C), soluble dans les alcools, les éthers, les hydrocarbures et les esters.

Réagit avec les agents oxydants forts, les bases fortes, les acides forts et les sels d’acides forts, ce qui présente un risque d’incendie et d’explosion. En présence d’eau, il s’hydrolyse pour produire de l’acide acétique, qui peut attaquer divers métaux et plastiques.

Les substances dangereuses incompatibles sont les agents oxydants forts, les bases fortes, les acides forts et les nitrates. Les températures élevées doivent être évitées car la combustion produit des produits de décomposition potentiellement dangereux tels que le monoxyde de carbone et le dioxyde de carbone.

Autres informations sur l’acétate de propyle

1. Sécurité de l’acétate de propyle

Liquide et vapeur hautement inflammables, nocifs en cas d’inhalation des vapeurs. Il s’agit également d’un irritant léger pour la peau et les yeux, qui peut provoquer des lésions du système nerveux central et du foie.

L’inhalation ou l’ingestion peut provoquer des somnolences ou des vertiges et une irritation des voies respiratoires.

Comme il est également dangereux pour les organismes aquatiques, il est nécessaire d’éviter tout rejet dans l’environnement et de confier l’élimination du produit à une entreprise d’élimination des déchets industriels agréée par le gouverneur de la préfecture ou toute autre autorité compétente.

2. Comment manipuler l’acétate de propyle

Utiliser des équipements électriques, de ventilation et d’éclairage antidéflagrants sur le lieu de travail afin d’éviter toute inflammation causée par des décharges électrostatiques ou des étincelles. Choisir également des zones extérieures et bien ventilées.

Les travailleurs doivent porter des gants de protection, des lunettes de sécurité et des masques de protection appropriés. Évitez de manger, de boire ou de fumer pendant le travail et lavez-vous soigneusement les mains après.

En raison de sa grande inflammabilité, le produit doit être manipulé à l’écart des sources d’inflammation telles que la chaleur, les étincelles, les flammes nues et les objets chauds, et dans des zones où il n’y a pas de contact avec des substances dangereuses incompatibles.

3. Stockage de l’acétate de propyle

La zone de stockage doit être pourvue de l’éclairage et de la ventilation nécessaires au stockage ou à la manipulation des substances dangereuses et doit être tenue à l’écart des sources d’inflammation telles que la chaleur, les étincelles et les flammes nues. Il est important de stocker dans des endroits frais et bien ventilés, à l’abri des agents oxydants, de la lumière directe du soleil et du feu, scellés et fermés à clé.

4. Précautions en cas d’incendie

Pour les petits incendies, utiliser du dioxyde de carbone, des agents d’extinction en poudre, de l’eau pulvérisée et des agents d’extinction en mousse résistant à l’alcool ; pour les grands incendies, utiliser de l’eau pulvérisée, de l’eau pulvérisée et des agents d’extinction en mousse résistant à l’alcool.

L’utilisation d’un bâton d’eau comme agent d’extinction est dangereuse. De plus, il convient de porter un appareil respiratoire à adduction d’air et des vêtements de protection contre les produits chimiques lors de l’extinction des incendies. Le feu peut produire des gaz irritants, toxiques ou corrosifs.

En cas d’incendie important, il est efficace d’utiliser des agents d’extinction à base de mousse pour couper l’air.

Qu’est-ce que l’acétate de thallium ?

L’acétate de thallium est une poudre cristalline blanche, inodore et insipide.

Son nom UICPA est acétate de thallium(I). Il est également connu sous les noms de monoacétate de thallium. Il s’agit d’un sel métallique dont la formule chimique est TlC2H3O2 et dont le poids moléculaire est de 263,43. Son numéro d’enregistrement CAS est 563-68-8.

L’acétate de thallium est désigné comme substance nocive en vertu de la Loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives.

Utilisations de l’acétate de thallium

L’acétate de thallium a été utilisé comme dépilatoire en dermatologie et comme crème dépilatoire cosmétique au 19ème et au début du 20ème siècle. Il est aujourd’hui strictement contrôlé en tant que substance nocive en raison de sa toxicité.

Les utilisations actuelles comprennent la mort aux rat, les insecticides, les pesticides en général, les colorants pour feux d’artifice, les matériaux optiques et électroniques. En microbiologie, il est également utilisé comme additif pour la culture sélective des bactéries.

L’acétate de thallium était utilisé comme rodenticide dans l’Antiquité. Les rats ont un odorat très développé et l’acétate de thallium était souvent utilisé parce qu’il est inodore, insipide et toxique. De nos jours, la mort aux rats est disponible dans des matériaux plus sûrs, tels que les produits à base de coumarine.

Le bleu de Prusse (hexacyanoferrate de fer (II) (III)) est utilisé comme traitement de l’ingestion accidentelle de thallium, par exemple par ingestion accidentelle de mort-aux-rats.

Propriétés de l’acétate de thallium

Solide à température ambiante avec un point de fusion de 130°C. Il est soluble dans l’eau. Soluble dans l’eau, l’éthanol et le chloroforme, insoluble dans l’acétone.

Le thallium est l’un des éléments les plus toxiques connus comme poisons aigus et chroniques. Les effets de l’exposition sont cumulatifs et les symptômes peuvent être retardés de 12 à 24 heures. Il peut être mortel s’il est inhalé, ingéré ou absorbé par la peau.

La dose létale chez l’homme par ingestion est d’environ 8 mg par kg de poids corporel. Toxicité aiguë (orale) et toxicité pour la reproduction, avec divers risques tels que danger de mort en cas d’ingestion, effets indésirables suspectés sur la fertilité et le fœtus, troubles capillaires (alopécie) possibles, troubles du système nerveux, troubles du système nerveux dus à une exposition à long terme ou répétée, nocivité pour les organismes aquatiques.

Types d’acétate de thallium

Il existe deux types d’acétate de thallium en fonction de l’état d’oxydation : l’acétate de thallium (I) et l’acétate de thallium (II) (anglais : Thallium(III) triacetate).

L’acétate de thallium (II) est représenté par la formule chimique TlC6H9O6, avec un poids moléculaire de 381,52 et un numéro d’enregistrement CAS de 2570-63-0.

Autres informations sur l’acétate de thallium

1. Comment est produit l’acétate de thallium

Synthétisé à partir d’hydroxyde de thallium ou de carbonate de thallium et d’acétate de thallium. Il peut être purifié dans l’alcool par évaporation du solvant et recristallisation.

2. Précautions de manipulation et de stockage

Manipulation
Éviter le contact avec les agents oxydants forts et les acides. Il est important d’utiliser le produit dans une chambre à courants d’air avec une ventilation locale. Porter également un équipement de protection individuelle lors de l’utilisation.

En cas d’incendie
L’acétate de thallium est ininflammable et ne brûle pas. Cependant, la décomposition thermique peut produire des vapeurs ou des gaz corrosifs et toxiques.

Utiliser de l’eau pulvérisée, de la mousse, des agents extincteurs en poudre, du dioxyde de carbone et du sable sec pour éteindre l’incendie. Ne pas utiliser d’eau pulvérisée.

En cas de contact avec la peau
Corrosif et irritant. Des précautions doivent être prises pour éviter l’adhérence à la peau. Toujours porter des vêtements de protection tels qu’une blouse blanche ou des vêtements de travail et des gants de protection lors de l’utilisation du produit.

Les manches des vêtements de protection ne doivent jamais être retroussées afin d’éviter l’exposition de la peau. En cas de contact avec la peau, laver avec du savon et beaucoup d’eau. En cas de contact avec les vêtements, enlever tous les vêtements contaminés et les isoler. Il est important de consulter immédiatement un médecin.

En cas de contact avec les yeux
Très irritant pour les yeux. Des lunettes de protection doivent être portées pendant l’utilisation, car des blessures graves peuvent survenir.

Dans le cas improbable d’un contact avec les yeux, laver soigneusement avec de l’eau pendant plusieurs minutes. Si vous portez des lentilles de contact et qu’elles peuvent être facilement retirées, enlevez-les et lavez-les soigneusement. Il est important de toujours consulter un médecin.

Stockage
Lors du stockage, sceller le produit dans un récipient en verre. Conservez le produit dans un endroit frais et bien ventilé, à l’abri de la lumière directe du soleil. Il est également important que l’unité de stockage soit toujours fermée à clé.

Qu’est-ce que le peroxyde de magnésium ?

Le peroxyde de magnésium est un peroxyde de magnésium, également connu sous le nom de dioxyde de magnésium.

Il existe plusieurs méthodes de synthèse de la forme anhydre du peroxyde de magnésium : l’une consiste à ajouter du peroxyde de potassium solide à une solution de nitrate de magnésium et d’ammoniaque. L’autre consiste à ajouter du peroxyde d’hydrogène et des alcalis à de l’éther ou à des solutions aqueuses de composés de magnésium.

Le peroxyde de magnésium obtenu par ces méthodes est classé comme substance dangereuse. Il convient donc de le manipuler avec précaution.

Utilisations du peroxyde de magnésium

Le peroxyde de magnésium est principalement utilisé comme agent oxydant, agent de blanchiment et désinfectant. Le peroxyde de magnésium est un peroxyde de métal alcalino-terreux. En tant que tel, il n’est pas aussi dangereux que les peroxydes de métaux alcalins : la réaction avec l’eau ne produit pas de grandes quantités d’oxygène.

Les peroxydes sont classés parmi les agents de blanchiment à l’oxygène.
Ces agents de blanchiment à l’oxygène sont parfois utilisés comme désinfectants : ils ont une action bactéricide ainsi qu’une action blanchissante.

Qu’est-ce que le peroxyde de potassium ?

Le peroxyde de potassium est également connu sous le nom de peroxychium de potassium.

Il est généralement synthétisé en insufflant de l’oxygène dans du potassium métallique dissous dans de l’ammoniac liquide dans un environnement à -50°C jusqu’à ce que la solution passe du bleu foncé à l’incolore.
Il existe sous forme de poudre orange et se caractérise par la production d’oxygène lorsqu’il est chauffé.

Il est désigné comme une matière dangereuse et doit donc être manipulé avec précaution.

Utilisations du peroxyde de potassium

Le peroxyde de potassium est principalement utilisé comme agent de blanchiment et d’oxydation et dans les masques à gaz générateurs d’oxygène.

Il est classé comme agent de blanchiment de l’oxygène.
Parmi les autres agents de blanchiment à l’oxygène, figurent le percarbonate de sodium et le peroxyde d’hydrogène. Ils ne décolorent pas les teintures et peuvent être utilisés sur une gamme relativement large d’articles.

Cependant, le peroxyde de potassium est un peroxyde de métal alcalin. Il est connu pour générer de grandes quantités d’oxygène par une réaction exothermique avec l’eau. Cela peut conduire à des explosions et à d’autres problèmes qui requièrent de la prudence.