カテゴリー: category_fr

Qu’est-ce que l’hexafluorure de soufre ?

L’hexafluorure de soufre (anglais : sulfur hexafluoride) est un composé chimique de soufre et de fluor.

Il est ininflammable, résistant à la chaleur, non corrosif et possède des propriétés isolantes élevées. Il est chimiquement très stable et a une durée de vie d’environ 3 200 ans dans l’air.

C’est un gaz à effet de serre dont le potentiel de réchauffement planétaire est plus de 20 000 fois supérieur à celui du dioxyde de carbone et qui est désigné comme l’un des gaz soumis à des contrôles d’émissions. Bien qu’il ne soit pas largement utilisé, la demande a augmenté ces dernières années avec le développement de nouvelles utilisations, et l’on pense que la majeure partie de l’hexafluorure de soufre libéré dans l’atmosphère est d’origine anthropique.

Utilisations de l’hexafluorure de soufre

L’hexafluorure de soufre est un gaz aux propriétés isolantes élevées, très stable dans l’atmosphère et sans danger pour la santé humaine. Il est donc largement utilisé comme matériau isolant dans les équipements électroniques. Il s’agit par exemple d’équipements électriques tels que les disjoncteurs à gaz, les transformateurs à gaz et les appareillages de commutation isolés au gaz.

Il peut également empêcher l’oxydation dans les fours de fusion d’alliages de magnésium. En outre, il peut également être utilisé dans les processus de gravure à sec pour les panneaux à cristaux liquides et les produits semi-conducteurs. Parmi les applications spéciales, on peut citer le carburant des moteurs torpilles en combinaison avec le lithium.

Par ailleurs, en ophtalmologie, il peut être utilisé pour recoller la rétine contre la paroi de l’œil. Plus précisément, l’hexafluorure de soufre est introduit dans l’œil après une vitrectomie pour traiter le décollement de la rétine. Le patient doit attendre pendant environ une semaine pour que la rétine soit pressée contre la paroi de l’œil afin d’augmenter la capacité d’adhérence de la rétine.

Propriétés de l’hexafluorure de soufre

L’hexafluorure de soufre est un gaz incolore, inodore et non toxique. Il est chimiquement très stable et ininflammable à température et pression ambiantes. Son point de fusion est de -50,8°C et son point de sublimation (température d’ébullition) est de -63,8°C. Il est insoluble dans l’eau, mais légèrement soluble dans l’alcool éthylique.

Lorsque l’on inhale de l’hexafluorure de soufre et que l’on émet un son, sa portée devient plus faible. Cela s’explique par le fait que le son est plus faible dans les gaz plus lourds que l’air.

Structure de l’hexafluorure de soufre

L’hexafluorure de soufre est constitué d’un atome de soufre et de six atomes de fluor et a pour formule chimique SF6. Son poids moléculaire est de 146,06. L’atome de soufre est au centre et les atomes de fluor ont une structure octaédrique.

Autres informations sur l’hexafluorure de soufre

1. Synthèse de l’hexafluorure de soufre

L’hexafluorure de soufre peut être synthétisé à partir des éléments S8 et F2. D’autres fluorures de soufre apparaissent également comme sous-produits ; le S2F10 peut être disproportionné par chauffage et le SF4 peut être éliminé car il peut être décomposé par lavage à l’aide d’une solution d’hydroxyde de sodium.

Le SF4 peut être utilisé comme matière première pour synthétiser le SF5Cl, dont la structure est similaire à celle de l’hexafluorure de soufre ; le SF5Cl est très oxydant et peut être hydrolysé en acide sulfurique.

2. Réactions de l’hexafluorure de soufre

La réaction de l’hexafluorure de soufre n’est pas bien connue et ne réagit pas avec le sodium métallique fondu. En effet, le centre du soufre est entouré de fluor et la molécule entière n’a pratiquement pas de polarité.

Il réagit avec le lithium métallique pour former du fluorure de lithium et du sulfure de lithium. L’énergie thermique générée par cette réaction est utilisée pour propulser les torpilles. Le volume des produits de la réaction est inférieur à celui de l’hexafluorure de soufre et du lithium, et il n’est pas nécessaire de décharger les produits à l’extérieur de l’avion comme c’est le cas pour les torpilles conventionnelles. Cela contribue à améliorer les performances de la torpille. Il réagit violemment avec le disilane et explose.

3. Caractéristiques du fluorure de soufre

Il existe six composés inorganiques connus composés de fluor et de soufre, y compris les isomères. Seul le décafluorure de soufre est un liquide à température et pression ambiantes, les autres sont des gaz.

Le bifluorure de disulfure est également appelé monofluorure de soufre. Il existe deux isomères du bifluorure de soufre : S=SF2 et F-S-S-F. La formule chimique du bifluorure de soufre est SF2, mais il est difficile à former et n’a été observé qu’en phase gazeuse.

Le tétrafluorure de soufre est un composé gazeux incolore dont la formule chimique est SF4. Le décafluorure de soufre est un liquide volatil et incolore dont la formule chimique est S2F10. Le décafluorure de soufre est également connu sous le nom de pentafluorure de soufre.

Qu’est-ce que le sulfite de sodium ?

Le sulfite de sodium est un composé inorganique dont la formule chimique est Na2SO3.

Lorsqu’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium réagit avec du dioxyde de soufre et est refroidie, il se forme du sulfite de sodium heptahydraté. Le chauffage de l’heptahydrate produit du sulfite de sodium anhydre.

L’hydrogénosulfite de sodium produit par une solution de dioxyde de soufre et de carbonate de sodium peut également être synthétisé en le faisant réagir avec du carbonate de sodium. Il est produit industriellement en récupérant le dioxyde de soufre des gaz de combustion du pétrole lourd.

Utilisations du sulfite de sodium

Le sulfite de sodium est ajouté aux cosmétiques et aux aliments en tant qu’antiseptique, agent de blanchiment, agent anti-brunissement et antioxydant. Plus précisément, lorsqu’il est ajouté au vin, le sulfite de sodium agit comme un antioxydant. En tant que conservateur, il peut également être utilisé dans les crèmes cosmétiques et les colorations capillaires. L’ajout de sulfite de sodium aux fruits secs prévient la décoloration.

Par ailleurs, le sulfite de sodium peut blanchir les aliments. En effet, l’acide sulfureux produit par la décomposition du sulfite de sodium réduit le colorant alimentaire.

En pharmacie, il est utilisé dans la gentamicine, la doxycycline, le métoclopramide et le propofol. Dans l’industrie photographique, il peut être utilisé comme agent de rétention pour empêcher l’oxydation de la solution de développement et pour éliminer la solution de fixation du film.

Propriétés du sulfite de sodium

Une solution aqueuse saturée de sulfite de sodium a un pH d’environ 9 et est légèrement alcaline. La recristallisation de la solution aqueuse permet la cristallisation de l’heptahydrate à une température inférieure à la température ambiante.

Le sulfite de sodium heptahydraté est friable à l’air. Lorsqu’une solution de sulfite de sodium est exposée à l’air, elle s’oxyde progressivement en sulfate de sodium, et les cristaux heptahydratés sont également oxydés par l’air pour donner du sulfate. L’anhydrate est plus stable que l’hydrate et est moins facilement oxydé par l’air.

Le sulfite de sodium réagit également avec les acides faibles, produisant du dioxyde de soufre.

Structure du sulfite de sodium

Le poids moléculaire de la forme anhydre du sulfite de sodium est de 126,043 g/mol. L’heptahydrate est incolore, monoclinique et a une densité de 1,56 g/cm ³, tandis que l’anhydride est hexagonal et a une densité de 2,63 g/cm ³.

La cristallographie aux rayons X montre que le sulfite de sodium heptahydraté a une forme pyramidale SO32-. La distance S-O est de 1,50 Å et l’angle O-S-O est d’environ 106°.

Autres informations sur le sulfite de sodium

1. Dangers du sulfite de sodium

Les effets néfastes du sulfite de sodium ont été signalés pour la première fois vers 1970. La consommation d’aliments contenant du sulfite de sodium peut provoquer des symptômes tels que l’hypotension artérielle, la dermatite, de l’urticaire, des bouffées vasomotrices, la diarrhée, des douleurs abdominales, de l’anaphylaxie et de l’asthme. En 1986, la Food and Drug Administration (FDA) des États-Unis a interdit son ajout aux aliments frais et a pris des mesures pour étiqueter les ingrédients à des concentrations supérieures à 10 ppm. En Europe, la déclaration de la présence de sulfites en tant qu’allergène dans les aliments est obligatoire dès que leur concentration atteint 10 mg/kg ou 10 mg/litre.

Les cosmétiques, les collyres et les antifongiques contenant du sulfite de sodium peuvent provoquer des réactions cutanées. Une réaction positive au sulfite de sodium a été signalée chez 3,8 % des personnes souffrant d’une allergie de contact. Dans la plupart des cas, des réactions se produisent également avec le bisulfite de sodium. Le bisulfite de sodium est également appelé métabisulfite de sodium ou pyrosulfite de sodium.

2. Composés apparentés au sulfite de sodium

Lorsqu’une grande quantité de dioxyde de soufre réagit selon un principe similaire à la production de sulfite de sodium, on obtient de l’hydrogénosulfite de sodium. La formule chimique de l’hydrogénosulfite de sodium est NaHSO3, avec un poids moléculaire de 104,06 g/mol. Le solide est monoclinique et a une densité de 1,48 g/cm ³. Il s’oxyde progressivement dans l’air en sulfate.

Le disulfite de sodium, qui a perdu une molécule d’eau à partir de deux molécules d’hydrogénosulfite de sodium, présente des propriétés similaires à celles du sulfite en solution aqueuse. En pratique, il peut être utilisé dans le même but. La formule chimique du disulfite de sodium est Na2[O2S-SO3].

Qu’est-ce que le nitrite de sodium ?

Le nitrite de sodium (anglais : Sodium nitrite) est une poudre cristalline ionique incolore ou jaune pâle.

Il s’agit d’un nitrite de sodium dont la formule chimique est NaNO2, son poids moléculaire est de 69,01g/mol et son numéro d’enregistrement est le CAS 7632-00-0. Également appelé E250, il est classé comme additif alimentaire dans la catégorie des produits chimiques industriels.

Structure du nitrite de sodium

Le nitrite de sodium est composé du cation sodium Na+ et de l’anion nitrite NO2-, et ses cristaux sont orthorhombiques. En termes de structure moléculaire, les liaisons entre l’atome d’oxygène (O) et l’azote (N) de l’anion nitrite NO2- forment une structure pliée.

Propriétés du nitrite de sodium

1. Propriétés physiques

Le nitrite de sodium a un point de fusion de 270°C, un point d’ébullition (température de décomposition) de 320°C et une densité/densité relative de 2,17. Il est déliquescent et soluble dans l’eau, et les solutions aqueuses légèrement alcalines. Il est légèrement soluble dans l’alcool et l’éther et se décompose dans l’acide pour produire du trioxyde de diazote.

2. Autres caractéristiques

Le nitrite de sodium peut se combiner avec les amines présentes dans la viande et les transformer en substances cancérigènes appelées nitrosamines. On craint donc qu’une ingestion continue n’augmente la probabilité de développer un cancer.

Utilisations du nitrite de sodium

1. Additif alimentaire

Le nitrite de sodium est largement utilisé comme additif alimentaire dans l’industrie alimentaire, y compris dans la transformation de la viande. Il est notamment utilisé comme colorant dans le jambon, les saucisses, le bacon, les œufs de morue, les œufs de saumon, etc. L’ajout de nitrite de sodium a également des effets autres que la coloration, tels que l’élimination de l’odeur de viande caractéristique de la viande animale, la création d’un arôme par maturation et l’inhibition de la croissance du botulisme, une bactérie dangereuse responsable d’intoxications alimentaires.

2. Produits médicaux

Le nitrite de sodium est un désinfectant de niveau moyen qui peut être utilisé sur les instruments médicaux comme agent stérilisant, rendant la plupart des virus et des bactéries inactifs. En tant que vasodilatateur, le nitrite de sodium est également utilisé pour traiter les patients empoisonnés par le cyanure.

3. Autres

Le nitrite de sodium est parfois utilisé comme inhibiteur de rouille pour prévenir la corrosion des barres d’armature dans le béton. Parmi les autres applications figurent les sels organiques de diazonium, la synthèse de colorants azoïques, le blanchiment des textiles, le traitement de surface des métaux et les réactifs analytiques tels que la diazotitration.

Autres informations sur le nitrite de sodium

1. Processus de production du nitrite de sodium

Le nitrite de sodium est produit par extraction à l’eau du produit de la réduction du nitrate de sodium fondu avec du plomb. Industriellement, il est produit par absorption d’un mélange de gaz de monoxyde d’azote et de dioxyde d’azote dans de l’hydroxyde de sodium.

2. Informations légales

Le nitrite de sodium est désigné comme une substance nocive en vertu de la loi sur le contrôle des substances vénéneuses et nocives et doit être manipulé avec précaution. En vertu de la loi sur les services de gestion des incendies, il est désigné comme un nitrite de classe 1 (solide oxydant) (nitrite solide oxydant, classe 1, solide oxydant (50 kg)) sous la classe 1 des substances dangereuses, et comme une substance dangereuse en vertu de la loi sur la lutte contre la pollution de l’eau. La viande transformée dans laquelle le nitrite de sodium est utilisé comme colorant et agent de conservation est classée dans le groupe 1, cancérogène évident, en raison de la formation de nitrosamines à partir de la protéine.

3. Précautions de manipulation et d’entreposage

Les précautions de manipulation et de stockage sont les suivantes.

• Fermer hermétiquement les récipients et les stocker dans un endroit sec, frais et sombre.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Utiliser et stocker à l’écart de la chaleur et des combustibles, car le produit peut facilement s’enflammer s’il est mélangé à des combustibles.
• Ne pas mélanger avec des sels d’ammoniaque ou des composés de cyanure, car il y a un risque d’explosion.
• Porter des gants et des lunettes de protection lors de l’utilisation.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas de contact avec la peau, laver avec de l’eau et du savon.
• En cas de contact avec les yeux, rincer soigneusement à l’eau pendant plusieurs minutes.
• L’ingestion d’une solution très concentrée peut entraîner des maux de tête, des nausées, des convulsions et des troubles de la conscience.

Qu’est-ce que le chlorite de sodium ?

Le chlorite de sodium est le sel de sodium du chlorite, un composé inorganique dont la formule est NaClO2.

Il est également connu sous le nom de chlorite de sodium et porte le numéro d’enregistrement CAS 7758-19-2. La substance a une odeur piquante particulière et est souvent utilisée comme agent oxydant ou agent de blanchiment en raison de son pouvoir oxydant.

Utilisations du chlorite de sodium

Le chlorite de sodium est principalement utilisé comme agent oxydant et agent de blanchiment. Il est utilisé pour blanchir diverses fibres telles que la pâte à papier, le coton et le lin, pour décolorer le papier japonais, les huiles, les graisses et le saccharose, pour traiter les surfaces des circuits imprimés, pour dénitrer et pour traiter les eaux usées.

Au Japon, le composé peut être utilisé comme additif alimentaire (agent de blanchiment, désinfectant). Toutefois, en raison des risques potentiels pour la santé, il est stipulé que lorsqu’il est utilisé comme additif alimentaire, il doit être éliminé avant que le produit alimentaire final ne soit terminé. Il est également utilisé comme désinfectant dans les processus de traitement de l’eau et dans les solutions de nettoyage des lentilles de contact.

Propriétés du chlorite de sodium

Informations de base sur le chlorite de sodium

Le chlorite de sodium a une formule de 90,44 et se décompose à 180-200°C. Il a une odeur piquante particulière et se présente à température ambiante sous la forme de cristaux incolores et hygroscopiques. Il a une densité de 2,5 g/mL et est bien soluble dans l’eau (solubilité dans l’eau : 39 g/100 ml).

Types de chlorite de sodium

Le chlorite de sodium est vendu au public principalement comme produit réactif pour la recherche et le développement et comme produit chimique industriel.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

Les produits réactifs pour la recherche et le développement sont disponibles en quantités de 5 g, 100 g, 500 g, 2 kg, 10 kg, etc. Ils sont fournis dans des volumes faciles à manipuler en laboratoire, mais en tant que produits réactifs, ce sont des produits peu coûteux fournis dans des volumes relativement importants.

Peut contenir du carbonate de sodium comme impureté. Généralement manipulé comme un produit réactif qui peut être stocké à température ambiante. La principale utilisation prévue est celle d’agent oxydant, par exemple en chimie organique synthétique.

2. Produits chimiques industriels

En tant que produit chimique industriel, il est vendu en tant que substance unique ainsi qu’en solutions telles que 25%. Ces produits sont utilisés comme agents de blanchiment et d’oxydation ainsi que comme matières premières chimiques. Il est d’usage de consulter les différents fabricants pour connaître les unités de volume.

Autres informations sur le chlorite de sodium

1. Synthèse du chlorite de sodium

Le chlorite de sodium est synthétisé en faisant réagir du dioxyde de chlore avec de l’hydroxyde de sodium et du peroxyde d’hydrogène.

2. Réaction chimique du chlorite de sodium

Le chlorite de sodium est produit par l’action du chlore ou de l’hypochlorite de sodium sur une solution aqueuse pour produire du dioxyde de chlore. Le dioxyde de chlore est également produit par électro-oxydation et par décomposition sous l’effet de la lumière directe du soleil ou de la lumière ultraviolette. Les produits de la décomposition thermique sont le chlorate de sodium et le chlorure de sodium.

Le chlorite de sodium est également utilisé en chimie organique de synthèse pour les réactions d’oxydation dans lesquelles le chlorite (HClO2) est l’espèce active. Parmi les exemples de réactions spécifiques, on peut citer la conversion d’aldéhydes en acides carboxyliques.

3. Propriétés dangereuses du chlorite de sodium et informations réglementaires

Des dangers ont été identifiés pour le chlorite de sodium. En tant que substance oxydante puissante, il présente également un risque d’incendie ou d’explosion.

• Nocif en cas d’ingestion.
• Danger en cas de contact avec la peau.
• Brûlures cutanées et lésions oculaires graves.
• Peut causer des dommages aux organes (rate) en cas d’exposition prolongée ou répétée.
• Très toxique pour les organismes aquatiques.

En raison de ces dangers, le chlorite de sodium est une substance réglementée par diverses lois et réglementations. Il peut être considéré comme substances toxiques et nocives, et comme substance dangereuse et toxique devant être étiquetée et/ou notifiée en vertu des lois en vigueur dans le pays d’utilisation.

Qu’est-ce que l’acide phosphoreux ?

L’acide phosphoreux est un composé inorganique de l’oxoacide de phosphore dont la formule chimique est H3PO3.

Comme l’acide phosphorique et l’acide hypophosphoreux, c’est l’un des oxoacides du phosphore. Il peut être synthétisé par hydrolyse d’anhydrides d’acide.

Le phosphite est souvent produit par hydrolyse du trichlorure de phosphore avec de l’eau ou de la vapeur, et son utilisation dans les engrais a récemment attiré l’attention. Le phosphite de potassium, précurseur de l’acide phosphoreux, est traité avec un excès d’acide chlorhydrique et l’acide phosphoreux pur peut être séparé par concentration avec de l’alcool ou par précipitation.

Utilisations du phosphite

L’acide phosphoreux est utilisé comme catalyseur et agent réducteur dans la synthèse de composés organiques, mais aussi comme stabilisateur dans la fabrication du chlorure de vinyle.

Le phosphite peut également être utilisé, par exemple, comme matière première pour le phosphite dans les engrais agricoles. Parmi les trois principaux composants des engrais agricoles – azote, acide phosphorique et potassium – l’acide phosphorique est utilisé dans les engrais phosphatés conventionnels. Toutefois, ces dernières années, les fabricants d’engrais ont lancé divers engrais à base de phosphite. Le phosphite a un poids moléculaire inférieur à celui de l’acide phosphorique, une meilleure solubilité et une meilleure migration dans la culture. Ainsi, il est davantage absorbé par le végétal et moins adsorbé par le sol lui-même.

Des engrais phosphites granulaires et liquides à base de phosphite et de potassium sont également utilisables. S’ils sont employés de manière appropriée, ils peuvent augmenter les rendements et améliorer la qualité.

Propriétés du phosphite

Le phosphite est un cristal blanc. Il est stable à température et pression ambiantes, mais il est acidifiable. En solution aqueuse, les espèces chimiques HP(O)(OH)2 prédominent, agissant comme un acide divalent, avec un pH d’environ 1. pKa1 = 1,5, pKa2 = 6,79.

Les propriétés réductrices du phosphite sont relativement fortes. Le métal contenu est libéré des solutions aqueuses de nitrate d’argent, de chlorure d’or(III) et de sulfate de cuivre. Le potentiel d’oxydoréduction standard dans les solutions aqueuses acides est E° = -0,276 V.

L’effet réducteur du phosphite est important. Les phosphites de métaux alcalins et d’ammonium sont solubles dans l’eau. En revanche, la plupart des métaux alcalino-terreux et les autres phosphites sont insolubles dans l’eau.

Structure du phosphite

Certains phosphites se tautomérisent de manière complexe, H se déplaçant entre P et O. Le phosphite se tautomérise en HP(O)(OH)2, HP(O)(OH)2 prédominant sur P(OH)3. La forme trihydroxy est l’acide phosphoreux et la forme dihydroxy est appelée acide phosphonique.

Les préparations contenant de l’acide phosphonique sont considérées comme nocives en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives. À l’état solide, l’acide phosphonique a une structure tétraédrique, avec un interstitiel P-H de 132 pm, un interstitiel P=O de 148 pm et un interstitiel P-O(H) de 154 pm.

Autres informations sur l’acide phosphoreux

1. Isomères de l’acide phosphoreux

En solution, l’acide phosphoreux est en mélange d’équilibre avec le tautomère acide phosphonique. L’équilibre des espèces chimiques est inférieur pour le phosphite.

En chimie organique, les composés de formule générale R-P(=O)(OH)2 sont également appelés acides phosphoniques. Un exemple spécifique d’acide phosphonique organique est le foscarnet, un médicament antiviral : le diester de l’acide P-alkylphosphonique, R-P(=O)(OR’)2, est le substrat de la réaction de Horner-Wadsworth-Emmons. Également appelé réactif de Horner-Emmons, il constitue une matière première pour les alcènes.

2. Composés apparentés à l’acide phosphoreux

Le phosphite est un oxoacide de phosphore. Les oxoacides ayant un nombre d’oxydation de 5 pour le phosphore comprennent l’acide phosphorique (H3PO4), l’acide diphosphorique (H4P2O7), l’acide triphosphorique (H5P3O10) et l’acide méta-triphosphorique (H3P3O9). L’acide phosphorique est également appelé acide orthophosphorique, et un groupe de composés similaires avec un squelette phosphate, comme l’acide pyrophosphorique, sont appelés acides phosphoriques. L’acide phosphinique est un oxoacide avec un nombre d’oxydation de 1 pour le phosphore. La formule moléculaire de l’acide phosphinique est H3PO2.

Qu’est-ce que le sélénite de sodium ?

Le sélénite de sodium est un composé inorganique de composition Na2SeO3 et constitue le sel de sodium de la sélénite.

En plus de l’anhydrate, le pentahydrate est stable à température et pression ambiantes et porte respectivement les numéros d’enregistrement CAS 10102-18-8 (anhydrate) et 26970-82-1 (pentahydrate). Il est stable à l’état anhydre et pentahydraté. À température et pression ambiantes, il se présente sous la forme d’un solide poudreux blanc et est naturellement présent dans le corps des animaux.

Utilisations du sélénite de sodium

1. En industrie

Les principales utilisations industrielles du sélénite de sodium sont les suivantes : matière première pour le verre et les pigments (par exemple, les décolorants pour le verre), réactif alcaloïde, traitement de surface des métaux légers et coloration des céramiques. Elle est également utilisée comme fortifiant nutritif dans l’industrie pharmaceutique et l’industrie de l’alimentation animale.

2. En clinique

En pratique clinique, le sélénite de sodium est utilisé sous forme de doses injectables pour le traitement de l’hyposélénémie. Le sélénium est un oligo-élément essentiel dans les organismes vivants et il n’y a généralement pas de carence en sélénium chez les personnes en bonne santé, car il est présent dans diverses denrées alimentaires, y compris la viande et les œufs.

L’hyposélanémie, une carence en sélénium dans l’organisme pour une raison quelconque, telle que la nutrition intraveineuse, l’insuffisance rénale ou les troubles de l’alimentation, est diagnostiquée en mesurant les concentrations de sélénium dans le sérum. Les symptômes d’une “carence en sélénium” causée par de faibles concentrations sériques de sélénium comprennent le blanchiment et la déformation des ongles, des douleurs musculaires, une faiblesse musculaire et des troubles du myocarde provoquant des arythmies et des tachycardies.

L’insuffisance cardiaque associée aux lésions myocardiques dues à une carence en sélénium peut être particulièrement fatale, c’est pourquoi il est important de diagnostiquer l’hyposélénémie à un stade précoce et de la traiter à l’aide d’une solution injectable de sélénite de sodium.

Propriétés du sélénite de sodium

Le sélénite de sodium a une formule de 172,94, un point de fusion de 710°C (décomposition) et se présente sous la forme d’une poudre cristalline blanche à température ambiante. Sa densité est de 3,1 g/mL et sa solubilité dans l’eau est de 89,8 g/100 g, ce qui le rend légèrement soluble mais insoluble dans l’éthanol.

Types de sélénite de sodium

Le sélénite de sodium est vendu au public principalement comme produit réactif pour la recherche et le développement, comme traitement de l’hyposélanémie (solution injectable de sélénite de Sodium) et comme matière première industrielle.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

En tant que produit réactif pour la recherche et le développement, le sélénite de sodium est disponible en différentes capacités telles que 1 g, 5 g, 25 g, 100 g et 500 g. Ces produits sont destinés à des applications telles que les réactifs alcaloïdes, etc. Il est nécessaire de les stocker dans un endroit frais à une température inférieure à 25°C.

2. Produits pharmaceutiques

En tant que produit pharmaceutique, le sélénite de sodium est communément vendu sous forme de solution injectable de sélénite de sodium. Il est indiqué pour l’hyposélénémie et est destiné aux patients qui ne consomment pas suffisamment de sélénium par le biais d’un régime alimentaire ou d’autres moyens.

3. Matières premières industrielles

Le sélénite de sodium est vendu pour des applications industrielles, comme décolorant et glaçure pour le verre, et est généralement vendu en unités relativement grandes qui sont faciles à manipuler dans les usines, comme les fûts en fibre de 25 kg.

Autres informations sur le sélénite de sodium

1. Synthèse du sélénite de sodium

Le sélénite de sodium est synthétisé par la réaction du dioxyde de sélénium avec l’hydroxyde de sodium. L’hydrate perd son eau d’hydratation à 40°C et devient anhydre.

2. Propriétés dangereuses du sélénite de sodium et informations réglementaires

Le sélénite de sodium est connu pour être dangereux pour la santé humaine, notamment dans les cas suivants :

• En cas d’ingestion (ingestion orale)
• Irritation de la peau
• Forte irritation des yeux
• Risque présumé de troubles génétiques
• Susceptible d’avoir des effets néfastes sur la fertilité ou le fœtus
• Perturbation du système nerveux central, des organes respiratoires, du cœur, du foie, des reins, du tractus gastro-intestinal
• Lésions de la peau, des cheveux, des ongles, des dents, du système nerveux central, du système sanguin, du foie, des reins, des organes reproducteurs (mâles) dues à une exposition prolongée ou répétée.

En plus d’être désignées comme toxiques il est souvent spécifié dans les lois que ce produit doit être être étiqueté et/ou notifié par leur nom et les substances dont les propriétés dangereuses ou toxiques doivent faire l’objet d’une enquête.

Il est important de les manipuler correctement, conformément à la loi.

Qu’est-ce que le pentoxyde de phosphore ?

Le pentoxyde de phosphore est un oxyde solide incolore de phosphore.

Il est également connu sous le nom de pentoxyde de diphosphore, de décapoxyde de tétraphosphore et d’oxyde de phosphore (V).

Utilisations du pentoxyde de phosphore

1. Comme déshydratant

Le pentoxyde de phosphore est utilisé comme déshydratant en raison de ses fortes propriétés de déshydratation. Contrairement aux déshydratants métalliques, le pentoxyde de phosphore réagit relativement peu avec l’eau. En raison de sa faible réactivité, il est utilisé comme déshydratant dans les déshydrateurs et autres applications où la sécurité est requise.

En plus du pentoxyde de phosphore, le chlorure de calcium et la chaux sodée sont d’autres déshydratants. Le chlorure de calcium est un déshydratant neutre, la chaux sodée est un déshydratant basique et le pentoxyde de phosphore est un déshydratant acide. En tant que déshydratant acide, il est utilisé pour presque tous les gaz, à l’exception des gaz basiques.

2. Réactifs de réaction de condensation

En synthèse organique, le pentoxyde de phosphore est utilisé comme agent de condensation en raison de ses fortes propriétés déshydratantes. Lorsque le pentoxyde de phosphore est appliqué aux acides carboxyliques, des anhydrides d’acide peuvent être synthétisés. Lorsqu’il est appliqué à des amides primaires, des nitriles sont produits.

3. Réactifs d’oxydation

L’oxydation de Swern est une réaction d’oxydation qui permet d’obtenir des acides carboxyliques à partir d’alcools. Le chlorure d’oxalyle et le sulfoxyde de diméthyle sont généralement utilisés comme réactifs, bien que le pentoxyde de phosphore puisse être utilisé à la place du chlorure d’oxalyle.

Propriétés du pentoxyde de phosphore

La formule chimique est représentée par P2O5 et son poids moléculaire est de 141,94 g/mol. Son numéro CAS est enregistré sous 1314-56-3. Il a un point de fusion de 340°C et un point de sublimation de 360°C. Il est solide à température et pression ambiantes.

Il a une densité de 2,39 g/ml et est fortement déliquescent (déshydratant), corrosif, irritant et sublimant. Réactif à l’eau et soluble dans l’eau, insoluble dans l’acétone. Il est très réactif avec l’eau et absorbe facilement l’humidité de l’air. En réagissant avec l’eau, le pentoxyde de phosphore forme des acides polyphosphoriques tels que l’acide métaphosphorique et l’acide orthophosphorique.

Types de pentoxyde de phosphore

Bien qu’il soit représenté par la formule de composition P2O5, il existe en réalité dans la molécule P4O10. Il est donc communément appelé décapoxyde de tétraphosphore.

La structure cristalline est polymorphe et peut prendre diverses formes, dont trois structures cristallines différentes, vitreuse et amorphe. La plus observée est le système hexagonal composé de molécules de P4O10. Lorsque le système hexagonal est chauffé à plus de 400 °C dans un récipient fermé, il se transforme en deux types de systèmes orthorhombiques (rectangulaires).

Autres informations sur le pentoxyde de phosphore

Comment le pentoxyde de phosphore est-il produit ?

Industriellement, le pentoxyde de phosphore peut être synthétisé par oxydation du phosphore jaune dans une chambre de combustion sèche. Il peut également être synthétisé en mélangeant du minerai de phosphate (3Ca3 (PO4)2/CaF2) avec du coke, du sable de silice (SiO2) et de la ferraille et en le brûlant à l’air chaud à 650 °C. Il peut être purifié par sublimation.

Précautions de manipulation et de stockage

Mesures de manipulation
Les mélanges dangereux sont l’eau, les métaux, les combustibles, les bases, l’acide perchlorique, les substances réductrices et les agents oxydants forts. Tenir à l’écart de la manipulation et du stockage. Manipuler avec précaution, d’autant plus que le produit réagit violemment avec l’eau.

Lors de la manipulation, porter des vêtements de protection, des gants de protection et des lunettes de sécurité et utiliser dans une chambre à courants d’air.

En cas d’incendie
En brûlant, des gaz corrosifs et toxiques tels que des oxydes de phosphore peuvent être générés. Éteindre avec du sable à brûler ou du dioxyde de carbone (CO2). Ne pas utiliser d’eau sous forme de bâton d’eau. Ne pas utiliser de bâton versant de l’eau.

Stockage
Dans des récipients en polypropylène ou en polyéthylène protégés de la lumière et fermés hermétiquement. Stocker sous clé dans un endroit frais et bien ventilé, à l’abri de la lumière directe du soleil.

Qu’est-ce que le pentoxyde de vanadium ?

Le pentoxyde de vanadium est un composé inorganique dont la formule chimique est V2O5.

Il est également connu sous le nom de pentoxyde de vanadium ou d’oxyde de vanadium (V). Sa masse molaire est de 181,88 g/mol, sa densité de 3,357 g/cm3, son point de fusion de 690°C et son numéro CAS de 1314-62-1.

Utilisations du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium est utilisé pour le ferrovanadium (fusion d’aciers alliés tels que l’acier inoxydable) et pour l’oxydation du dioxyde de soufre (utilisation catalytique dans le processus de production d’acide sulfurique). Il est également utile comme catalyseur dans la production d’acides organiques, de pigments, de ferrites, de batteries et de phosphores.

1. Comme additif à l’acier

En raison de sa dureté, de son point de fusion élevé et de son excellente résistance à la corrosion, le vanadium est principalement utilisé comme additif dans l’acier, ce qui représente 90 % de la consommation de vanadium. Le ferrovanadium ainsi produit se caractérise par une excellente ténacité, une résistance à la chaleur et une résistance à la corrosion.

Il est utilisé comme acier à haute résistance dans les plaques d’acier pour les automobiles, les barres de renforcement pour les bâtiments et les ponts, comme acier de construction dans les turbines et les tuyaux pour la production d’énergie, et comme acier à outils dans l’acier à grande vitesse et les outils de coupe. Il est également utilisé comme matière première pour les catalyseurs de dénitration destinés à éliminer les oxydes d’azote (NOx), qui sont à l’origine du smog photochimique et des pluies acides.

2. Comme catalyse dans la synthèse organique

Le pentoxyde de vanadium est un agent oxydant puissant lorsqu’il est utilisé à haute température. Son pouvoir oxydant est tel qu’il peut oxyder le benzène et le naphtalène, qui ont des structures stables, en anahydride maléique et anahydride phtalique respectivement. Ce pouvoir oxydant est utilisé dans l’oxydation du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre dans le processus de contact pour la production d’acide sulfurique.

3. Comme matériaux de batteries

Les batteries redox au vanadium sont utilisées pour le stockage de l’énergie, y compris dans les grandes installations électriques telles que les parcs éoliens. Elles sont également largement utilisées comme matériaux hôtes dans les batteries lithium-ion, sodium-ion et magnésium-ion. De plus, il est utile comme matériau d’injection et d’extraction de charge dans les appareils électroniques organiques.

Propriétés du pentoxyde de vanadium

Il a une apparence individuelle jaune à rouge et est un composé stable dans des conditions normales de manipulation à température et pression ambiantes. Il est légèrement soluble dans l’eau mais complètement insoluble dans les solvants organiques tels que l’éthanol et l’éther. En revanche, il est bien soluble dans les solutions aqueuses d’acides et de bases.

Le pentoxyde de vanadium est généralement produit à partir de scories générées lors du processus de fusion de l’acier. Le laitier est une substance contenant divers composants minéraux qui est séparée du métal à fondre par fusion, par exemple lors de la fusion de métaux à partir de minerais.

Structure du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium a une structure très caractéristique parmi les composés inorganiques : un atome de vanadium est coordonné avec cinq atomes d’oxygène et ces liaisons sont réparties sur un plan.

Une autre caractéristique de ce composé est que lorsqu’il est composé avec d’autres métaux pour former des oxydes, il forme également différentes structures cristallines en fonction du type de métal contenu.

Autres informations sur le pentoxyde de vanadium

Dangers du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium est classé par le SGH dans les catégories suivantes : toxicité aiguë (inhalation : poussières), gravement dommageable et irritant pour les yeux, mutagène pour les cellules germinales, cancérogène, toxique pour la reproduction, toxicité systémique et pour certains organes cibles (exposition unique et répétée), nocivité aiguë pour l’environnement aquatique et nocivité chronique pour l’environnement aquatique.

Le pentoxyde de vanadium peut être désigné comme une “substance dangereuse devant être étiquetée par son nom” en fonction de la législation du pays. Il peut également être classé comme “substance chimique spécifiée”, ce qui signifie qu’une évaluation des risques doit être effectuée.

Qu’est-ce que le pentachlorure de phosphore ?

Le pentachlorure de phosphore, phosphorus pentachloride en anglais, est un composé inorganique représenté par la formule chimique PCl5. Il s’agit d’un chlorure de phosphore.

Il a une masse molaire de 208,2 g/mol, un point de sublimation de 160°C, une densité de 2,1 et un numéro CAS de 10026-13-8. Comme le trichlorure de phosphore et le chlorure de phosphoryle, qui sont également des chlorures de phosphore, il est très couramment utilisé dans la synthèse de diverses substances.

À l’état gazeux, le pentachlorure de phosphore présente une structure bipyramidale à trois voies, le cation, auquel on a enlevé un ion chlorure prenant la structure tétraédrique et l’anion, auquel on a ajouté un ion prenant la structure octaédrique.

Utilisations du pentachlorure de phosphore

Les utilisations industrielles du pentachlorure de phosphore comprennent des réactifs pour la fabrication de divers chlorures, tels que des produits pharmaceutiques (antibiotiques, vitamines, etc.) et des colorants. Le pentachlorure de phosphore est largement utilisé en synthèse organique comme réactif pour la chloration de divers composés organiques et inorganiques en raison de sa forte réactivité.

1. Synthèse de composés organiques

Parmi les exemples de réactions avec des composés organiques, l’on peut citer les réactions avec les acides carboxyliques pour produire des chlorures d’acide carboxylique et les réactions avec les alcools pour produire des chlorures d’alkyle. Cependant, leur sous-produit, le phosphate de trichlorure, est solide et difficile à éliminer. C’est pourquoi des réactifs tels que le chlorure de thionyle, dont le sous-produit est le disulfure d’oxygène gazeux, sont plus couramment employés dans les expériences de laboratoire.

De plus, avec des amides tertiaires, ils produisent le réactif de Birsmeyer. Ce réactif est très utile car il permet de synthétiser des cétones et des aldéhydes aromatiques à partir d’amides et de composés aromatiques actifs.

Il est également utilisé dans d’autres réactions, telles que le remplacement de l’hydrogène lié au carbone en position aryle ou benzyle par du chlore.

2. Synthèse de composés inorganiques

Le pentachlorure de phosphore est très réactif et peut chlorer des composés inorganiques tels que le dioxyde d’azote. Il a également la propriété de chlorer divers éléments métalliques et de former des adduits avec des chlorures métalliques. Cependant, comme pour les composés organiques, d’autres réactifs sont maintenant souvent utilisés.

Parmi les autres exemples de réactions avec des composés inorganiques, on peut citer les réactions avec le fluorure de lithium pour former l’hexafluorophosphate de lithium, qui est utilisé comme électrolyte dans les batteries lithium-ion.

Propriétés du pentachlorure de phosphore

Le pentachlorure de phosphore a l’aspect d’une masse cristalline ou solide blanche ou jaune pâle. Il a une forte odeur piquante, des propriétés fumantes et est extrêmement hygroscopique. Le pentachlorure de phosphore est généralement produit par la réaction du trichlorure de phosphore avec le chlore gazeux.

Cette réaction est enthalpiquement favorable et donc facile à réaliser. De très grandes quantités de pentachlorure de phosphore sont produites de cette manière. Toutefois, à 180°C, le pentachlorure de phosphore est en équilibre avec le trichlorure de phosphore et le chlore, de sorte que le pentachlorure de phosphore peut avoir une couleur verte avec le chlore.

Le pentachlorure de phosphore est une substance très réactive. Lorsqu’il réagit avec l’eau, il produit du chlorure d’hydrogène. En outre, lors de l’hydrolyse, il produit non seulement du chlorure d’hydrogène, mais aussi de l’acide phosphorique. Il n’est donc pas soluble dans l’eau, mais il l’est dans les solvants organiques tels que le disulfure de carbone et le benzène.

Autres informations sur le pentachlorure de phosphore

Dangers du pentachlorure de phosphore

Le pentachlorure de phosphore est reconnu dans la classification SGH comme présentant une toxicité aiguë orale, corrosive et irritante pour la peau, gravement dommageable pour les yeux et irritante pour les yeux, ainsi qu’une toxicité systémique et pour certains organes cibles (exposition unique et répétée). De plus, il existe un risque d’explosion en raison des réactions violentes avec l’eau et d’autres substances, et des précautions doivent être prises lors de la manipulation. Des lunettes de protection et des gants en caoutchouc doivent être portés lors de l’utilisation du produit.

Qu’est-ce que le dioxyde de soufre ?

Le dioxyde de soufre (anglais : Sulfur dioxide) est un gaz incolore à l’odeur piquante, composé de soufre et d’oxygène.

Sa formule chimique est SO2, son poids moléculaire est 64,07 et son numéro d’enregistrement CAS est 7446-09-5. Le dioxyde de soufre, également connu sous le nom de gaz acide sulfureux ou de dioxyde de soufre anhydre, se trouve à l’état naturel en petites quantités dans les gaz volcaniques et les sources minérales.

Structure du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre a une structure linéaire pliée avec une symétrie C2v. Selon les méthodes des orbitales moléculaires, il s’agirait d’un type de composé hypervalent dans lequel de nombreuses paires d’électrons sont impliquées dans la liaison, mais il s’avère en fait qu’il possède une structure de liaison relativement simple, similaire à celle de l’ozone. La distance de liaison entre le soufre et l’oxygène est d’environ 143 pm et l’angle formé par la structure de pliage est d’environ 119°.

Propriétés du dioxyde de soufre

1. Propriétés physiques

Le dioxyde de soufre a un point de fusion de -75,5°C, un point d’ébullition de -10°C et une densité de 1,4 à l’état liquide. Le dioxyde de soufre est soluble dans l’eau et dans l’acétone, l’éthanol, le tétrachlorure de carbone, le benzène, le méthanol, l’acétate d’éther et le chloroforme. L’anhydride sulfureux est caractérisé par le fait qu’il peut agir à la fois comme agent oxydant et comme agent réducteur.

2. Autres caractéristiques

Le dioxyde de soufre est une substance hautement corrosive et toxique, qui corrode diverses surfaces métalliques, telles que le bleu verdâtre. Des quantités importantes de dioxyde de soufre sont présentes dans les gaz de combustion des fonderies et des usines utilisant du pétrole, du charbon et d’autres combustibles, et il a attiré l’attention en tant que source de pollution de l’air urbain et facteur de pluies acides.

Utilisations du dioxyde de soufre

1. Additifs alimentaires

Le dioxyde de soufre est utilisé comme conservateur, agent de blanchiment et antioxydant dans les liqueurs et les fruits secs en raison de ses propriétés antibactériennes. Les fruits secs ont une saveur particulière, à laquelle le dioxyde de soufre peut également contribuer. Il est également présent dans le vin en quantités minimes et agit comme agent antimicrobien et antioxydant, empêchant la croissance bactérienne et l’oxydation et contribuant à maintenir un niveau d’acidité constant.

2. Les solvants

Le dioxyde de soufre liquide, en tant que solvant non aqueux, dissout de nombreux composés inorganiques et organiques et est utilisé dans la recherche sur la résonance magnétique nucléaire et dans diverses synthèses. Le dioxyde de soufre de haute pureté est également disponible dans le commerce sous forme de dioxyde de soufre liquéfié en bouteilles.

3. Agents de blanchiment

En raison de sa forte action réductrice, le dioxyde de soufre est également utilisé comme agent de blanchiment et désinfectant pour la pâte à papier et d’autres matériaux. Il est utilisé comme agent de blanchiment pour le papier et les vêtements en raison de son action décolorante réductrice en présence d’eau, mais en raison de la réoxydation par l’oxygène de l’air, il n’a pas un effet de blanchiment durable.

4. Autres

L’anhydride sulfureux est également utilisé comme matière première dans la fabrication d’autres produits tels que l’acide sulfurique et le sulfite de sodium. Il est également utilisé dans les insecticides, les agents réducteurs, les pesticides, les produits pharmaceutiques et le raffinage du pétrole.

Autres informations sur le dioxyde de soufre

1. Processus de production du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre est produit par des méthodes telles que la décomposition du sulfite solide par l’acide sulfurique ou par la réaction thermique du cuivre avec de l’acide sulfurique concentré. Il est également produit industriellement par la combustion de sulfures métalliques tels que le soufre, le sulfure d’hydrogène et la pyrite. Lors de la production de ciment, le sulfate de calcium anhydre est chauffé avec du coke pour produire du silicate de calcium, ce qui génère du dioxyde de soufre comme sous-produit.

2. Informations juridiques

Le dioxyde de soufre est considéré comme une substance dangereuse et toxique en vertu de la Loi sur la sécurité et la santé industrielles et comme un produit chimique pathogène en vertu de la Loi sur les normes du travail, et doit être manipulé avec précaution.

3. Précautions de manipulation et de stockage

Les précautions de manipulation et de stockage sont les suivantes.

• Les récipients de stockage doivent être conservés dans un endroit bien ventilé à une température inférieure à 40°C.
• Après utilisation, fermer complètement le robinet du récipient et remettre le capuchon de l’embout buccal et le capuchon de protection.
• Éviter tout contact avec l’humidité, car elle attaque de nombreux métaux, y compris l’aluminium et l’acier.
• Sous forme liquide, éviter tout contact car il attaque les plastiques et le caoutchouc.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Porter des gants et des lunettes de protection lors de l’utilisation.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas de contact avec la peau, laver avec de l’eau et du savon.
• En cas de contact avec les yeux, laver prudemment avec de l’eau pendant plusieurs minutes.
• Éviter l’inhalation car les vapeurs irritent les voies respiratoires et provoquent la toux et la bronchite.