月: 2023年4月

Qu’est-ce que la thiourée ?

Numéro d’enregistrement CAS	62-56-6
Formule moléculaire	CH4N2S
Poids moléculaire	76.12
point de fusion	182°C
Densité	1,405 g/ml
Apparence	Solide blanc

La thiourée est un composé organique dont la structure est caractérisée par le remplacement de l’atome d’oxygène de l’urée par un atome de soufre.

Elle est également connue sous le nom de thiocarbamide. On sait qu’elle est synthétisée à partir de cyanamide et de sulfure d’hydrogène en présence d’ammoniac. Elle peut également être produite à partir d’azote de chaux et de sulfure d’hydrogène ou d’hydrosulfure de calcium.

Elle n’est pas facilement hydrolysable et est très toxique pour les algues lorsqu’elle est libérée dans l’environnement. Lorsqu’elle est ingérée par l’homme, le cyanamide produit par le métabolisme provoque une hyperactivité de la glande thyroïde.

Utilisations de la thiourée

La thiourée est principalement utilisée dans la production de résines d’uréthane. Les résines d’uréthane sont des polymères avec des liaisons d’uréthane, également connus sous le nom de polyuréthane ou de caoutchouc d’uréthane.

La thiourée peut également être utilisée dans les produits pharmaceutiques (sulfathiazole, méthionine, thiouracile), les rodenticides (sulfanaphthylthiourée), les colorants (colorants au sulfure, indigo) et les additifs organiques pour le caoutchouc (comme la diphénylthiourée). Elle est également largement utilisée comme matière première pour les produits chimiques photographiques et diverses matières synthétiques organiques (l’acide thioglycolique d’ammonium, par exemple). Elle est également utilisée comme matière première pour les surfactants, les inhibiteurs de corrosion des métaux et les nettoyeurs de chaudières.

Les réactifs analytiques pour le bismuth, le palladium et l’antimoine (III) font également partie de ses utilisations.

Propriétés de la thiourée

La thiourée est soluble dans l’eau et l’éthanol. Elle a un point de fusion de 182°C et se présente sous la forme d’un solide blanc à température ambiante. Elle se décompose en chauffant et produit des gaz toxiques tels que les oxydes d’azote (NOx) et les oxydes de soufre (SOx).

La réaction de la thiourée avec des halogénures d’alkyle produit de l’isothiouronium. L’hydrolyse de l’isothiouronium permet de synthétiser les thiols correspondants. Contrairement à l’utilisation du sulfure d’hydrogène ou de ses sels comme source de soufre, aucun sulfure n’est formé.

Structure de la thiourée

La formule chimique de la thiourée est CH4N2S. Sa masse molaire est de 76,12 g/mol et sa densité de 1,405 g/ml.

La thiourée est parfois utilisée comme nom générique pour des composés ayant une structure telle que R2N-C(=S)-NR2, où R dans R2N-C(=S)-NR2 est un groupe méthyle ou éthyle. Ces dernières années, la thiourée a attiré l’attention en tant que colonne vertébrale de base pour l’organocatalyse.

La thiourée est une molécule plane : la distance entre les liaisons C=S est de 1,71 Å et la distance moyenne entre les liaisons C-N est de 1,33 Å. La thiourée possède des tautomères. En solution aqueuse, la forme thionique est plus courante que la forme thiol et la constante d’équilibre Keq est calculée comme étant de 1,04×10-3.

Autres informations sur la thiourée

1. Réactions de réduction avec la thiourée

La thiourée permet la réduction des peroxydes en diols correspondants. Les intermédiaires de cette réaction sont des endoperoxydes instables.

Lorsque la thiourée est utilisée comme agent réducteur dans la décomposition de l’ozone, des composés carbonylés sont produits. Le sulfure de diméthyle est également efficace dans la décomposition de l’ozone, mais il a un point d’ébullition de 37°C, est très volatile et a une odeur désagréable. La thiourée, en revanche, est inodore et moins volatile.

2. La thiourée comme source de soufre

La thiourée peut être utilisée comme source d’atomes de soufre, par exemple dans la conversion d’halogénures d’alkyle en thiols. Par exemple, l’éthane-1,2-dithiol peut être synthétisé à partir du 1,2-dibromoéthane.

Lorsque la thiourée réagit avec des ions métalliques, elle peut constituer une source de sulfures. En particulier, le traitement des ions mercure en solution aqueuse par la thiourée produit du sulfure de mercure. Ces réactions de sulfuration sont applicables à la synthèse de nombreux sulfures métalliques et nécessitent généralement de l’eau et un chauffage.

Les dérivés de la pyrimidine peuvent être synthétisés par condensation de la thiourée avec des composés β-dicarbonylés. Tout d’abord, le groupe amino de la thiourée se condense avec le groupe carbonyle. La cyclisation et la tautomérisation se déroulent ensuite, et la désulfuration permet d’obtenir la pyrimidine. La réaction de la thiourée avec les α-halocétones permet de synthétiser des aminothiazoles.

Qu’est-ce que l’acide thioglycolique ?

L’acide thioglycolique (ATG) est un composé organosulfuré dont la formule moléculaire est C2H4O2S.

Ce liquide incolore a une forte odeur piquante et est facilement soluble dans l’eau et les solvants organiques polaires. L’acide thioglycolique, également appelé “acide mercaptoacétique”, “acide 2-mercaptoacétique” ou “acide thiovanique”, est un composé contenant des groupes thiol et acide carboxylique et est utilisé dans de nombreuses réactions chimiques et applications industrielles.

Il a un point de fusion de -16,5°C et un point d’ébullition de 96°C. C’est un liquide jaune pâle à incolore avec une odeur forte et piquante à température ambiante. Il produit des gaz SOx toxiques lorsqu’il est chauffé. Il est également très corrosif et doit être stocké dans un endroit frais et sombre, dans un récipient hermétiquement fermé.

L’acide thioglycolique est principalement produit par la réaction de l’acide monochloracétique ou de ses sels avec du sulfure d’hydrogène de potassium ou des sels de sulfure d’hydrogène.

Utilisations de l’acide thioglycolique

L’acide thioglycolique est largement utilisé dans la modification des polymères, les produits chimiques pour le caoutchouc (stabilisateurs), les produits chimiques pour la photographie, les intermédiaires pharmaceutiques et agrochimiques. Les principales utilisations sont les suivantes

1. Solutions de permanentes et épilatoires

L’acide thioglycolique agit en coupant les liaisons disulfures dans la protéine kératine du cheveu. Cela permet aux cheveux de changer de forme et il est donc largement utilisé comme solution de permanente.

Il est également utilisé comme matière première pour l’épilation des produits en cuir ou comme dépilatoire en raison de son action réductrice similaire.

2. Production de résines synthétiques

L’acide thioglycolique est utilisé dans la production de résines synthétiques par le biais de réactions d’estérification et de polymérisation. Les résines synthétiques utilisant l’acide thioglycolique ont un large éventail d’applications dans les secteurs de l’automobile, de l’aviation, de l’électronique, des textiles et des matériaux de construction.

3. Agents complexants et réducteurs

L’acide thioglycolique a la propriété de former des complexes stables avec les ions métalliques et est utilisé en chimie analytique (par exemple, titrage chélatométrique et analyse colorimétrique du fer) et dans le raffinage et la récupération des métaux. Il est également parfois utilisé comme agent réducteur.

Propriétés de l’acide thioglycolique

L’acide thioglycolique est très soluble dans l’eau et les solvants organiques polaires (par exemple l’acétone, l’éthanol, le diméthylfolamide). Cette grande solubilité est due à la formation de liaisons hydrogène entre les groupes d’acide carboxylique.

Le groupe thiol de l’acide thioglycolique est très réactif vis-à-vis des réactions d’oxydoréduction. Le groupe thiol rompt la liaison disulfure dans les réactions avec les agents réducteurs et forme une liaison disulfure dans les réactions avec les agents oxydants. Cela permet également de régénérer le groupe thiol.

Cette réactivité redox est l’une des raisons pour lesquelles l’acide thioglycolique est utilisé dans les réactions chimiques et les applications industrielles. L’acide thioglycolique a la capacité de former des complexes avec les ions métalliques. Les groupes thiol de la molécule se lient aux ions métalliques pour former des complexes stables, qui sont utilisés dans l’affinage et la récupération des métaux, ainsi qu’en chimie analytique.

Structure de l’acide thioglycolique

La structure chimique de l’acide thioglycolique est caractérisée par la présence de deux groupes fonctionnels, un groupe thiol et un groupe acide carboxylique. Cette structure permet à l’acide thioglycolique d’être impliqué dans de nombreuses réactions chimiques.

Le groupe thiol de l’acide thioglycolique a la capacité de se lier et de former des complexes avec les ions métalliques. En raison de ces propriétés, l’acide thioglycolique peut être utilisé comme agent complexant ou réducteur.

Les groupes d’acides carboxyliques peuvent former des liaisons hydrogène, ce qui affecte la solubilité de l’acide thioglycolique.

Autres informations sur l’acide thioglycolique

Méthodes de production de l’acide thioglycolique

Il existe plusieurs méthodes typiques de production de l’acide thioglycolique. Les principales méthodes de production sont décrites en détail ci-dessous.

1. Réaction de l’acide chloracétique avec le sulfure d’hydrogène
L’acide thioglycolique peut être synthétisé en faisant réagir l’acide chloracétique avec le sulfure d’hydrogène. La réaction se produit par substitution du groupe chloro de l’acide chloracétique par l’atome de soufre du sulfure d’hydrogène. Les conditions de réaction sont généralement réalisées en solution aqueuse et à chaud.　

2. Réaction de l’acide glycolique avec le soufre
L’acide thioglycolique peut également être synthétisé par la réaction de l’acide glycolique avec le soufre. Cette réaction est généralement effectuée dans des conditions acides et chauffées et implique la substitution du groupe hydroxyle de l’acide glycolique par un atome de soufre pour former l’Acide thioglycolique.

3. Réaction des esters d’acide glycolique avec le sulfure d’hydrogène
Dans cette méthode, les esters de glycolate réagissent avec le sulfure d’hydrogène. Le groupe hydroxyle de l’ester de glycolate est remplacé par l’atome de soufre du sulfure d’hydrogène pour donner l’ester de thioglycolate, qui est hydrolysé pour donner l’acide thioglycolique.

Qu’est-ce que le tantalate de lithium ?

Le tantalate de lithium, également connu sous le nom d'”oxyde de lithium et de tantale”, est un matériau ferroélectrique dont la structure triclinique ressemble à celle de l’ilménite.

Les monocristaux de tantalate de lithium sont utilisés comme divers éléments optiques utilisant des effets optiques et électro-optiques non linéaires, en raison de leur coût relativement faible et de leurs excellentes propriétés optiques.

En particulier, les dispositifs de conversion de longueur d’onde utilisant le tantalium sont utilisés comme composants importants pour obtenir des lasers verts de grande puissance dans des dispositifs optiques tels que les projecteurs laser et les écrans laser.

Utilisations du tantalate de lithium

Les monocristaux de tantalate de lithium ont des effets piézoélectriques, pyroélectriques et optiques non linéaires. Ces caractéristiques sont utilisées dans divers domaines, notamment l’électro-optique et la fusion nucléaire. Parmi les exemples typiques, on peut citer

1. Filtres à ondes acoustiques de surface (SAW)

Les filtres à ondes acoustiques de surface (SAW) sont des substrats utilisés pour les éléments piézoélectriques dans les filtres sélectifs de fréquence des téléphones portables et des téléviseurs. Une fine couche de matériau piézoélectrique ou une électrode en peigne régulière formée sur le substrat permet d’extraire des signaux électriques dans une bande de fréquence spécifique.

La fréquence centrale et la largeur de bande peuvent être déterminées par la période structurelle de l’électrode en peigne (IDT) et les propriétés physiques du matériau piézoélectrique et des électrodes.

2. Éléments piézoélectriques

Les éléments piézoélectriques sont des éléments à effet piézoélectrique, dans lesquels une tension est générée lorsqu’une pression est appliquée. Les éléments piézoélectriques ont également la propriété de se déformer lorsqu’une tension est appliquée.

Dans des conditions normales, aucune tension n’est générée car les ions de l’air sont adsorbés et les charges sur la surface du cristal sont neutralisées. Lorsqu’une pression est appliquée de l’extérieur et que le cristal se déforme, l’état de polarisation change et une tension est générée.

Les applications des éléments piézoélectriques comprennent les réchauds à gaz, les briquets, les capteurs de vibrations, les imprimantes à jet d’encre, les haut-parleurs piézoélectriques, les moteurs et les actionneurs piézoélectriques. Ils sont également développés en tant que systèmes de production d’énergie au sol.

3. Éléments de conversion de longueur d’onde

Les éléments de conversion de longueur d’onde sont des éléments qui convertissent la longueur d’onde de la lumière laser. En utilisant un élément de conversion de longueur d’onde, la longueur d’onde de la lumière peut être convertie pour correspondre à la longueur d’onde d’émission souhaitée du laser utilisé.

L’utilisation du tantalium de lithium comme élément de conversion de la longueur d’onde permet d’obtenir des lasers verts de grande puissance.

4. Matériaux pyroélectriques

La pyroélectricité est un phénomène dans lequel la polarisation d’un dérivé change en fonction de la température. Le tantalate de lithium qui a subi un processus de polissage (alignement de la polarisation dans une direction sous pression réduite) est pyroélectrique et génère des rayons X lorsque la température est modifiée.

B. Naranjo et al. ont également rapporté qu’il était capable de fusion nucléaire, et la recherche sur la génération de neutrons est active.

Propriétés du tantalate de lithium

Le tantalate de lithium est une poudre blanche dont la formule chimique est LiTaO3, le poids moléculaire 235,9 et le numéro CAS 12031-66-2.

Il a un point de fusion de 1650°C, est ininflammable et thermiquement très stable. Il est insoluble dans l’eau et il n’y a actuellement aucune information sur les substances dangereuses d’incompatibilité.

Les produits de décomposition dangereux sont l’oxyde de lithium et l’oxyde de tantale. Aucune donnée sur la dégradabilité, le danger pour les organismes aquatiques ou la pollution marine.

Autres informations sur le tantalate de lithium

1. Sécurité

Le produit n’est pas dangereux et n’a pas de classification SGH pertinente. En tant que substance ininflammable, le tantalate de lithium ne fait l’objet d’aucune considération particulière lors de l’extinction d’un incendie.

Le produit peut être stocké en toute sécurité dans des conteneurs scellés et dans un endroit sec, frais et sombre.

2. Méthodes de manipulation

La zone de travail doit être équipée d’un système de fermeture des sources d’émission ou d’un système de ventilation par aspiration, tel qu’un système local de ventilation par aspiration, s’il existe une possibilité de production de poussière. Les travailleurs doivent porter une protection respiratoire, des respirateurs étanches aux poussières, des lunettes de protection, des masques de protection (masques de protection contre les catastrophes), des gants de protection et, si nécessaire, des vêtements de protection, des bottes, des tabliers et des couvre-bras.

Aucun effet sur le corps humain n’a été confirmé à l’heure actuelle, mais il existe peu d’informations antérieures et de nombreux points inconnus. Le contact avec le corps humain et l’ingestion doivent être évités.

Qu’est-ce que le Tungstate de Sodium ?

Le tungstate de sodium est un tungstate de sodium de composition Na2WO4.

Il est souvent utilisé sous forme d’hydrate, mais le numéro d’enregistrement CAS pour la forme anhydre est 13472-45-2. Il est parfois appelé tungstate de sodium.

Utilisations du Tungstate de Sodium

Le tungstate de sodium est positionné comme un produit intermédiaire important dans l’extraction du tungstène des minerais de tungstène. Il est principalement utilisé comme mordant pour les teintures de base, comme agent de traitement de surface des métaux, comme matière première secondaire pour les céramiques et comme catalyseur.

Il est également utilisé comme agent de coloration/agent de coloration électronique en histocytochimie. Les métaux lourds à forte densité électronique offrent un contraste supérieur en microscopie électronique par rapport aux éléments composant le tissu de l’échantillon. Ce principe fait que ces substances sont utilisées comme agents de coloration pour la microscopie électronique.

Par ailleurs, il est utilisé comme supplément pour compléter la teneur en tungstène nécessaire à l’élevage des micro-organismes lors de la préparation des milieux de culture dans les expériences microbiologiques. Le tungstate de sodium aurait également un effet hypoglycémiant.

Propriétés du Tungstate de Sodium

Formule chimique	Na2WO4
Poids moléculaire	293,836
Point de fusion	698 °C
Apparence à température ambiante	solide blanc
Solubilité dans l’eau	57,5 g/100 ml (0 °C)
Solution aqueuse	alcalines

Le tungstate de sodium est un solide blanc à température ambiante, dont le poids moléculaire est de 293,836 et le point de fusion de 698°C. Il est soluble dans l’eau, avec une solubilité dans l’eau de 57,5 g/100 ml (0 °C).

Les solutions aqueuses sont alcalines. Il agit également comme un agent oxydant faible, beaucoup plus faible que les chromates.

Types de Tungstate de Sodium

Le tungstate de sodium est généralement vendu comme produit réactif pour la recherche et le développement et comme matière première pour les catalyseurs industriels. Les produits anhydres sont rarement vendus et sont principalement des hydrates ou des solutions aqueuses.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

Les produits réactifs de R&D sont principalement vendus sous forme de tungstate de sodium dihydraté. Les variantes de volume sont 25 g, 100 g, 500 g, etc. et sont généralement des produits réactifs qui peuvent être manipulés à température ambiante.

Sinon, il est parfois vendu sous forme de dihydrate en solution aqueuse avec une concentration d’environ 9,3 %.

2. Produits industriels

Dans les applications industrielles, il est principalement vendu comme matière première de catalyseur et pour d’autres utilisations. Le dihydrate est souvent vendu et ses principales applications sont le mordançage des colorants de base, le traitement de surface des métaux et les matières premières secondaires pour l’industrie de la céramique.

Autres informations sur le Tungstate de Sodium

1. Production de Tungstate de Sodium

Le tungstate de sodium est produit industriellement en tant que produit brut en faisant fondre des minerais tels que le minerai lourd de ferromanganèse avec de l’hydroxyde de sodium ou du carbonate de sodium et en les extrayant avec une solution d’hydroxyde de sodium.

D’autres méthodes de production et de synthèse comprennent la réaction de l’oxyde de tungstène avec l’hydroxyde de sodium ou un mélange d’oxyde de tungstène et d’hydroxyde de sodium ou de carbonate de sodium par chauffage et fusion. L’oxyde de tungstène peut également être ajouté à une solution de carbonate de sodium, dissous, puis obtenu par concentration de la solution.

2. Le tungstate de sodium hydraté

Formule chimique	Na2WO4-2H2O
Poids moléculaire	329,85
Point de fusion	698°C
Élimination de l’eau cristalline	100°C
Apparence à température ambiante	cristal blanc

Le tungstate de sodium est facilement soluble dans l’eau et sa solution aqueuse est alcaline. Le décahydrate précipite de la solution aqueuse à des températures inférieures à 6 °C et le dihydrate précipite à des températures supérieures à 6 °C.

Le tungstate de sodium dihydraté est représenté par la formule chimique Na2WO4-2H2O et a un poids moléculaire de 329,85. L’eau cristalline est éliminée à 100°C et fond à 698°C. Son aspect à température ambiante est celui de cristaux blancs ; le numéro d’enregistrement CAS est 10213-10-2.

3. Réactions chimiques du tungstate de sodium

Le tungstate de sodium est connu pour réagir avec l’acide chlorhydrique et produire du trioxyde de tungstène et ses hydrates. Le trioxyde de tungstène, également connu sous le nom d’oxyde de tungstène(VI), est une substance dont la formule moléculaire est WO3. Le trioxyde de tungstène est également largement utilisé dans l’industrie.

Qu’est-ce que la taurine ?

La taurine est un autre nom de l’acide aminoéthylsulfonique, un type d’acide aminé.

Sa formule chimique est C2H7NO3S, numéro CAS 107-35-7 et son poids moléculaire est 125,15. L’acide aminoéthylsulfonique est le nom donné à cet acide aminé soufré, qui contient du soufre dans sa structure.

Dans la nature, cette substance est abondante dans les mollusques, les calamars et les pieuvres et se trouve également dans tous les tissus du corps humain. Elle est particulièrement concentrée dans les tissus tels que le cœur, le squelette, le foie, le cerveau et la rétine, qui représentent 0,1 % du corps.

Utilisations de la taurine

La taurine a un large éventail d’utilisations, principalement dans les produits pharmaceutiques, les additifs alimentaires et les crèmes hydratantes.

1. Produits pharmaceutiques et para-pharmaceutiques

Lorsque la taurine est ajoutée en tant qu’ingrédient principal à des médicaments en vente libre, ceux-ci relèvent de la catégorie 3 des médicaments.

La taurine est un ingrédient bien connu des produits pharmaceutiques et des médicaments, y compris les collyres et les boissons. En effet, elle est censée jouer un rôle de soutien en améliorant la fonction hépatique et en soulageant la fatigue musculaire.

L’acide taurine à 98 % est commercialisé en tant que médicament. Il est indiqué pour améliorer la fonction hépatique en cas d’hyperbilirubinémie, à l’exclusion de l’ictère obstructif, et pour supprimer les attaques cérébrales en cas d’insuffisance cardiaque congestive, d’encéphalomyopathie mitochondriale, d’acidose lactique et de syndrome d’attaque cérébrale (MELAS). L’indication est la prévention des attaques de type cérébral dans le syndrome d’encéphalomyopathie mitochondriale, d’acidose lactique et d’attaques de type cérébral (MELAS).

Les autres utilisations dans les produits pharmaceutiques comprennent l’utilisation comme stabilisateur, tampon, exhausteur de goût, liant, isotonique, excipient, conservateur et additif pharmaceutique.

2. Additifs alimentaires

Ils sont également utilisés dans les produits alimentaires. En tant qu’élément de la saveur unique des calamars, des poulpes et des crustacés, elle est parfois ajoutée aux produits marins transformés afin d’en améliorer le goût. La taurine est généralement vendue sous forme de produit chimique synthétisé, mais certains additifs alimentaires à base de taurine sont extraits de la “bile de chèvre”.

3. Hydratants

La taurine est également utilisée dans les cosmétiques et les produits de soins capillaires comme ingrédient barrière pour retenir l’humidité et protéger contre les stimuli externes. La taurine est une substance qui existe à l’origine en forte concentration dans l’épiderme, de la couche épineuse supérieure à la couche granuleuse. Elle joue un rôle important dans la régulation de l’humidité épidermique en tant que régulateur de la pression osmotique, principalement dans la couche granuleuse.

4. Autres utilisations

La Taurine est également utilisée dans de nombreuses autres applications, comme dans le lait en poudre, les aliments pour animaux de compagnie, les catalyseurs industriels et les tensioactifs.

Principes de la taurine

La taurine se lie aux acides biliaires et consomme le cholestérol. Elle améliorerait les fonctions cardiaques et hépatiques, restaurerait la vue, favoriserait la sécrétion d’insuline et préviendrait l’hypertension, entre autres bienfaits.

La taurine est également présente dans le lait maternel et participe au développement du nourrisson.

Autres informations sur la taurine

1. Propriétés de la taurine

La taurine se présente sous la forme d’un cristal incolore à blanc ou d’une poudre cristalline. Elle est légèrement soluble dans l’eau et presque insoluble dans l’éthanol (99,5).
Éthanol (99,5). Le pH de 1,0 g de Taurine dissous dans 20 ml d’eau fraîchement bouillie et refroidie est compris entre 4,1 – 5,6..

2. Histoire de la taurine

En 1827, des chercheurs allemands ont isolé la taurine de la bile bovine et l’ont nommée taurine, du mot grec pour vache, “taurus”.

Dans le monde de la médecine chinoise, en revanche, une plante médicinale appelée gyu huang est utilisée depuis l’Antiquité pour désigner les calculs formés dans la vésicule biliaire des bovins. Dans le Meiyi Bailu, un livre de médecine chinoise datant du 1er au 3e siècle, on peut lire que “pris pendant longtemps, il allège le corps, augmente les années de vie et fait oublier”. On sait également que le gyu huang contient de la taurine.

Qu’est-ce que le sulfamate de nickel ?

Le sulfamate de nickel est un solide inodore de couleur bleue ou verte.

Il s’agit d’un composé ionique de sulfamate et de nickel, dont la formule chimique est Ni(SO2NH2)2, le poids moléculaire 250,85 et le numéro d’enregistrement CAS 13770-89-3. Le nom UICPA du sulfamate de nickel est bis(sulfamate)nickel(II) et il est parfois appelé dithiocarbamate de bis-dibutyle nickel.

Il est utilisé pour le traitement de surface des métaux, connu sous le nom de bains de sulfamate ou bains de sulfamate de nickel.

Utilisations du sulfamate de nickel

Le nickel est largement utilisé pour le nickelage, qui est effectué sur la surface des produits métalliques en raison de sa résistance à la corrosion. Il existe différentes méthodes de nickelage, mais contrairement aux bains watt, qui sont la méthode de nickelage la plus courante, les bains de sulfamate permettent un nickelage mat. Les bains de sulfamate de nickel sont utilisés pour le placage de surfaces métalliques afin de les rendre résistantes à la corrosion et de les décorer, ainsi que pour l’électroformage, qui consiste à fabriquer des moules métalliques en déposant des ions métalliques sur une matrice.

L’électroformage permet de reproduire le métal avec une grande précision et est donc utilisé pour les composants des machines de précision et des fusées. Diverses concentrations de solutions de sulfamate de nickel sont disponibles comme produits chimiques de placage, en fonction de l’application. Il se caractérise également par le fait que le placage est proche du nickel pur, sans l’utilisation d’agents de développement ou d’agents de brillance.

De nombreux procédés de nickelage utilisent le soufre comme agent de détente, mais les bains de sulfamate n’utilisent pas de soufre et ont donc l’avantage de pouvoir être utilisés pour les composants électroniques.

Caractéristiques du sulfamate de nickel

Le sulfamate de nickel a un point de fusion de 125°C (trihydrate), mais son point d’ébullition et sa densité ne sont pas connus. Il est soluble dans l’eau et est distribué au Japon sous forme de solution aqueuse et de poudre tétrahydratée.

Les bains de sulfamate de nickel utilisés pour le nickelage se caractérisent par une contrainte d’électrodéposition presque nulle, une densité de courant élevée et un contrôle facile. pH 3,5-5,0, température 40-60°C, résistance à la traction 6300 kg/cm2, ductilité 20-30%, contrainte d’électrodéposition 35 kg/cm2. La contrainte d’électrodéposition d’un bain de Watts est de 1260 kg/cm2 et celle d’un bain de chlorure de nickel est de 2800-3500 kg/cm2, il y a donc une différence significative.

Autres informations sur le sulfamate de nickel

1. Processus de production du sulfamate de nickel

Le sulfamate de nickel est produit par la réaction de la poudre de nickel ou du carbonate de nickel(II) avec l’acide sulfamique dans des conditions acides.
　Ni+2H3NSO3→Ni(SO3NH2)2+H2
　NiCO3+2H3NSO3→Ni(SO3NH2)2+CO2+H2O

2. Informations légales

Le sulfamate de nickel n’est pas spécifié dans la loi sur les services d’incendie ni dans la loi sur le contrôle des substances vénéneuses et délétères. En revanche, en vertu de la loi sur la santé et la sécurité au travail, il entre dans la catégorie des “substances chimiques spécifiées de classe 2, substances contrôlées de classe 2”, des “substances dangereuses et nocives qui doivent être étiquetées ou notifiées par leur nom”, des “substances dont les propriétés dangereuses ou nocives doivent être étudiées” et des “critères d’évaluation de l’environnement de travail”. Il est désigné comme “substance chimique pathogène” en vertu de la loi sur les normes du travail, comme “substance chimique désignée de classe I” en vertu de la loi sur la confirmation, etc. du rejet de substances chimiques et la promotion de leur gestion (loi PRTR), et comme “substance chimique d’évaluation prioritaire” en vertu de la loi sur le contrôle des substances chimiques. En outre, le sulfamate de nickel est également visé par la loi sur le contrôle de la pollution de l’air et la loi sur le contrôle de la pollution de l’eau, et il convient donc d’être prudent lors de sa manipulation.

3. Précautions de manipulation et de stockage

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.
• Porter des gants de protection, des lunettes de protection, des vêtements de protection et des masques de protection lors de l’utilisation.
• Veillez à ne pas inhaler la poussière. Si vous vous sentez mal après avoir inhalé des poussières, consultez un médecin et faites-vous soigner.
• Se laver soigneusement les mains après avoir manipulé le produit.
• En cas de contact avec la peau, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et du savon. En cas d’irritation ou d’éruption cutanée, consulter un médecin.
• En cas de contact avec les yeux, laver prudemment avec de l’eau pendant plusieurs minutes.

Qu’est-ce que l’acide sulfamique ?

L’acide sulfamique est un produit chimique soluble dans l’eau dont la structure est obtenue en remplaçant le groupe hydroxy de l’acide sulfurique par un groupe amino.

Il est également appelé acide sulfurique amide. Il s’agit d’un solide blanc à température ambiante qui se décompose à 205°C lorsqu’il est chauffé. Il est insoluble dans l’éthanol. Le solide n’est pas hygroscopique et il est facile d’obtenir un produit pur. L’acide sulfamique peut être synthétisé en utilisant de l’urée et de l’acide sulfurique fumant.

Lorsque l’acide sulfamique réagit avec l’acide nitreux, de l’azote gazeux est produit. Comme il agit comme un agent réducteur, l’oxyde nitreux peut être produit en réaction avec l’acide nitrique.

Utilisations de l’acide sulfamique

L’acide sulfamique est une matière première pour l’édulcorant artificiel cyclamate. Un autre édulcorant artificiel, l’acésulfame de potassium, est également synthétisé à partir de l’acide sulfamique.

La réaction de l’acide sulfamique avec le 2-éthylhexanol permet la synthèse du sulfate de 2-éthylhexyle. Le sulfate de 2-éthylhexyle est utilisé comme agent mouillant dans l’ensilage du coton. Il est également utilisé comme étalon dans les titrages acide-base. Plus précisément, il peut être utilisé comme étalon pour déterminer avec précision la concentration des solutions aqueuses d’hydroxyde de sodium.

De plus, l’acide sulfamique est utilisé comme agent nettoyant et dérouillant pour les métaux et les céramiques. Certains nettoyants pour toilettes contiennent de l’acide sulfamique comme ingrédient principal à la place de l’acide chlorhydrique et n’ont pas l’odeur caractéristique de l’acide chlorhydrique.

Propriétés de l’acide sulfamique

L’acide sulfamique est très acide lorsqu’il est dissous dans l’eau. La constante de dissociation de l’acide est Ka = 1,01 x 10-1. Les solutions aqueuses d’acide sulfamique sont pratiquement inodores et non irritantes. Il dissout facilement les sels métalliques mais ne corrode pas les métaux.

Lorsque l’acide sulfamique est chauffé dans l’eau, de l’ammoniac est libéré et devient de l’acide sulfurique. Il s’hydrolyse progressivement dans l’eau froide et s’hydrolyse rapidement au-dessus de 80°C en sulfate d’hydrogène d’ammonium.

Structure de l’acide sulfamique

La formule chimique de l’acide sulfamique est H3NSO3, avec une masse molaire de 97,10 g/mol et une densité de 2,15 g/cm3. Dans l’ammoniac liquide, il libère des ions hydrogène en deux étapes, donnant naissance à des dianions.

La structure de l’acide sulfamique prend l’un des quatre isomères, la forme tautomérique zwitterionique, plutôt que la forme neutre. En effet, d’après les résultats de la diffraction des neutrons, les trois atomes d’hydrogène sont situés à une distance de 1,03 Å de l’azote dans le cristal. La distance de liaison entre les atomes de soufre et d’oxygène est de 1,44 Å et celle entre les atomes de soufre et d’azote est de 1,77 Å. La liaison soufre-azote peut être longue à simple liaison ou courte à double liaison.

Autres informations sur l’acide sulfamique

1. Réactions de l’acide sulfamique

Lorsque l’acide sulfamique ou le sulfamate réagit avec un excès d’ions hypochlorites, des ions N-chlorosulfamate et N,N-dichlorosulfamate sont formés de manière réversible. L’acide sulfamique est donc utilisé comme piégeur d’hypochlorite dans l’oxydation des aldéhydes avec le chlorite, comme dans l’oxydation de Pinnick.

Lorsque l’acide sulfamique et l’alcool sont chauffés, les esters de sulfate correspondants peuvent être produits. Bien que plus coûteuse que l’acide chlorosulfonique ou l’acide sulfurique fumant, la réaction est très douce et ne conduit pas à la sulfonation du cycle aromatique. L’urée agit comme catalyseur et le produit est un sel d’ammonium ; en dessous de 100°C et en l’absence de catalyseur, l’acide sulfamique et l’éthanol ne réagissent pas.

2. Synthèse du cyclo à partir de l’acide sulfamique

Lorsque l’acide sulfamique réagit avec la cyclohexylamine à l’aide d’hydroxyde de sodium, il est possible de synthétiser l’édulcorant artificiel cyclo. Le cyclo est un cristal en forme de plaque légèrement beige, également connu sous le nom de cyclamate de sodium ou de N-cyclohexylsulfamate de sodium. Le cyclo a un pouvoir sucrant 30 à 50 fois supérieur à celui du sucre. À forte concentration, il a un arrière-goût légèrement amer.

Qu’est-ce que le ferrocyanure de potassium ?

Le ferrocyanure de potassium est un composé inorganique et un sel complexe dont la formule chimique est K4[Fe(CN)6].

Il est également connu sous les noms d’acide de fer (II) hexacyanide de potassium et de sels de sang jaune. La substance se présente souvent sous la forme d’un trihydrate. Elle était autrefois synthétisée par chauffage intense de sang et d’os d’animaux avec du fer et du carbonate de calcium, d’où le nom de sels de sang jaune.

Le ferrocyanure de potassium est une substance désignée comme substance dangereuse qui doit être étiquetée et notifiée par son nom en vertu de la loi sur la santé et la sécurité au travail.

Utilisations du ferrocyanure de potassium

Le ferrocyanure de potassium a un certain nombre d’utilisations, notamment comme révélateur pour les plans, comme réactif pour détecter les ions de fer et comme réactif stabilisant pour le fer, le cuivre et l’argent. La substance est également utilisée comme agent de coloration pour la microscopie électronique dans des domaines tels que l’histocytochimie.

Ceci est dû à la propriété des métaux lourds, qui ont une densité électronique élevée, offrant un contraste supérieur lorsqu’ils sont observés au microscope électronique par rapport aux éléments qui composent le tissu de l’échantillon. Ils empêchent également la coagulation du sel et sont donc parfois ajoutés au sel et autorisés comme additifs alimentaires.

1. Détection des ions fer (II)

Lorsqu’il est utilisé dans des expériences chimiques, le ferrocyanure de potassium est souvent appelé acide de fer (II) hexacyanure de potassium. L’ajout d’ions fer (II) à une solution d’acide fer (II) hexacyanide de potassium produit un précipité bleu-blanc d’acide fer (II) hexacyanoferrate (II).

L’addition à une solution d’ions de fer trivalent produit un précipité bleu foncé (bleu de Prusse, bleu de Berlin).

2. Additif alimentaire

Le ferrocyanure de potassium a été interdit comme additif alimentaire en raison de ses effets nocifs sur le corps humain, mais il est désormais autorisé comme additif alimentaire au motif qu’il n’affecte pas l’homme.

Le ferrocyanure de potassium est utilisé comme additif pour empêcher la coagulation du sel, et son ajout à d’autres substances que le sel est interdit.

Propriétés du ferrocyanure de potassium

formule chimique	K4[Fe(CN)6]⋅3H2O
Poids moléculaire	422,39
Point de fusion	70°C
Apparence à température ambiante	cristaux jaunes ou de poudre.
Densité	1,85 g/mL
Solubilité dans l’eau	soluble dans l’eau et pratiquement insoluble dans l’éthanol
Solution aqueuse	jaune pâle

Le ferrocyanure de potassium anhydride a un poids moléculaire de 368,4 et un numéro d’enregistrement CAS de 13943-58-3. Il se présente à température ambiante sous la forme d’une poudre hygroscopique incolore. Sa densité est de 1,88 g/mL.

Le trihydrate formé par l’absorption de l’humidité de l’air est une substance dont la formule moléculaire est K4[Fe(CN)6]⋅3H2O. Il a un poids moléculaire de 422,39, un point de fusion de 70°C et se présente à température ambiante sous forme de cristaux jaunes ou de poudre.

Sa structure cristalline est monoclinique, sa densité est de 1,85 g/mL et son numéro d’enregistrement CAS est 14459-95-1. Il est soluble dans l’eau et pratiquement insoluble dans l’éthanol. La solution aqueuse est jaune pâle.

Types de ferrocyanure de potassium

Le ferrocyanure de potassium est principalement vendu comme produit réactif pour la recherche et le développement. La substance est généralement vendue sous forme de K4Fe(CN)6 – 3H2O trihydraté ou sous forme de solution, par exemple à 1 %.

Le trihydrate est vendu en volumes de 5g, 25g, 100g, 500g, etc. L’offre est centrée sur des contenances faciles à manipuler en laboratoire. Il est vendu comme un produit réactif qui peut être conservé à température ambiante.

Autres informations sur le ferrocyanure de potassium

1. Synthèse du ferrocyanure de potassium

Le ferrocyanure de potassium peut être synthétisé à partir de cyanure de sodium, de sulfate de fer (II) et de chlorure de potassium. Il peut également être synthétisé par la réaction de quantités excessives de cyanure de potassium avec du sulfate de fer (II).

2 Réaction chimique du ferrocyanure de potassium

Le [Fe(CN)6]4- (ion ferrocyanure) ne présente pas la toxicité des cyanures inorganiques en raison de la stabilité du ligand CN- lorsqu’il est ionisé en solution aqueuse. Cependant, il se décompose lorsqu’on lui ajoute de l’acide sulfurique dilué chaud, produisant du cyanure d’hydrogène. Il est également possible d’obtenir K3[Fe(CN)6]⋅KI en faisant réagir du ferrocyanure de potassium avec de l’iode.

Qu’est-ce que le phénol ?

Le phénol est un composé aromatique comportant un groupe hydroxy.

À température ambiante, le phénol est un cristal solide et incolore à l’odeur caractéristique. Dans l’Antiquité, le phénol était obtenu à partir du goudron de houille. Aujourd’hui, le phénol est produit à partir du benzène par des méthodes de sulfonation, de chloration et de cumène.

Bien que le phénol ait un fort effet bactéricide, il est toxique et doit être manipulé avec précaution car il est corrosif pour la peau.

Utilisations du phénol

Le phénol est utilisé comme matière première pour le bisphénol A, une résine phénolique et la résine époxy, la résine polycarbonate, le nylon, le caprolactame et l’aniline. Il peut également être utilisé comme matière première pour une large gamme d’autres produits chimiques, y compris les colorants, les surfactants, les produits agrochimiques, les produits pharmaceutiques et leurs intermédiaires.

Le phénol peut être utilisé comme désinfectant, stérilisant et antiseptique en raison de son fort effet bactéricide. Pour la désinfection, on utilise une solution aqueuse de phénol à 1-5%.

Il peut également être utilisé pour soulager la douleur et les démangeaisons en raison de son faible effet anesthésiant.

Propriétés du phénol

Le phénol a une densité de 1,07 g/cm3, un point de fusion de 40,5°C, un point d’ébullition de 181,7°C, une formule spécifique de C6H5OH et un poids moléculaire de 94,11. Il est bien soluble dans les solvants organiques tels que l’éthanol et l’éther diéthylique. Il est quelque peu insoluble dans l’eau. Contrairement aux groupes hydroxy des alcools, les groupes hydroxy du phénol sont faiblement acides.

Au sens large, le terme phénol désigne tous les composés dans lesquels un groupe hydroxy est attaché à un anneau aromatique. Dans un sens plus étroit, il désigne l’hydroxybenzène, le composé le plus simple parmi les phénols. En d’autres termes, il s’agit de composés dans lesquels un atome d’hydrogène du benzène a été remplacé par un groupe hydroxyle.

Autres informations sur le phénol

1. Effets de résonance et tautomérie céto-énol des phénols

L’ion phénoxyde de la base conjuguée du phénol est stabilisé par l’effet de résonance du cycle aromatique. Il présente une constante de dissociation de l’acide supérieure de plus de cinq ordres de grandeur à celle des alcools à groupements hydroxylés. En effet, la constante de dissociation acide du phénol est pKa = 9,95. Le phénol est donc faiblement acide et forme des sels avec des espèces cationiques. Les sels de phénol peuvent être nommés en combinant le nom de l’espèce cationique avec celui du phénoxyde.

On pense également que la cyclohexadiénone est issue du phénol par tautomérie céto-énolique. Cependant, les phénols existent surtout sous forme d’énol. En effet, contrairement aux énols aliphatiques, lorsque les phénols mutent vers la forme céto, l’effet déstabilisant de la perte d’aromaticité est important.

2. Réactions du phénol

Le phénol réagit avec le sodium et l’hydroxyde de sodium pour donner du phénoxyde de sodium. Le phénol peut être condensé avec l’anahydride phtalique pour donner de la phénolphtaléine.

Lorsqu’une solution aqueuse de brome est ajoutée à une solution aqueuse de phénol, le 2,4,6-tribromophénol est synthétisé. La nitration du phénol peut produire de l’acide picrique. Toutefois, comme le phénol est oxydé par l’acide nitrique concentré, il doit d’abord être sulfoné avec de l’acide sulfurique concentré avant la nitration.

3. Détection du phénol

Les composés comportant des groupes hydroxy phénoliques peuvent être détectés simplement à l’aide de solutions aqueuses de chlorure de fer (III). Une goutte de solution aqueuse de chlorure de fer (III) produit un complexe fer-phénol qui vire au violet rougeâtre ; Fe3+ est un ion à six coordinations. L’ion phénoxyde est considéré comme stériquement encombrant, ce qui donne des complexes tels que [Fe(OC6H5)n(H2O)6-n]3-n.