月: 2023年5月

Qu’est-ce que le carbonate d’éthylène ?

Le carbonate d’éthylène est l’ester cyclique de l’éthylène glycol et de l’acide carbonique.

Sa formule chimique est C3H4O3 et son poids moléculaire est de 88,06.

À température ambiante (25 °C), c’est un solide vitreux transparent, mais son point de fusion est bas (34-37 °C) et il est incolore et inodore à l’état liquide.
Plusieurs méthodes sont connues pour la synthèse du carbonate d’éthylène.

La méthode industrielle la plus couramment utilisée est la synthèse par réaction de l’éthylène glycol avec le phosgène.

Toutefois, ces dernières années, la recherche de méthodes de synthèse n’utilisant pas le phosgène a progressé en raison des problèmes d’impact sur l’environnement.

Utilisations du carbonate d’éthylène

Le carbonate d’éthylène est largement utilisé comme solvant organique.

Le carbonate d’éthylène est un solvant très polaire qui peut dissoudre de grandes quantités d’électrolyte.

Cette propriété est principalement utilisée comme solvant dans les solutions d’électrolyte pour les batteries lithium-ion, mais il est également utilisé comme décapant et nettoyant en raison de sa grande solubilité dans les polymères.

Le carbonate d’éthylène a récemment été utilisé industriellement comme un excellent solvant organique pour la polymérisation.

De plus, comme l’oxyde d’éthylène et l’éthylèneimine, il a été signalé que des réactions d’addition ou de condensation par ouverture de cycle peuvent être effectuées sur des composés contenant de l’hydrogène actif pour synthétiser des composés intéressants et utiles dans la synthèse des polymères, ce qui a attiré beaucoup d’attention.

Qu’est-ce que le carbonate d’ammonium ?

Le carbonate d’ammonium est un sel d’ammonium de l’acide carbonique, un composé dont la formule chimique est (NH4)2CO3.

Seul le monohydrate (NH4)2CO3-H2O, d’un poids moléculaire de 114,1, est connu ; l’anhydrate n’est pas disponible. Le produit commercial généralement appelé carbonate d’ammonium est obtenu en chauffant et en sublimant un mélange de carbonate de calcium et de sulfate d’ammonium, qui est un sel composé ou un mélange d’hydrogénocarbonate d’ammonium et de carbamate d’ammonium.

Si ce composé est dissous dans de l’eau ammoniacale concentrée et laissé dans un endroit frais et sombre pendant plusieurs jours, on obtient du carbonate d’ammonium monohydraté.

Utilisations du carbonate d’ammonium

Le carbonate d’ammonium est utilisé comme matière première pour la fabrication de divers sels d’ammonium, comme réactif analytique, tampon, neutralisant et ajusteur de pH, ainsi que dans des produits pharmaceutiques tels que les antiacides.

Il était également utilisé comme inhalant, à écraser et à utiliser en cas de besoin en raison de l’odeur piquante provoquée par les ions ammonium. Connu également sous le nom d’ammoniaque du boulanger, il était autrefois utilisé dans les utilisations de levure chimique.

Il est également utilisé comme agent moussant et comme adhésif (solubilisation de la caséine).

Propriétés du carbonate d’ammonium

Le carbonate d’ammonium est représenté par le numéro CAS 506-87-6. Il s’agit d’une poudre ou d’une masse blanche, cristalline à cristalline, à l’odeur particulière.

Aucune donnée sur le point de fusion, le point d’éclair ou l’inflammabilité n’est disponible. Le produit est facilement soluble dans l’eau et le pH des solutions aqueuses indique une basicité. Le produit dégage une odeur d’ammoniac dans l’air et se décompose progressivement, mais n’est pas dangereusement réactif dans le cadre d’un traitement normal.

Le chauffage et la décomposition peuvent produire du monoxyde de carbone (CO), du dioxyde de carbone (CO2) et de l’ammoniac comme produits de décomposition dangereux. Il faut éviter les températures élevées, la lumière directe du soleil et le contact avec des agents oxydants puissants.

Autres informations sur le carbonate d’ammonium

1. Sécurité

Classé dans le SGH comme corrosif/irritant pour la peau classe 2, gravement dommageable pour les yeux/irritant pour les yeux classe 2A, toxicité spécifique pour certains organes cibles (exposition unique) classe 3 (irritation des voies respiratoires).

Une attention particulière doit être portée lors de la manipulation, car il existe un risque d’irritation de la peau, de forte irritation des yeux et d’irritation des voies respiratoires. Lors du stockage, éviter la lumière directe du soleil et conserver dans un endroit frais et bien ventilé. Les conteneurs doivent être en verre et conservés à l’abri des agents oxydants puissants.

2. Premiers secours

En cas d’inhalation, respirer de l’air frais. En cas de contact avec la peau, laver immédiatement avec du savon et beaucoup d’eau. Si les symptômes persistent, contacter un médecin pour un traitement approprié.

En cas de contact avec les yeux, laver pendant plusieurs minutes et enlever les lentilles de contact si le patient en porte et si elles peuvent être enlevées facilement. Après le nettoyage, des soins médicaux immédiats sont nécessaires.

En cas d’ingestion, ne rien mettre dans la bouche d’une personne inconsciente et contacter immédiatement un médecin ou un centre antipoison.

3. Instructions de manipulation

La zone de travail doit être scellée à la source ou équipée d’un système de ventilation locale si elle est utilisée à l’intérieur. Des douches de sécurité et des installations de lavage des mains et des yeux sont prévues à proximité de la zone de manipulation et leur emplacement est clairement indiqué.

Les travailleurs doivent porter un masque anti-poussière, des gants de protection, des lunettes de sécurité à verres latéraux (lunettes à coques ou lunettes intégrales si nécessaire) et des vêtements de travail à manches longues. Manipuler conformément aux normes d’hygiène et de sécurité industrielles et éviter tout contact avec les substances acides en particulier.

4. Taille du marché

Sur le marché mondial, le carbonate d’ammonium est classé en produits de qualité alimentaire et pharmaceutique et en produits de qualité industrielle. Actuellement, dans les économies en développement telles que la Chine et l’Inde, le carbonate d’ammonium est utilisé comme additif dans la production d’engrais, et la demande pour ce produit est en forte croissance.

En Amérique du Nord, la demande est élevée dans les utilisations pharmaceutiques et les spécialités alimentaires. En Europe et dans l’industrie alimentaire, le marché devrait connaître une croissance modérée à l’avenir en raison de son utilisation comme régulateur d’acidité, ainsi que de l’industrie croissante des utilisations de produits dans lesquels le carbonate d’ammonium est utilisé au Moyen-Orient et en Amérique latine.

Qu’est-ce que le carbure de calcium ?

Le carbure de calcium (anglais : Calcium carbide) est un solide blanc grisâtre.

La formule chimique du carbure de calcium est CaC2, son poids moléculaire est 64,10, son numéro d’enregistrement CAS est 75-20-7.

En 1862, le chimiste allemand Friedrich Wöhler a été le premier à découvrir que l’acétylène et l’hydroxyde de calcium se formaient à partir de la réaction du carbure de calcium et de l’eau.

Le carbure de calcium, qui est disponible dans le commerce pour être utilisé comme combustible, est un solide grumeleux de couleur blanc grisâtre. Il est principalement utilisé comme source simple pour la production de gaz acétylène. En tant que produit industriel, il est connu sous le nom de “carbure”.

Propriétés du carbure de calcium

Le carbure de calcium a un point de fusion d’environ 2 300 °C et une densité relative de 2,22. Sa forme cristalline générale à température ambiante est tétragonale, avec une structure cristalline de type chlorure de sodium remplie d’ions calcium (Ca2+) et d’ions acétylure (C22-).

En chauffant, la forme cristalline devient cubique à 450 °C. Le carbure de calcium pur est incolore, tandis que les fragments de carbure de calcium de faible pureté sont gris ou bruns et se composent d’environ 80 à 85 % de CaC2. Le reste est constitué de CaO (oxyde de calcium), Ca3P2 (phosphure de calcium), CaS (sulfure de calcium), Ca3N2 (nitrure de calcium) et SiC (carbure de silicium).

Utilisations du carbure de calcium

Le carbure de calcium sert principalement de matière première pour les engrais azotés à base de chaux et dans les brûleurs à acétylène pour le découpage par fusion. Il est également utilisé pour la production d’acétylène à petite échelle dans les laboratoires et à l’extérieur. Les lampes à acétylène, appareils d’éclairage traditionnels, brûlent du gaz acétylène généré en faisant tomber de l’eau sur du carbure de calcium.

L’acétylène, qui est utilisé pour synthétiser divers composés organiques, était produit à partir du carbure de calcium par la réaction de Reppe dans l’Antiquité. Toutefois, il a depuis été remplacé par des produits pétrochimiques comme matière première. Il est également utilisé comme agent réducteur pour la production de métaux et comme agent de désulfuration ainsi que de désacidification dans le processus sidérurgique de fabrication du fer.

Autres informations sur le carbure de calcium

1. Le processus de production du carbure de calcium

Le carbure de calcium est produit en chauffant du coke (charbon) et de la chaux vive à plus de 2 200 °C dans un four électrique.

　　　CaO+3C→CaC2+CO

Les températures élevées requises pour cette réaction sont pratiquement impossibles à atteindre avec une combustion conventionnelle. C’est pourquoi la réaction a lieu dans un four électrique équipé d’électrodes en graphite. La méthode du four électrique a été découverte par T.L. Wilson en 1892 et indépendamment par H. Moissan la même année.

2. Les réactions du carbure de calcium

Le carbure de calcium produit de l’acétylène au contact de l’eau (CaC2+2H2O→C2H2+Ca(OH)2). 370 mL d’acétylène peuvent être synthétisés à partir de 1 g de carbure de calcium.

Lorsque le carbure de calcium réagit avec de l’azote à des températures élevées (environ 1 100 °C), il se forme du cyanamide de calcium, utilisé comme engrais (CaC2+N2→CaCN2+C). C’est l’une des rares méthodes permettant de rompre chimiquement la triple liaison de la molécule d’azote.

3. Les précautions de manipulation et de stockage

Les précautions de manipulation et de stockage sont les suivantes :

• Conserver le récipient bien fermé dans un endroit frais et bien ventilé, aussi loin que possible de la lumière directe du soleil.
• L’utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Éviter le contact avec l’eau et l’humidité car elles réagissent violemment et peuvent provoquer une explosion.
• Éviter le mélange avec le chlorure de fer, l’oxyde de fer et le chlorure d’étain, car ils peuvent s’enflammer et brûler violemment.
• Éviter tout contact avec les halogènes, le chlorure d’hydrogène, le plomb, le fluorure de magnésium, le peroxyde de sodium et le soufre, car il existe un risque d’incendie et d’explosion.
• Porter des gants de protection, des vêtements de protection et des lunettes de protection lors de l’utilisation.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas de contact avec la peau, rincer abondamment à l’eau.
• En cas de contact avec les yeux, les laver prudemment avec de l’eau pendant 15 à 20 minutes.

Qu’est-ce que l’hydrure de calcium ?

L’hydrure de calcium est représenté par la formule chimique H2Ca.

Lorsqu’il est pur, il se présente sous la forme d’un cristal blanc, mais généralement sous la forme d’une poudre grise. L’utilisation recommandée et les restrictions d’utilisation concernent uniquement la recherche et le développement. Il ne peut donc pas être utilisé pour des applications pharmaceutiques, domestiques ou autres.

L’hydrure de calcium peut être produit en faisant réagir de l’hydrogène et du calcium à 300°C-400°C. Il peut également l’être en chauffant du chlorure de calcium avec de l’hydrogène et du sodium métal.

Utilisations de l’hydrure de calcium

1. Déshydratant

L’hydrure de potassium est utilisé comme déshydratant relativement doux. Il est plus sûr à manipuler que les agents plus réactifs tels que le sodium-potassium et les alliages métalliques de sodium.

Il est principalement utilisé comme déshydratant pour les solvants basiques tels que les amines et les pyridines. Ils peuvent également servir à pré-sécher avant d’utiliser des déshydratants plus performants.

2. Production d’hydrogène

Il est depuis longtemps utilisé comme source d’hydrogène pour la production d’hydrogène. Il est également utilisé comme matière première pour la production de petites quantités d’hydrogène de haute pureté à des fins expérimentales.

Il peut également servir à gonfler des ballons en toute sécurité. La teneur en eau du carburant diesel est calculée en fonction de l’hydrogène produit après traitement de l’hydrogène calcique.

3. Agent réducteur

L’hydrure de calcium peut être utilisé comme agent réducteur de métaux. En effet, lorsqu’il est chauffé entre 600 et 1 000 °C, il peut réduire l’oxyde de zirconium, le niobium, l’uranium, le chrome, le titane, le vanadium et le tantale pour produire des poudres métalliques.

Propriétés de l’hydrure de calcium

1. Les propriétés physiques

L’hydrure de calcium est une substance chimique dont le poids moléculaire est de 42,09 g/mol et dont le numéro CAS est 7789-78-8. Il s’agit d’une poudre inodore gris clair.

Son point de fusion est de 816°C, son point d’ébullition, son premier point de distillation et son intervalle d’ébullition sont de 600°C (1 013hPa) et sa température de décomposition est de 600°C. Il n’a pas de point d’éclair et n’est pas inflammable. Sa densité est de 1,900 gPcm3.

2. Les propriétés chimiques

Il est ininflammable, mais généralement applicable aux substances et préparations organiques inflammables. Il peut provoquer des explosions de poussières s’il est finement dispersé et soufflé.

Il s’agit d’un composant chimiquement stable dans des conditions atmosphériques normales. Lorsqu’il réagit avec de l’eau, des alcools, des halogènes et des fluorures, il peut générer des gaz et des vapeurs de combustion ainsi que provoquer une inflammation.

Il réagit vigoureusement avec les agents oxydants, l’acide sulfurique, l’acide chlorhydrique et les composés d’argent. Il y a un risque d’explosion en cas de réaction avec les perchlorates, les chlorates, les bromates, les iodates et les acides.

Autres informations sur l’hydrure de calcium

1. La sécurité

L’hydrure de calcium est classé comme substance spontanément combustible de catégorie 3. Il réagit violemment avec l’eau. Par conséquent, tout contact avec l’air et l’humidité doit être évité.

Il provoque une irritation de la peau et forte irritation des yeux. Aucune donnée sur la toxicité aiguë n’est disponible, mais il faut veiller à éviter l’exposition humaine. En effet, il peut causer un risque de toux, d’essoufflement, de maux de tête, de nausées et de vomissements.

Le contenu et les conteneurs doivent être éliminés comme des déchets industriels conformément aux lois et réglementations en vigueur et aux règlements des autorités locales.

2. Les premiers secours

En cas de contact avec la peau, lavez-les abondamment avec de l’eau. En cas de contact avec les yeux, lavez-les soigneusement avec de l’eau pendant plusieurs minutes. Si le patient porte des lentilles de contact et qu’elles peuvent être facilement enlevées, retirer-lez et continuer à rincer.

Si l’irritation de la peau et des yeux persiste, un avis médical et un traitement sont nécessaires. En cas d’inhalation, sortir à l’air frais. En cas d’ingestion, buvez immédiatement de l’eau (2 verres au maximum) et consultez un médecin. En cas de consultation d’un médecin, fournir la FDS du produit et d’autres informations.

3. Les instructions de manipulation

L’utilisateur doit porter des gants de protection, des vêtements de protection, des lunettes et des masques de protection lorsqu’il travaille avec le produit. En cas de présence de poussières, il est recommandé de porter une protection respiratoire de type filtre.

La zone de travail doit être maintenue à l’abri de l’humidité, manipulée sous gaz inerte (par exemple l’azote) et il faut veiller à éviter tout contact avec l’eau. Il convient d’immédiatement enlever les vêtements souillés et toujours se laver les mains ainsi que le visage après manipulation.

4. Le stockage

Le contact avec l’eau générant des gaz inflammables, ne laisez jamais le produit entrer en contact avec de l’eau pendant le stockage. Conservez-le au sec, scellé et à l’abri de la chaleur ainsi que des sources d’ignition.

Qu’est-ce que l’hydroxyde de calcium ?

L’hydroxyde de calcium est également connu sous le nom de “chaux éteinte”.

Une solution aqueuse est appelée “eau de chaux” et peut être utilisée comme réactif pour détecter le dioxyde de carbone.

Il existe à l’état naturel sous forme de Portlandite. La méthode de digestion sèche est connue comme méthode de production industrielle. Au cours de ce processus, l’hydroxyde de calcium est obtenu en ajoutant de l’eau à l’oxyde de calcium, en le digérant et en évaporant ensuite l’excès d’eau.

Utilisations de l’hydroxyde de calcium

L’hydroxyde de calcium est principalement ajouté comme coagulant au konjac. Il sert également à ajuster le pH du sucre ainsi que des produits transformés à base de viande. Dans le secteur de la construction, il est utilisé comme matériau pour le plâtre et le mortier.

Dans la production de cuir, le lait de chaux, une suspension d’hydroxyde de calcium, peut être utilisé pour traiter les surfaces en cuir. Il est également utilisé de diverses autres manières, notamment comme matière première pour la javel en poudre et comme pâte pour le traitement du canal radiculaire des dents.

De plus, en raison de sa forte alcalinité, il peut être utilisé pour le traitement neutralisant des gaz d’échappement ainsi que des eaux usées et comme agent neutralisant pour les sols acides. En plus d’être utilisé dans les secteurs de l’élevage et de l’agriculture pour reconstituer les minéraux du sol, il est également pulvérisé sur les bâtiments d’élevage pour aider à prévenir la quarantaine.

Propriétés de l’hydroxyde de calcium

L’hydroxyde de calcium se présente sous la forme d’un cristal incolore ou d’une poudre blanche. Il est soluble dans le glycérol, mais peu soluble dans l’éthanol et l’éther. Il est légèrement soluble dans l’eau et a un degré d’ionisation d’environ 0,8 en solution saturée.

Les solutions et suspensions aqueuses sont donc fortement alcalines. Toutefois, sa solubilité est beaucoup plus faible que celle des hydroxydes de métaux alcalins. Par conséquent, son action en tant que base est faible. La chaleur de dissolution dans l’eau est exothermique et la solubilité diminue avec l’augmentation de la température. Plus précisément, sa solubilité est de 0,18 g à 0°C, 0,13 g à 50°C et 0,077 g à 100°C pour 100 g d’eau.

L’hydroxyde de calcium est une base forte mais n’est pas désigné comme substance nocive. Il s’agit d’une base et des réactions de neutralisation se produisent avec les acides. Par exemple, une réaction de neutralisation avec l’acide chlorhydrique produit du chlorure de calcium et de l’eau.

Structure de l’hydroxyde de calcium

L’hydroxyde de calcium est un cristal ionique composé d’ions hydroxyde et calcium. Lorsqu’il reste dans l’eau, il forme un cristal hexagonal en plaquettes.

Sa formule chimique est Ca(OH)2, sa masse molaire est de 74,0927 g/mol et sa densité de 2,211 g/cm3.

Autres informations sur l’hydroxyde de calcium

1. Les réactions de l’hydroxyde de calcium

Lorsque l’on souffle du dioxyde de carbone dans une solution aqueuse saturée d’hydroxyde de calcium, celle-ci devient blanc trouble en raison de la précipitation du carbonate de calcium. En effet, le carbonate de calcium produit n’est pas soluble dans l’eau. Lorsque le dioxyde de carbone est soufflé en excès, le carbonate de calcium se combine donc à celui-ci et à l’eau pour former du bicarbonate de calcium.

Le bicarbonate de calcium est soluble dans l’eau et devient donc moins trouble. L’hydroxyde de calcium peut également être utilisé dans des expériences pour produire de l’ammoniac. Cela signifie que l’ammoniac est produit lorsque le chlorure d’ammonium et l’hydroxyde de calcium sont mélangés ainsi que chauffés en laboratoire.

De plus, le chauffage de l’hydroxyde de calcium à 580 °C lui permet de se décomposer pour donner de l’oxyde de calcium. Notons également que lorsque l’hydroxyde de calcium absorbe du chlore, il se forme de l’hypochlorite de calcium.

2. Les dangers de l’hydroxyde de calcium

Les solutions aqueuses d’hydroxyde de calcium peuvent endommager les muqueuses et la peau. En particulier, si elles pénètrent dans les yeux, elles peuvent provoquer des lésions de la cornée et de la conjonctive ainsi qu’entraîner un risque de cécité. Il convient donc de rincer rapidement les yeux à l’eau courante et de consulter immédiatement un ophtalmologiste. En revanche, s’il pénètre dans l’estomac, il a peu d’effet sur le corps humain car il est neutralisé par le suc gastrique.

L’ingestion de grandes quantités peut toutefois entraîner des difficultés respiratoires, une augmentation de la pression artérielle, des hémorragies internes et des dysfonctionnements hépatiques ainsi que rénaux. L’hydroxyde de calcium était autrefois utilisé dans les poudres pour lignes blanches. Aujourd’hui, le carbonate de calcium, plus sûr, remplissent cette même fonction dans les cours d’école.

L’hydroxyde de calcium peut également inhiber la croissance des micro-organismes. C’est pourquoi, lors de l’épidémie de peste dans l’Europe médiévale, des mesures ont été prises pour répandre de la chaux éteinte dans les maisons. Aujourd’hui encore, la chaux éteinte est utilisée comme mesure de quarantaine.

Qu’est-ce que l’acide hypochloreux ?

L’acide hypochloreux est un type d’oxoacide de chlore dont l’odeur caractéristique est connue sous le nom d’odeur crayeuse.

La formule chimique de l’acide hypochloreux est HClO, son poids moléculaire est de 52,46 et son numéro CAS est 7790-92-3. Il s’agit d’un acide faible et instable qui n’est présent qu’en solution et qui se décompose lorsqu’il est laissé sans surveillance. L’acide hypochloreux a été découvert en 1834 par le chimiste français Antoine Jérôme Barrard (1802-1876), qui a ajouté une suspension diluée d’oxyde de mercure (II) à un flacon de chlore gazeux.

Utilisations de l’acide hypochloreux

L’eau hypochlorite, une eau électrolysée contenant de l’acide hypochloreux comme ingrédient principal, est utilisée comme désinfectant pour désinfecter les légumes, la vaisselle et les installations. Elle est par exemple utilisée pour lutter contre l’oïdium du concombre et la pourriture grise du fraisier, et est également désignée comme pesticide spécifique. Il est également utilisé pour désinfecter les usines alimentaires, les restaurants et les équipements médicaux tels que les endoscopes.

L’acide hypochloreux est utilisé dans des applications de désinfection sous forme de pulvérisations liquides, de lingettes humides et d’aérosols. Des études ont montré que l’eau hypochlorite convient aux applications sous forme de brouillard et d’aérosols dans les salles de désinfection et pour la désinfection des environnements intérieurs tels que les bureaux, les hôpitaux et les cliniques.

Le sel de sodium “hypochlorite de sodium” a également la propriété d’être une substance blanchissante et est utilisé pour le blanchiment de la pâte à papier et, plus familièrement, comme agent de blanchiment au chlore dans les produits de blanchiment pour la cuisine.

Propriétés de l’acide hypochloreux

L’acide hypochloreux est un puissant agent oxydant utilisé pour le blanchiment et la désinfection. L’acide hypochloreux étant instable, il est utilisé sous forme de composé tel que l’hypochlorite de sodium, qui est un sel de sodium.

L’eau hypochlorite, qui a attiré l’attention comme mesure de lutte contre les infections à coronavirus, est une eau électrolytique dont l’ingrédient principal est l’acide hypochloreux. Il s’agit d’une solution aqueuse obtenue en dissolvant du chlorure de sodium ou de l’acide chlorhydrique dans de l’eau et en l’électrolysant.

Autres informations sur l’acide hypochloreux

1. Processus de production de l’acide hypochloreux

L’acide hypochloreux peut être obtenu sous forme de solution aqueuse d’acide libre par distillation à la vapeur d’une solution d’hypochlorite préparée en laboratoire en faisant passer du chlore dans une solution d’hydroxyde de potassium ou une autre solution, en la neutralisant avec de l’acide sulfurique et en la distillant ensuite à la vapeur. Les progrès technologiques ont réduit les coûts de production, permettant la production et la mise en bouteille de l’eau hypochlorite pour un usage domestique et commercial. La plupart des eaux hypochlorites ont une durée de conservation courte, mais leur stockage à l’abri de la chaleur et de la lumière directe du soleil peut retarder leur détérioration.

2. Réaction de l’acide hypochloreux

L’acide hypochloreux se dissocie partiellement en solution aqueuse pour former l’anion acide hypochloreux ClO- (HClO⇌ClO-+H+). L’acide hypochloreux peut également réagir avec HCl pour former du chlore (HClO+HCl→H2O+Cl2), avec l’ammoniac pour former de la monochloramine (NH3+HClO→ NH2Cl+H2O) et avec des amines organiques pour former de la N-chloramine. La réaction avec l’eau oxygénée produit de l’oxygène (HClO+H2O2→ HCl+H2O+O2). En outre, l’acide hypochloreux réagit également avec diverses biomolécules, notamment l’ADN, l’ARN, les groupes d’acides gras, le cholestérol et les protéines.

3. Informations juridiques

L’acide hypochloreux n’est spécifié dans aucune législation telle que la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères, la loi sur les services d’incendie, la loi sur le registre des rejets et transferts de polluants (loi PRTR) ou la loi sur la sécurité et la santé industrielles.

4. 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 frais, sombre et bien ventilé.
• Utiliser dès que possible, car même pendant le stockage à température ambiante, une petite quantité est décomposée et se transforme en alcalinité.
• Faire attention à l’environnement de stockage, car le produit se décompose rapidement sous l’effet de la lumière du soleil, en particulier des rayons ultraviolets, et au contact de matières organiques.
• Éviter le contact avec les acides car du chlore gazeux est généré.
• 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, rincer soigneusement à l’eau pendant plusieurs minutes.

Qu’est-ce que le benzoate de méthyle ?

Le benzoate de méthyle (anglais : Methyl benzoate) est un liquide incolore au goût aromatique.

Son nom UICPA est le benzoate de méthyle, également connu sous le nom de méthylbenzoate, d’ester méthylique de l’acide benzoïque ou d’huile de Niobé.

Il s’agit d’un composé organique dont la formule chimique est C8H8O2 et le poids moléculaire 136,15. Son numéro d’enregistrement CAS est 93-58-3. Il est classé comme substance dangereuse de catégorie 4 et comme produit pétrolier de catégorie 3 conformément à la loi sur les services d’incendie.

Utilisations du benzoate de méthyle

Le benzoate de méthyle est un composé ester à l’odeur fruitée que l’on trouve à l’état naturel dans la goyave, la mangue et le kiwi. En raison de son arôme caractéristique, il est utilisé dans les arômes alimentaires et dans les parfums à base d’ylang-ylang.

Il peut également être utilisé dans diverses applications, notamment comme solvant pour les résines synthétiques, les esters de cellulose et le caoutchouc, comme adjuvant de teinture pour les fibres de polyester et comme additif pour les fongicides et les pesticides. Les abeilles mâles des orchidées sont connues pour collecter le benzoate de méthyle sur les plantes et l’utiliser pour synthétiser des phéromones.

En synthèse chimique, il est utilisé comme précurseur dans des réactions telles que :

Synthèse sélective du benzaldéhyde à l’aide de catalyseurs à base d’oxyde de manganèse supporté
Réaction avec des composés aryles par acylation de Friedel-Crafts pour former des dérivés de benzophénone.

Propriétés du benzoate de méthyle

Il s’agit d’un liquide dont le point de fusion est de -15°C, le point d’ébullition de 199,6°C, le point d’éclair de 82°C et la densité de 1,094 g/cm3 à température ambiante. Le benzoate de méthyle est lipophile, extrêmement soluble dans l’éthanol et l’acétone et insoluble dans l’eau.

Le benzoate de méthyle peut réagir à la fois dans le cycle et dans la partie ester, en fonction du réactif utilisé. Par exemple, l’acide nitrique électrophile, sous catalyse acide, produit le 3-nitrobenzoate de méthyle.

Les nucléophiles attaquant le carbone carbonyle, l’hydrolyse du benzoate de méthyle par une solution aqueuse de NaOH donne du benzoate de sodium.

Autres informations sur le benzoate de méthyle

1. Comment le benzoate de méthyle est-il produit ?

Il peut être synthétisé par la méthode d’estérification de Fisher en réagissant avec l’acide benzoïque dans une solution de méthanol sous une petite quantité de catalyseur acide fort tel que l’acide sulfurique.

Dans la nature, elle est isolée de l’espèce végétale aquatique Pseudanthiasma.

2. Précautions de manipulation et de stockage

Manipulation

Le benzoate de méthyle est un liquide inflammable. Utiliser à l’écart des sources d’inflammation telles que les températures élevées, les flammes nues et les étincelles. Les vapeurs de benzoate de méthyle peuvent s’enflammer sous l’effet d’une décharge électrostatique.

Des mesures doivent être prises pour éviter l’électricité statique, telles que la mise à la terre. Utiliser dans une chambre de tirage avec une ventilation locale par aspiration. Porter un équipement de protection individuelle lors de l’utilisation.

En cas d’incendie

En cas d’incendie, la décomposition thermique du benzoate de méthyle peut produire du dioxyde de carbone et du monoxyde de carbone. Utiliser de l’eau pulvérisée, de la mousse, des agents d’extinction en poudre, du dioxyde de carbone et du sable d’extinction pour éteindre l’incendie.

En cas de contact avec la peau

Il faut veiller à éviter tout contact avec la peau. Portez toujours des vêtements de protection tels qu’une blouse de laboratoire ou des vêtements de travail et des gants de protection lorsque vous utilisez le produit, et ne relevez jamais les manches des vêtements de protection afin d’éviter toute 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, tous les vêtements contaminés doivent être enlevés et isolés. En cas d’irritation de la peau, consulter un médecin.

En cas de contact avec les yeux

Toujours porter des lunettes de protection lors de l’utilisation du produit. En cas de contact avec les yeux, laver soigneusement avec de l’eau pendant plusieurs minutes.

Si vous portez des lentilles de contact, retirez-les si elles peuvent être facilement enlevées et lavez-les soigneusement. Si l’irritation oculaire persiste, il est plus prudent de consulter un médecin.

Stockage

Lors du stockage, sceller le produit dans un récipient en verre. Un endroit frais et bien ventilé, à l’abri de la lumière directe du soleil, est préférable. Éviter tout contact avec des agents oxydants puissants, qui sont des substances dangereuses à mélanger.

Qu’est-ce que l’acide chlorhydrique ?

L’acide chlorhydrique (HCl) est une solution aqueuse de chlorure d’hydrogène dont la formule chimique est HCl. Il s’agit d’un liquide fortement acide et incolore.

Son numéro d’enregistrement CAS est 7647-01-0 et il est obtenu par dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau. Un procédé industriel courant consiste à obtenir de l’acide chlorhydrique en faisant réagir le chlore avec l’hydrogène produit par l’électrolyse de la saumure, puis en absorbant l’hydrogène chloré résultant dans l’eau.

L’acide chlorhydrique est présent dans la nature en tant que principal ingrédient du suc gastrique de la plupart des animaux, y compris l’homme. Il joue un rôle dans la prévention des infections microbiennes en rendant l’intérieur de l’estomac plus acide et en dénaturant les protéines pour les rendre plus faciles à digérer.

Utilisations de l’acide chlorhydrique

L’acide chlorhydrique est principalement utilisé pour ajuster le pH, comme réactif de laboratoire et comme additif alimentaire. Il est également utilisé comme nettoyant acide pour l’acier et le fer.

1. Ajusteurs de pH

L’acide chlorhydrique est un acide fort qui peut être ajouté à une solution pour en ajuster le pH. Il est utilisé comme ajusteur de pH dans divers domaines, notamment les processus de production pharmaceutique et alimentaire, les eaux usées et les piscines.

2. Réactifs de laboratoire

L’acide chlorhydrique est un réactif acide largement utilisé en laboratoire parce qu’il est relativement sûr. De plus, il est chimiquement stable et peu coûteux parmi les acides forts.

Outre l’ajustement du pH, il est également utilisé en laboratoire comme réactif de titrage pour déterminer les niveaux de base.

3. Additifs alimentaires

En tant qu’additif alimentaire, il est utilisé pour saccharifier l’amidon et neutraliser l’alcalinité, ainsi que pour prévenir la croissance bactérienne dans la purée de saké. 

4. Agents de nettoyage acide pour l’acier et le fer

L’acide chlorhydrique est utilisé dans le décapage (traitement de décapage), qui est une partie essentielle du traitement des métaux. Le tartre (film d’oxyde) et la saleté sont présents à la surface des métaux traités thermiquement. Par conséquent, la surface doit être nettoyée avant le placage ou d’autres traitements de surface. L’acide sulfurique est parfois utilisé comme acide autre que le chlorhydrique.

5. Autres

L’acide chlorhydrique est également utilisé dans un large éventail d’autres utilisations, telles que les solutions de nettoyage ménager, le nettoyage du mortier de brique, la régénération des résines échangeuses d’ions et la fabrication de produits pharmaceutiques. Dans les produits ménagers courants, il est utilisé dans les détergents pour toilettes afin d’éliminer les calculs urinaires (sels de calcium) qui provoquent un jaunissement.

KClO + 2HCl → KCl + H2O + Cl2

Il est à noter que le mélange de détergents pour toilettes contenant de l’acide chlorhydrique (solution HCl) avec de l’eau de Javel à base d’hypochlorite de potassium (KClO), par exemple, produit du chlore gazeux (Cl2), qui est toxique pour le corps humain.

Propriétés de l’acide chlorhydrique

1. La concentration de l’acide chlorhydrique

L’acide chlorhydrique a une forte odeur piquante et celui qui est concentré produit une fumée blanche. L’acide chlorhydrique concentré est généralement disponible sur le marché à des concentrations de 35-37 %, et l’acide chlorhydrique supérieur à 10 % est classé comme délétère.

La relation entre la concentration et la densité de l’Acide chlorhydrique est la suivante. (poids moléculaire du chlorure d’hydrogène : 36,46)

Concentration (fraction de masse %)	Concentration molaire (mol/L)	Densité (20°C) (g/mL)
1	0.28	1.00
5	1.4	1.02
10	2.9	1.05
15	4.4	1.07
20	6.0	1.10
25	7.7	1.12
30	9.5	1.15
35	11.3	1.17
37	12.0	1.18

D’après le tableau ci-dessus, si vous souhaitez préparer 1 provision d’acide chlorhydrique (1 mol/L d’acide chlorhydrique), vous pouvez l’obtenir en diluant l’acide chlorhydrique concentré environ 12 fois. (par exemple, environ 8,3 ml d’Acide chlorhydrique concentré pour 100 ml).

2. La corrosivité de l’acide chlorhydrique pour les métaux

L’acide chlorhydrique est corrosif pour les métaux. Ceux ayant une tendance à l’ionisation plus élevée que l’hydrogène seront corrodés celui-ci. Les principaux métaux ayant une tendance à l’ionisation supérieure à celle de l’hydrogène sont le fer, le zinc et l’aluminium.

L’acier inoxydable, un alliage de fer et de nickel, peut être corrodé par l’acide chlorhydrique, en fonction de sa composition et des conditions d’utilisation. Les matériaux recommandés pour le stockage de l’acide chlorhydrique sont donc le verre et le polyéthylène.

Une solution d’acide chlorhydrique concentré et d’acide nitrique concentré mélangés dans un rapport volumétrique de 3:1 est appelée “eau royale”. Cette dernière peut dissoudre les métaux précieux tels que l’or et le platine, qui ne se corrodent normalement pas facilement. Elle est utilisée pour nettoyer les récipients en analyse chimique.

Autres informations sur l’acide chlorhydrique

1. Les dangers de l’acide chlorhydrique

Les dangers de l’acide chlorhydrique sont les suivants :

• Toxicité aiguë (orale)
  Catégorie 3 : Toxique en cas d’ingestion.
• Toxicité aiguë (inhalation)
  Catégorie 2 : Vie mise en jeu en cas d’inhalation.
• Corrosion/irritation cutanée
  Catégorie 1 : Brûlures graves de la peau/lésions oculaires.
• Lésions oculaires graves/irritation oculaire
  Catégorie 1 : Brûlures cutanées graves/lésions oculaires graves.
• Sensibilisation respiratoire
  Catégorie 1 : Peut provoquer des réactions allergiques cutanées.
• Toxicité pour certains organes cibles (exposition unique)
  Catégorie 1 (système respiratoire) : lésions organiques.
• Toxicité spécifique pour certains organes cibles (exposition répétée)
  Catégorie 1 (dents, système respiratoire) : lésions organiques dues à une exposition répétée à long terme.

L’acide chlorhydrique peut provoquer des lésions graves en cas de contact avec la peau ou les yeux. Un équipement de protection approprié, tel que des gants et des lunettes de protection, doit être porté lors de l’utilisation de ce produit. L’acide chlorhydrique doit être utilisé sous ventilation locale, car la vapeur de chlorure d’hydrogène générée par l’acide chlorhydrique peut endommager les voies respiratoires.

L’acide chlorhydrique corrode également les dents. Les travailleurs manipulant ces substances dangereuses doivent donc passer des examens de santé régulièrement.

2. Les qualités d’acide chlorhydrique

L’acide chlorhydrique est un réactif utilisé dans divers domaines, notamment pour les ingrédients alimentaires ainsi que pharmaceutiques et l’analyse chimique. Il est donc vendu dans une gamme variée de qualités.

• Qualité spéciale pour les analyses de précision
• Pour l’analyse ICP, pour la mesure des métaux toxiques
• Pour l’industrie électronique
• Pour les tests pharmaceutiques
• Additifs alimentaires

La pureté requise varie en fonction de l’application, c’est pourquoi le grade approprié doit être sélectionné.

Qu’est-ce que le chlorure de méthyle ?

Le chlorure de méthyle est un composé dans lequel un atome d’hydrogène du méthane (CH4) est remplacé par un à quatre atomes de chlore (Cl).

La forme monosubstituée est appelée chlorométhane, la forme disubstituée dichlorométhane, la forme trisubstituée chloroforme et la forme tétrasubstituée tétrachlorure de carbone. Le chlorure de méthyle est un composé organique à l’arôme fort et doux dans tous les cas.

Les composés dont la molécule contient des éléments halogènes tels que le chlore et le brome sont appelés halocarbures. Le chlorure de méthyle est pratiquement le seul halocarbure naturel et est une substance chlorée connue pour appauvrir la couche d’ozone.

Utilisations du chlorure de méthyle

En raison de sa grande stabilité chimique et thermique, le chlorure de méthyle est facile à manipuler industriellement et a été largement utilisé comme réfrigérant dans les climatiseurs et les réfrigérateurs et comme solvant organique dans les applications industrielles.

Cependant, le chlorure de méthyle est aujourd’hui rarement utilisé dans l’industrie, car il s’est avéré cancérigène, toxique et responsable de la destruction de l’ozone stratosphérique. Néanmoins, il continue d’être utilisé pour des applications de recherche et de développement en raison de son excellente solubilité et de sa stabilité.

Propriétés du chlorure de méthyle

1. Propriétés du chlorométhane

La formule moléculaire du chlorométhane est CH3Cl et son poids moléculaire est de 50,49. Il est également connu sous le nom de chlorure de méthyle ; son numéro d’enregistrement CAS est 74-87-3.

Le chlorométhane a un point d’ébullition de -24,2 °C et existe sous forme de gaz à température et pression normales. Il est inflammable et est classé comme substance nocive.

2. Propriétés du dichlorométhane

La formule moléculaire du dichlorométhane est CH2Cl2 et son poids moléculaire est de 84,93. Il est également connu sous le nom de chlorure de méthylène ; son numéro d’enregistrement CAS est 75-09-2. Le dichlorométhane est un liquide incolore dont le point d’ébullition est de 40 °C et dont la densité est d’environ 1,33 g/cm3 (20 °C).

Le dichlorométhane est fréquemment utilisé dans les laboratoires de synthèse organique en raison de sa grande solubilité dans les composés organiques. Il est désigné comme substance chimique spécifiée de classe 2 et doit être utilisé dans des zones dotées de dispositifs de ventilation tels que des courants d’air.

3. Propriétés du chloroforme

La formule moléculaire du chloroforme est CHCl3 et son poids moléculaire est de 119,4. Son numéro d’enregistrement CAS est 67-66-3. Le chloroforme est un liquide incolore dont le point d’ébullition est de 61 °C et la densité d’environ 1,48 g/cm3 (20 °C).

L’exposition à la lumière peut entraîner une décomposition produisant du phosgène, du chlore et du chlorure d’hydrogène. Les produits commerciaux contiennent également de l’éthanol comme stabilisateur.

La vapeur de chloroforme a été utilisée comme anesthésique parce qu’elle agit sur le système nerveux central et qu’elle est anesthésiante. Cependant, il est maintenant connu comme une substance hautement toxique avec un potentiel cancérigène et est rarement utilisé comme anesthésique. Il est désigné comme “substance nocive” et “substance chimique spécifiée de classe II”.

4. Propriétés du tétrachlorure de carbone

Le tétrachlorure de carbone a pour formule moléculaire CCl4, un poids moléculaire de 153,82 et un numéro d’enregistrement CAS de 56-23-5. Le tétrachlorure de carbone est un liquide dont le point d’ébullition est de 76,8 °C et la densité d’environ 1,59 g/cm3. Contrairement aux autres chlorures de méthyle, il s’agit d’une molécule non polaire, ce qui en fait un excellent produit pour dissoudre les composés non polaires.

Comme il n’a pas d’atomes d’hydrogène dans sa molécule, il était autrefois utilisé comme solvant pour la RMN 1H, mais il est aujourd’hui remplacé par des solvants deutérés (par exemple CDCl3) en raison de sa toxicité élevée.

Comme le dichlorométhane, il est désigné comme substance nocive et substance de catégorie 2 des substances chimiques spécifiées.

Autres informations sur le chlorure de méthyle

1. Effets du chlorure de méthyle sur la santé

Trois des substances du chlorure de méthyle, à l’exception du chlorométhane, ont été identifiées comme cancérogènes dans le cadre de la classification du SGH.

• Dichlorométhane.
  Catégorie 1A : peut être cancérogène.
• Chloroforme
  Catégorie 2 : Susceptible d’être cancérogène.
• Tétrachlorure de carbone
  Catégorie 1B : cancérogénèse possible

Les trois substances susmentionnées présentent un risque particulièrement élevé de causer des problèmes de santé et sont désignées comme “substances chimiques spécifiées”. Elles doivent donc être utilisées conformément à la réglementation relative à la prévention des risques liés aux substances chimiques spécifiées.

En fait, des cas de cancer des voies biliaires ont été observés chez des ouvriers travaillant sur des chantiers d’imprimerie où du dichlorométhane et du 1,2-dichloropropane avaient été utilisés ; il convient donc de prendre des précautions suffisantes lors de l’utilisation de ces substances, par exemple en installant des systèmes appropriés de ventilation par aspiration locale.

De plus, des normes de qualité de l’eau ont été établies pour les trihalométhanes tels que le chloroforme dans l’eau du robinet, car ils peuvent être générés en tant que sous-produits de la désinfection au chlore.

2. Effets du chlorure de méthyle sur la couche d’ozone

Parmi le chlorure de méthyle, le tétrachlorure de carbone est désigné comme une substance appauvrissant la couche d’ozone devant être contrôlée dans le cadre du protocole de Montréal. Le protocole de Montréal est un protocole visant à réglementer la production, la consommation et le commerce des substances qui appauvrissent la couche d’ozone.

Le mécanisme d’appauvrissement de la couche d’ozone du chlorure de méthyle est le suivant : le chlorure de méthyle libéré dans l’atmosphère se décompose sous l’effet de la lumière ultraviolette, libérant des atomes de chlore (Cl) qui réagissent avec l’ozone (O3) de la couche d’ozone pour se décomposer en oxygène (O2).

Cl + O3 → ClO + O2 / ClO + O → Cl + O2

Les atomes de chlore n’ayant qu’un rôle catalytique dans la réaction de décomposition de l’ozone, on estime qu’un atome de chlore peut décomposer environ 100 000 molécules d’ozone, et leur impact sur l’appauvrissement de la couche d’ozone est considéré comme dangereux.