月: 2023年5月

Qu’est-ce que le nitrite d’amyle ?

Le nitrite d’amyle est un composé organique, un ester de nitrite dont la formule moléculaire est C5H11NO2.

Lorsqu’on parle simplement de nitrite d’amyle, il s’agit chimiquement du groupe isomérique des esters de nitrite de formule moléculaire C5H11NO2, mais dans cette section, il s’agit à la fois du nitrite de n-amyle et du nitrite d’isoamyle, car le nitrite d’isoamyle est utilisé comme médicament “nitrite d’amyle”. Tous deux ont un poids moléculaire de 117,15.

1. Nitrite de n-amyle (nitrite de n-pentyle)

Le nitrite de n-amyle (nitrite de n-pentyle, nitrite de pentyle) a un point d’ébullition de 104-105°C et est un liquide jaunâtre clair à température ambiante. Il a une odeur sucrée caractéristique et une densité de 0,836 g/mL. Il se décompose au contact de l’eau et est pratiquement insoluble (solubilité 3,97 g/L) mais miscible dans les solvants organiques tels que l’éthanol, l’éther et le chloroforme.

Son numéro d’enregistrement CAS est 463-04-7.

2. Nitrite d’isoamyle (nitrite d’isopentyle)

Le nitrite d’isoamyle (nitrite d’isopentyle, nitrite d’isopentyle) a un point d’ébullition de 99°C et se présente sous la forme d’un liquide clair et jaunâtre à température ambiante. Il a une odeur fruitée. Sa densité est de 0,875 g/mL. Il est pratiquement insoluble dans l’eau, mais miscible dans le chloroforme, l’éthanol et l’éther.

Son point d’éclair est de 3°C et il est classé comme liquide inflammable de classe 4 et comme liquide pétrolier non soluble dans l’eau de classe 1 en vertu de la loi sur les services d’incendie (Fire Services Act). Il est classé comme “médicament désigné” en vertu de la loi sur les affaires pharmaceutiques et ne peut être utilisé à d’autres fins que celles autorisées par la loi. Il est désigné comme substance nocive en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives (Poisonous and Deleterious Substances Control Act).

Utilisations du nitrite d’amyle

Le nitrite d’isoamyle est utilisé dans les médicaments cardiaques tels que l’angine de poitrine et comme antidote du cyanure. Il est couramment utilisé comme inhalant en raison de sa tendance à se vaporiser. Il est également parfois utilisé comme antidote contre le sulfure d’hydrogène, ce dernier étant toxique par le même mécanisme que le cyanure.

Une très petite quantité peut être absorbée dans un morceau de tissu et appliquée dans les narines pour être inhalée afin de soulager immédiatement les crises d’épilepsie. Le nitrite d’amyle est désigné comme une substance réglementée par la loi sur les produits pharmaceutiques en raison de son potentiel d’excitation ou d’inhibition du système nerveux central ou de ses effets hallucinogènes en cas d’abus.

Principe du nitrite d’amyle

Le principe du nitrite d’amyle est expliqué en termes de propriétés chimiques.

1. Propriétés chimiques du nitrite d’amyle

Le nitrite d’amyle est synthétisé par une réaction d’estérification entre l’acide nitreux et l’alcool. Le nitrite d’amyle est également hydrolysé en présence d’une base pour donner l’alcool et le nitrite d’origine.

La substance est également disponible sous forme synthétique. Sa liposolubilité est utilisée pour diazotyper les amines primaires dans les systèmes de solvants organiques et pour N-nitroser les amines secondaires. Un exemple typique est la réaction de Zandmeyer, qui implique la substitution halogène de l’hydrogène sur le cycle aromatique par le benzènediazonium.

2. Principe de la détoxification du cyanure par le nitrite d’isoamyle

Le nitrite d’isoamyle oxyde le Fe2+ du fer héminique de l’hémoglobine pour former du Fe3+ méthémoglobine. Dans ce processus, la présence d’ions cyanure (CN-) crée des liaisons de coordination avec le Fe3+ de la méthémoglobine pour former de la cyanométhémoglobine.

Cela empêche la liaison de coordination du cyanure au Fe3+ dans la forme oxydée du complexe cytochrome oxydase mitochondrial (COX), inhibant ainsi les événements indésirables. De plus, lorsque le thiosulfate de sodium est administré séparément, le cyanure qui se dissocie progressivement de la cyanométhémoglobine se lie au thiosulfate de sodium pour former du thiocyanate, qui est détoxifié.

Types de nitrite d’amyle

Le nitrite de n-amyle et le nitrite d’isoamyle sont tous deux vendus sous le nom de nitrite d’amyle (Amyl Nitrite), mais les réactifs chimiques peuvent être distingués par l’alias ou le numéro d’enregistrement CAS sous lequel ils sont répertoriés. Par exemple, le nitrite de pentyle (Pentyl Nitrite) désigne le nitrite de n-amyle, tandis que le nitrite d’isoamyle (Isoamyl Nitrite) désigne le nitrite d’isoamyle. Les médicaments vendus sous le nom de nitrite d’amyle contiennent également du nitrite d’isoamyle comme ingrédient principal.

Cependant, le nitrite d’isoamyle est une substance qui est considérée comme une drogue désignée depuis 2007 en raison de son effet sur le système nerveux central.

La fabrication, l’importation, la vente, l’attribution, la possession, l’achat, le stockage ou l’exposition en vue de la vente ou de l’attribution pour des utilisations autres que le diagnostic, le traitement ou la prévention d’une maladie et pour des utilisations qui ne sont pas susceptibles de nuire au corps humain sont interdits.

Les dispositions ci-dessus interdisent la possession à des fins autres que celles autorisées.

Qu’est-ce que le dioxyde d’azote ?

Le dioxyde d’azote est un oxyde d’azote, un gaz à l’odeur piquante.

Le dioxyde d’azote se forme lorsque le monoxyde d’azote (NO), qui est produit lorsque des substances brûlent à haute température, est oxydé dans l’atmosphère. La source du dioxyde d’azote est l’oxyde nitrique émis lors des processus de combustion dans les chaudières industrielles et domestiques et les moteurs de voiture.

Le dioxyde d’azote est particulièrement causé par les moteurs automobiles, qui brûlent du carburant à haute pression, les moteurs diesel étant une source particulièrement importante d’émissions. Le dioxyde d’azote est également connu comme un polluant atmosphérique typique, car il affecte la santé humaine, notamment les voies respiratoires.

Utilisations du dioxyde d’azote

Le dioxyde d’azote est notamment utilisé pour dissoudre et décomposer les échantillons en chimie analytique. Il est également utilisé comme matière première et intermédiaire synthétique pour les composés azotés tels que l’acide nitrique, ainsi que comme agent de blanchiment, catalyseur et agent de nitrification pour les composés organiques. De plus, il peut être utilisé comme matière première pour les explosifs en tant qu’agent oxydant et comme inhibiteur de polymérisation.

Le dioxyde d’azote est également utilisé comme agent oxydant pour les carburants de fusée tels que l’acide nitrique fumant. En fait, il a été utilisé dans la fusée Titan, les lancements du projet Gemini, les propulseurs latéraux de la navette spatiale et les sondes spatiales non habitées envoyées vers les planètes.

Propriétés du dioxyde d’azote

Le dioxyde d’azote est un gaz brun rougeâtre à des températures supérieures à -21,2°C. En dessous de -21,2°C, il devient un liquide jaune. En dessous de -11,2°C, il se transforme en tétroxyde de diazote incolore (N2O4). Le tétroxyde de diazote est un dimère du dioxyde d’azote.

La couleur brun-rouge du dioxyde d’azote est due à son absorption de la lumière bleue à 400-500 nm ; la lumière de longueur d’onde inférieure à 400 nm provoque une photolyse, formant les espèces d’oxygène atomique O et NO. Dans l’atmosphère notamment, les atomes O s’ajoutent à O2 pour former de l’ozone. Le dioxyde d’azote possède un électron non apparié et est paramagnétique.

Structure du dioxyde d’azote

La formule chimique du dioxyde d’azote est NO2, une molécule courbe avec une symétrie C2v. La longueur de la liaison entre les atomes d’azote et d’oxygène est de 119,7 pm, ce qui correspond également à l’ordre de liaison entre 1 et 2. Les angles et longueurs de liaison du dioxyde d’azote sont intermédiaires entre ceux des cations (NO2+) et des anions (NO2-) correspondants.

Autres informations sur le dioxyde d’azote

1. Synthèse du dioxyde d’azote

Industriellement, le dioxyde d’azote est produit en mélangeant de l’air (oxygène) avec du monoxyde d’azote, qui est produit par l’oxydation catalytique de l’ammoniac. Le dioxyde d’azote peut également être produit en faisant réagir de l’argent ou du cuivre avec de l’acide nitrique concentré.

Cependant, le dioxyde d’azote est un sous-produit involontaire de la combustion et de la fabrication de diverses substances. Par exemple, l’oxyde nitrique produit par la combustion est oxydé de manière photoréactive dans l’atmosphère pour former du dioxyde d’azote.

Le dioxyde d’azote peut également être produit naturellement par l’activité biologique et, à l’échelle mondiale, l’activité biologique en est la principale source. Dans les villes, le dioxyde d’azote est présent à des densités élevées, y compris dans les sources mobiles et fixes, et constitue l’une des principales sources de pollution de l’air.

2. Réactions du dioxyde d’azote

Le dioxyde d’azote et le tétroxyde d’azote sont en équilibre. D’après le principe de Le Chatelier, l’équilibre se déplace vers le dioxyde d’azote à des températures plus élevées. Lorsque l’on utilise de l’azote liquide pour un refroidissement rapide, le dioxyde d’azote se forme sous forme solide, mais le tétroxyde de diazote est présent dans le solide.

La réaction avec l’eau produit également de l’acide nitrique et de l’acide nitreux, et cette réaction est responsable des pluies acides. De plus, la réaction du dioxyde d’azote avec le dioxyde de soufre produit du monoxyde d’azote et du trioxyde de soufre.

3. Pollution de l’environnement par le dioxyde d’azote

Le dioxyde d’azote figure sur la liste des substances spécifiées dans la loi sur la lutte contre la pollution atmosphérique ; jusqu’aux années 70 environ, la pollution par le dioxyde d’azote augmentait avec l’accroissement du nombre de voitures dans le parc automobile. Depuis lors, en partie grâce aux effets des contrôles d’émissions, les valeurs moyennes annuelles sont restées stables à long terme. Les normes environnementales n’ont pas été respectées, en particulier le long des grands axes routiers.

Des effets sur la santé ont été signalés chez l’homme, principalement au niveau du système respiratoire. Les normes environnementales stipulent que les niveaux moyens quotidiens de dioxyde d’azote doivent être compris entre 0,04 et 0,06 ppm ou inférieurs.

Qu’est-ce que le dioxyde de thiourée ?

Le dioxyde de thiourée est un composé organosulfuré dont la formule chimique est CH4N2O2S.

D’autres noms incluent l’acide formamidine sulfinique (FAS) et le dioxyde de thiourée, numéro d’enregistrement CAS 1758-73-2.

Il est également inflammable et peut s’enflammer au contact de l’air humide, de l’humidité ou de l’eau. C’est pourquoi la loi sur la gestion des incendies et des catastrophes stipule qu'”il convient d’examiner si le produit peut être utilisé ou non”.

Utilisations du dioxyde de thiourée

La principale utilisation du dioxyde de thiourée est celle d’agent réducteur. Il est largement utilisé dans le traitement du cuir, l’industrie du papier, l’industrie photographique et le traitement des textiles. Parmi les utilisations spécifiques, citons le recyclage du papier par le blanchiment des vieux papiers, la décoloration des colorants textiles et le blanchiment de la laine et de la soie.

Parmi les autres utilisations, on peut citer les catalyseurs dans la synthèse organique, par exemple dans l’industrie des matériaux polymères, les additifs dans les sensibilisateurs pour les émulsions photographiques et la fabrication de produits pharmaceutiques. D’autres utilisations comprennent la récupération et la séparation des métaux précieux. Il s’agit d’une substance largement préférée en raison de sa bonne stabilité thermique, de ses excellentes propriétés réductrices, de sa facilité d’utilisation, de transport et de stockage.

Propriétés du dioxyde de thiourée

Le dioxyde de thiourée a un poids moléculaire de 108,12, un point de fusion de 144°C (décomposition) et se présente sous la forme d’une poudre cristalline inodore blanche ou jaune pâle à température ambiante.

Il est inodore, mais très irritant et susceptible d’irriter. Il est légèrement soluble dans l’eau et pratiquement insoluble dans l’éthanol et l’acétone. Il est également insoluble dans l’éther diéthylique et le benzène. Sa solubilité dans l’eau est de 27 g/L (20°C).

Types de dioxyde de thiourée

Le dioxyde de thiourée est généralement vendu 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 différentes contenances, telles que 100 g et 500 g. L’accent est mis sur les contenances faciles à manipuler en laboratoire. Ils sont principalement disponibles dans des contenances faciles à manipuler en laboratoire, mais aussi dans des contenances légèrement supérieures. Ils sont parfois stockés à température ambiante, mais sont souvent conservés au réfrigérateur.

2. Produits chimiques industriels

Les produits chimiques industriels sont disponibles dans diverses capacités, notamment en sacs de 25 kg, en sacs de 50 kg, en fûts de papier de 50 kg, en fûts de fer de 180 kg, en sacs conteneurs de 500 kg et en sacs conteneurs de 1 000 kg.

Le dioxyde de thiourée est proposé dans une large gamme d’applications en tant qu’agent réducteur industriel, et certains produits sont positionnés en tant que produits chimiques de traitement du papier usagé.

Autres informations sur le dioxyde de thiourée

1. Synthèse du dioxyde de thiourée

Le dioxyde de thiourée est synthétisé principalement par l’oxydation de la thiourée par le peroxyde d’hydrogène.

2. Toxicité du dioxyde de thiourée

Le dioxyde de thiourée présente les dangers suivants :

• Auto-échauffement : risque d’incendie.
• Nocif en cas d’ingestion.
• Danger de mort en cas d’inhalation.
• Irritation de la peau.
• Forte irritation des yeux.
• Susceptible d’avoir des effets néfastes sur la fertilité ou le fœtus.
• Risque respiratoire.
• Risque de lésions rénales.
• Peut provoquer des somnolences ou des vertiges.
• Risque de lésions hépatiques et rénales en cas d’exposition prolongée ou répétée.

La substance est également désignée dans la classification SGH comme suit :

• Produits chimiques auto-échauffants : catégorie 1.
• Toxicité aiguë (orale) : catégorie 4.
• Toxicité aiguë (inhalation : poussière) : catégorie 2.
• Corrosivité/irritation cutanée : catégorie 2.
• Lésions oculaires graves/irritation oculaire : catégorie 2.
• Toxicité pour la reproduction : catégorie 2.
• Toxicité systémique pour certains organes cibles (exposition unique) : catégorie 1 (respiratoire), catégorie 2 (rénale), catégorie 3 (anesthésique).
• Toxicité systémique pour certains organes cibles (exposition répétée) : Catégorie 2 (foie, reins)

3. Informations réglementaires et précautions de manipulation pour le dioxyde de thiourée

Le dioxyde de thiourée est une substance dont la loi sur les services d’incendie stipule que “selon la forme et les conditions, elle peut être pyrophorique, de sorte qu’il convient d’examiner si elle peut ou non être utilisée”.

De plus, en raison des propriétés dangereuses susmentionnées, une ventilation locale et générale appropriée doit être assurée lors de la manipulation, et des équipements de protection individuelle appropriés, tels que des vêtements de protection et des lunettes de sécurité, doivent être utilisés.

QU’Est-Ce QU’Un Robot de Soudage à L’Arc ?

Les robots de soudage à l’arc sont des robots qui effectuent le soudage à l’arc à la place de l’homme.

Ils se caractérisent par leur taille relativement petite par rapport aux autres robots de soudage. Le soudage à l’arc émet une lumière intense et un puissant rayonnement ultraviolet en raison de la décharge de l’arc, ce qui entraîne des températures très élevées au point de soudage. Il existe donc un risque élevé de brûlures, même si l’on est protégé par des lunettes et des vêtements de travail.

Les vapeurs de métal sont également nocives si elles sont inhalées, ce qui fait de cette tâche l’une de celles pour lesquelles il existe une forte demande de solutions robotiques. Les robots ont l’avantage de pouvoir effectuer le soudage à des vitesses élevées et avec une qualité constante, ce qui contribue également à la réduction des coûts.

Utilisations Des Robots de Soudage à L’Arc

Le soudage à l’arc est utilisé pour relier des métaux tels que l’acier à l’acier, l’aluminium et le titane. Il s’agit d’une méthode de soudage applicable à presque toutes les structures métalliques. Voici quelques exemples de produits pour lesquels les robots de soudage à l’arc sont utilisés.

• les charpentes métalliques et les machines de construction
• Machines de transport terrestre telles que les voitures et le matériel roulant
• les grandes machines de transport aérien telles que les avions
• les grandes machines maritimes telles que les navires.

Les robots de soudage à l’arc sont utilisés dans les usines de fabrication des produits susmentionnés. Le soudage s’est de plus en plus rationalisé ces dernières années et les exemples de robots de soudage à l’arc se multiplient. Ils peuvent également être utilisés pour le soudage tig et mag, qui sont des types de soudage à l’arc.

Les Principes Des Robots de Soudage à L’Arc

Le soudage à l’arc est une méthode de soudage qui utilise des décharges électriques dans l’air. Une décharge d’arc se produit lorsqu’un courant électrique passe à travers une baguette de soudage, qui agit comme une électrode, et est mise en contact avec le métal à assembler, puis lentement écartée. L’arc est suffisamment chaud pour atteindre des températures allant jusqu’à 20 000 °C, de sorte que le métal fond rapidement et est assemblé.

Le robot est monté verticalement et possède six à sept axes articulés pour un mouvement précis. Chaque axe a un angle et une vitesse de déplacement spécifiques, et un opérateur qualifié enseigne au robot les conditions de soudage. Les conditions et le positionnement sont importants dans ce processus, qui est parfois décidé lors du soudage proprement dit.

L’élément de soudage proprement dit est appelé torche de soudage, qui est fixée à l’extrémité du robot. La torche et la pointe de contact doivent être sélectionnées en fonction de l’objet à souder.

Structure D’Un Robot de Soudage à L’Arc

La structure d’un robot de soudage à l’arc se compose d’un manipulateur, d’un contrôleur et d’un boîtier de programmation.

1. Manipulateur

Le manipulateur se compose d’une base, d’un moteur et d’un effecteur terminal. La torche de soudage montée sur l’effecteur peut être remplacée pour s’adapter à différentes conditions de soudage. Le manipulateur est doté d’une structure articulée à plusieurs axes et de servomoteurs.

2. Contrôleur

Le contrôleur consiste en un équipement de stockage de données et de communication avec le manipulateur. Les conditions de soudage et autres données sont stockées dans le contrôleur.

3. Pendentif de Programmation

La boîte à boutons de programmation est une interface par laquelle une personne enseigne les conditions de soudage au robot. Les données décrivant les procédures de fonctionnement du manipulateur peuvent être créées, changées ou modifiées. La modification des paramètres de contrôle et l’apprentissage s’effectuent également via le pendentif de programmation.

Comment Sélectionner Un Robot de Soudage à L’Arc ?

Les robots de soudage à l’arc doivent être sélectionnés en fonction du matériau de soudage, de la course et de la méthode d’installation. Les matériaux de soudage comprennent l’acier et l’aluminium. Choisissez un robot compatible avec le matériau à souder.

La course est la distance à laquelle le robot peut étendre son bras. Plus la course est longue, plus le robot peut agir loin, mais plus il est coûteux. Plusieurs robots peuvent être installés pour le soudage de grandes pièces.

Les méthodes d’installation comprennent l’accrochage au mur et la suspension au plafond, en fonction des conditions dans lesquelles le robot doit être installé. La méthode d’installation appropriée est sélectionnée en fonction de l’endroit où le robot doit être installé.

Autres informations sur les robots de soudage à l’arc

Le Marché Des Robots de Soudage à L’Arc

Le marché mondial des robots de soudage à l’arc devrait atteindre 11,7 milliards USD d’ici 2026. En outre, l’industrie automobile devrait rester forte et la demande continuer à croître au-delà de 2024. La tendance à l’automatisation, en particulier dans les pays développés, et les problèmes de pénurie de main-d’œuvre sont également des facteurs qui stimulent la demande.

Les robots de soudage à l’arc sont généralement vendus à partir de plusieurs millions de yens. Le montant varie en fonction du matériau à souder et des conditions d’utilisation.

Qu’est-ce que le disulfure de carbone ?

Le disulfure de carbone (CS2) est un liquide volatil incolore ou légèrement jaune.

La formule chimique du disulfure de carbone est CS2, son poids moléculaire est de 76,14 et son numéro CAS est 75-15-0. On le trouve dans la nature à l’état de traces dans le charbon et le pétrole brut. Il a été préparé pour la première fois par le chimiste allemand Wilhelm August Lampadius en 1796 en chauffant de la pyrite avec du charbon de bois humide. .

Le disulfure de carbone est très utile comme élément de construction et solvant dans la synthèse organique, mais il est associé à des formes aiguës et chroniques d’empoisonnement et provoque un large éventail de symptômes, c’est pourquoi la prudence est de mise.

Utilisations du disulfure de carbone

La principale utilisation industrielle du disulfure de carbone est celle de solvant dans les processus de fabrication de la cellophane et de la rayonne. Il est également utilisé comme accélérateur de vulcanisation pour le caoutchouc, comme matière première pour les produits chimiques organiques et comme agent d’enrichissement pour la flottation. Il est également utilisé comme insecticide et peut être employé comme pesticide contre les céréales et les fruits ou pour éradiquer les insectes pathogènes et les nématodes dans le sol.

Le disulfure de carbone est également utilisé comme solvant, pour dissoudre le phosphore, le soufre, le sélénium, le brome, l’iode, les graisses, les résines, le caoutchouc et le bitume, et pour purifier les nanotubes de carbone monoparois. C’est un solvant utile pour les mesures RMN d’échantillons difficiles à dissoudre dans le chloroforme lourd, car il dissout bien une variété de composés organiques et est indétectable dans la RMN du proton en raison de l’absence d’hydrogène.

Propriétés du disulfure de carbone

Le disulfure de carbone a un point de fusion de -112,1°C, un point d’ébullition de 46°C et un point d’éclair de -30°C. Il est extrêmement inflammable et brûle avec une flamme bleue. Il a un poids spécifique de 1,26 et est connu pour son indice de réfraction élevé. La forme la plus pure a un arôme éthéré, mais les produits commercialement purs ont généralement une mauvaise odeur. Il est insoluble dans l’eau et bien soluble dans l’éthanol, le benzène, l’éther, le chloroforme et le tétrachlorure de carbone.

Autres informations sur le disulfure de carbone

1. Processus de production du disulfure de carbone

Le disulfure de carbone est obtenu industriellement en chauffant du charbon de bois et des vapeurs de soufre (C+2S→CS2). Si la réaction est effectuée à basse température, on obtient du monosulfure de carbone. Il peut également être obtenu en faisant réagir du gaz naturel (méthane) avec des vapeurs de soufre en présence d’un catalyseur (2CH4+S8→2CS2+4H2S).

2. Réaction du disulfure de carbone

La combustion du disulfure de carbone produit du dioxyde de soufre et du dioxyde de carbone (CS2+O2→SO2+CO2). Il réagit également avec le chlore pour donner du tétrachlorure de carbone (CS2+3Cl2→CCl4+S2Cl2). L’addition d’amines primaires et secondaires au disulfure de carbone donne du dithiocarbamate d’ammonium (2R2NH+CS2→R2NH2+R2NCS2-) et, à partir d’alcoxydes, des xanthogénates (RONa+CS2→ROCS2Na).

3. Informations juridiques

Le disulfure de carbone est désigné comme “substance d’évaluation prioritaire” en vertu de la loi sur le contrôle des substances chimiques, et comme “solvant organique de classe 1, etc.”, “substance dangereuse et inflammable” et “substance dangereuse et toxique devant être étiquetée ou notifiée par son nom, etc. Il est également classé comme “substance délétère” en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères, comme “liquide inflammable dangereux de classe 4, substance inflammable spéciale” en vertu de la loi sur les services d’incendie et comme “substance chimique désignée de classe 1” en vertu de la loi sur les registres des rejets et transferts de polluants (PRTR).

4. 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.
• Tenir à l’écart des sources d’inflammation telles que la chaleur, les étincelles, les flammes nues et les objets chauds en raison du risque d’inflammation et d’explosion.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Éviter l’exposition aux chocs, aux frottements et aux vibrations, car ils peuvent provoquer une décomposition explosive.
• Éviter tout contact avec des agents oxydants puissants, des denrées alimentaires et des aliments pour animaux.
• Porter des gants de protection, des vêtements de protection, des lunettes de protection et des masques de protection lors de l’utilisation.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas de contact avec la peau, rincer immédiatement à l’eau.
• En cas de contact avec les yeux, rincer soigneusement avec de l’eau pendant plusieurs minutes.

Qu’est-ce que le lactate de sodium ?

Le lactate de sodium est le sel de sodium de l’acide lactique.

Sa formule moléculaire est CH3CH (OH) COONa. Il est inodore ou a une odeur légèrement caractéristique. Le lactate de sodium est un composant du facteur naturel d’hydratation présent sur la peau et a un effet hydratant sur celle-ci.

Il a également un effet tampon sur le pH, ajustant les valeurs de pH acides ou alcalines. Cette substance est largement utilisée comme ingrédient dans les formulations cosmétiques, les additifs alimentaires et les produits pharmaceutiques. Le lactate de sodium est produit par la neutralisation de l’acide lactique, qui est obtenu par fermentation à partir, par exemple, de l’amidon de maïs ou du radis sucré.

Utilisations du lactate de sodium

Le lactate de sodium est utilisé dans diverses situations dans les secteurs cosmétique, alimentaire et pharmaceutique, notamment les suivants :

1. Les cosmétiques

Dans les utilisations cosmétiques, le lactate de sodium est utilisé dans les produits cosmétiques de soin de la peau tels que les lotions et ceux du corps tels que les lotions corporelles, en raison de ses propriétés hydratantes et de tamponnement du pH. Outre ses propriétés hydratantes, le lactate de sodium a également un effet exfoliant doux et peut favoriser le renouvellement de la couche cornée sur la surface supérieure de la peau.

Le renouvellement fait référence au métabolisme de la peau, au cours duquel l’ancienne couche cornée est décollée, puis remplacée par une nouvelle.

2. L’alimentation

Dans le domaine alimentaire, il est utilisé comme additif. Par exemple comme acidifiant pour contrôler l’acidité, comme ajusteur de pH pour contrôler le pH des aliments, comme assaisonnement ou comme antiseptique.

3. Les produits pharmaceutiques éthiques

Dans le domaine pharmaceutique et médical, il est utilisé dans les préparations parentérales et topiques ou dans les perfusions.

Propriétés du lactate de sodium

Le lactate de sodium possède à la fois les propriétés d’un acide organique et d’un groupe hydroxyle, puisqu’il possède à la fois -COOH et -OH. L’acide lactique est un acide organique et donc une substance acide. Toutefois, le lactate de sodium neutralisé avec du sodium est presque neutre.

Il n’est donc ni fortement acide ni fortement alcalin et constitue une substance sûre pour le corps humain en termes de pH.

Structure du lactate de sodium

Le lactate de sodium est un composé ionique dans lequel l’acide lactique, un acide organique, est transformé en sel de sodium. Avant cette transformation, l’acide lactique d’abord un acide carboxylique parmi les acides organiques et contient des groupes carboxy (-COOH) et des groupes hydroxy (-OH).

En d’autres termes, le lactate de sodium est le sel de sodium d’un acide carboxylique contenant à la fois des groupes -COOH et -OH. Les acides organiques dont les molécules contiennent à la fois des groupes carboxy (-COOH) et hydroxy (-OH). Ils sont également appelés “acides hydroxy” (ou acides hydroxycarboxyliques).

Il convient de noter que les groupes -COOH et -OH peuvent être combinés l’un à l’autre par des réactions synthétiques. Un exemple bien connu est le plastique appelé polyester. Il s’agit d’un polymère composé d’un groupe carboxy (-COOH) et d’un groupe hydroxy (-OH) liés par une liaison ester. Comme l’acide lactique contient à la fois des -COOH et des -OH dans sa molécule, il peut être transformé en polymère en liant les acides lactiques par une liaison ester.

Les polymères fabriqués à partir d’acide lactique lié par des liaisons ester sont connus sous le nom d'”acide polylactique” et attirent l’attention en tant que plastique biodégradable.

Autres informations sur le lactate de sodium

Les solutions tampons de pH contenant du lactate de sodium

Dans les denrées alimentaires et les cosmétiques, les fluctuations du pH doivent être contrôlées pendant le processus de production et lors de l’utilisation. En termes de contrôle de la qualité, le pH doit également être maintenu presque constant à tout moment. En général, pour fabriquer des solutions tampons ayant un effet tampon sur le pH, on mélange des acides faibles et des sels de sodium d’acides faibles.

Des exemples d’acides faibles sont, par exemple, l’acide acétique, l’acide phosphorique, l’acide citrique et l’acide lactique. Les solutions tampons de pH sont les suivantes :

• Le tampon lactate (acide lactique + lactate de sodium)
• Le tampon acétate (acide acétique + acétate de sodium)
• Le tampon phosphate (acide phosphorique + phosphate de sodium)
• Le tampon citrate (acide citrique + citrate de sodium)

Le lactate de sodium est un tampon de pH lorsqu’il est mélangé à l’acide lactique. Si, par exemple, d’autres additifs provoquent des fluctuations de pH au cours du processus de production alimentaire, la présence d’une solution tampon de pH contenant du lactate de sodium peut empêcher ces fluctuations.

Le tampon pH contenant du lactate de sodium est réputé avoir une légère acidité. Il n’a donc que peu d’effet sur le goût de l’aliment.

Qu’est-ce que l’acide lactique ?

L’acide lactique est un type de composé organique appelé acide hydroxy, dont la molécule contient à la fois des groupes carboxyle (-COOH) et hydroxy (-OH).

Il s’agit d’un liquide visqueux transparent incolore à jaune pâle, également connu sous le nom d’acide 2-hydroxypropanoïque.

Utilisations de l’acide lactique

L’acide lactique est utilisé comme matière première pour l’acide polylactique, l’un des plastiques biodégradables, et les polyols de polyester. Il est également utilisé comme matière première pour les produits pharmaceutiques et comme additif pharmaceutique tel qu’un stabilisateur, un solubilisant, un tampon et un ajusteur de pH.

Il est également largement utilisé dans l’industrie alimentaire, où il sert d’acidifiant et d’ajusteur de pH dans une variété d’aliments, y compris les boissons, le miso, la sauce soja, les cornichons, le fromage, les arômes et les sirops. Les cosmétiques, les produits agrochimiques, les agents réducteurs dans l’industrie de la teinture et pour le traitement du cuir (déminéralisation) sont d’autres utilisations. Les produits à 40 %, 50 % et 90 % sont les plus courants sur le marché.

Propriétés de l’acide lactique

L’acide lactique a un poids moléculaire de 90,08 et se présente sous la forme d’un liquide inodore et acide au goût doux et aigre. Il a un poids spécifique de 1,207, un point de fusion de 16,8° (forme DL), un point d’ébullition de 122°C et est très soluble dans l’eau, l’alcool et l’éther. En revanche, il est insoluble dans le chloroforme, le disulfure de carbone et le benzène.

L’acide lactique est le produit final de la voie métabolique glycolytique in vivo et est présent dans de nombreux tissus animaux et végétaux. On le trouve également dans les produits laitiers et les aliments fermentés.

Un exercice rapide entraîne la consommation de sucre comme source d’énergie dans les cellules musculaires, ce qui conduit à l’accumulation d’acide lactique. On a longtemps cru que l’acide lactique accumulé dans les muscles provoquait des douleurs musculaires, mais il a récemment été suggéré que l’acide lactique n’était pas l’agent causal.

Types d’acide lactique

La formule moléculaire de l’acide lactique est CH3CH(OH)COOH, où un carbone est lié à quatre atomes ou groupes atomiques différents (-H, -OH, -COOH et -CHM3 pour l’acide lactique). Ces carbones sont appelés atomes de carbone asymétriques, et les composés ayant des atomes de carbone asymétriques sont structurellement différents, même s’ils ont la même formule moléculaire.

Ils sont appelés isomères à image miroir ou isomères optiques et sont traités comme des substances différentes (à l’instar de la relation entre droitier et gaucher). C’est pourquoi il existe deux types d’acide lactique, l’acide L-lactique et l’acide D-lactique, et le mélange de quantités égales de ces deux types d’acide est appelé acide DL-lactique ; les points de fusion de l’acide L-lactique et de l’acide D-lactique sont de 53°C chacun, tandis que celui de l’acide DL-lactique est de 16,8°C. Le corps L est également abondant dans la nature.

Autres informations sur l’acide lactique

1. Méthodes de production de l’acide lactique

L’acide lactique est produit par fermentation à l’aide de micro-organismes tels que les bactéries lactiques, ou par synthèse chimique en utilisant des aldéhydes et de l’acide cyanhydrique comme matières premières.

Méthode par fermentation

L’amidon est saccharifié avec du malt, auquel on ajoute du carbonate de calcium pour produire du jus de malt. Des bactéries lactiques sont ajoutées au jus de malt et fermentent pendant 6 à 8 heures, sous agitation continue à 49 °C. La fermentation est achevée en 8 à 10 jours. Ensuite, on ajoute du lait de chaux pour le rendre légèrement alcalin, puis on le purifie par recristallisation. Après redissolution à l’acide sulfurique, on obtient une solution aqueuse d’acide lactique à usage industriel par filtration et évaporation/concentration.

Méthode par synthèse

La cyanhydrine est synthétisée par l’action de l’acide cyanhydrique sur l’acétaldéhyde, qui est ensuite hydrolysé pour synthétiser l’acide lactique.

CH3CHO + HCN → CH3CH(OH)CN
CH3CH(OH)CN + 2H2O → CH3CH(OH)COOH +NH3

2. À propos des bactéries lactiques

Lactobacillus est le terme général désignant les micro-organismes qui décomposent les hydrates de carbone pour produire de l’acide lactique. Les lactobacilles sont présents dans les aliments transformés tels que le yaourt, le fromage, le beurre, les cornichons et le saké. Les lactobacilles sont également utilisés dans l’industrie alimentaire ; par exemple, dans le processus de brassage du vin rouge, les lactobacilles sont utilisés pour fermenter et éliminer l’acide malique afin de produire de l’acide lactique, qui peut être utilisé pour améliorer l’acidité et d’autres saveurs.

Cette réaction, au cours de laquelle l’acide malique est décomposé par les bactéries lactiques en acide lactique et en dioxyde de carbone, est appelée fermentation malolactique. Dans le processus de brassage du saké, les bactéries lactiques sont utilisées pour empêcher la croissance des bactéries en utilisant l’acidification causée par l’acide lactique.

D’autre part, l’acide lactique lui-même est ajouté à la levure de brassage rapide. Dans le brassage du saké, l’acide lactique produit par la fermentation des bactéries lactiques est utilisé pour produire des saveurs et des arômes subtils, alors que l’inconvénient du brassage rapide est que les saveurs et les arômes subtils produits par d’autres produits de fermentation au cours du processus de fermentation sont perdus.

Qu’est-ce que le rhodium ?

Le rhodium est un élément dont le numéro atomique est 45 et le symbole élémentaire Rh.

Il est dérivé du mot grec “rhodeos”, qui signifie rose, car une solution de sels de rhodium est de couleur rose. Le rhodium fait également partie des métaux rares appelés “métaux mineurs”, qui existent à l’état naturel en petites quantités.

Son abondance dans la croûte terrestre est de 200 ppt, ce qui en fait le troisième élément le plus rare de tous les éléments ayant des isotopes stables, après le rhénium et l’osmium avec 50 ppt. Le rhodium est utilisé dans la décoration, la catalyse chimique et les composants industriels en raison de sa grande dureté, de sa résistance électrique et de sa résistance à la corrosion.

Utilisations du rhodium

Le rhodium est utilisé comme revêtement pour colorer et renforcer les ornements. Il est également utilisé dans les interrupteurs à lames des ordinateurs en raison de sa dureté, de sa résistance élevée à la corrosion et de sa faible résistance électrique. Le rhodium peut également être utilisé dans un large éventail d’autres utilisations, notamment les miroirs réfléchissants, les thermocouples, les filtres d’interférence et les buses pour la production de fibres de verre.

Le rhodium est également utilisé comme catalyseur à trois voies pour réduire la toxicité des gaz d’échappement des automobiles en raison de sa capacité à convertir en azote les oxydes d’azote, une substance toxique présente dans les gaz d’échappement des automobiles. Le rhodium peut également être utilisé comme catalyseur dans des processus de réaction pour produire des oxo-alcools et de l’acide acétique.

Propriétés du rhodium

Le rhodium a une densité de 12,5, un point de fusion de 1 966°C et un point d’ébullition de 3 960°C. Le rhodium est un métal de transition blanc argenté qui appartient au groupe des éléments du platine. Il est doux et ductile. Sa densité à température ambiante est de 12,41 g/cm3 et sa densité liquide au point de fusion est de 10,7 g/cm3.

Le rhodium n’est pas oxydé dans l’air à température ambiante, mais il est progressivement oxydé par une chaleur intense pour former de l’oxyde de rhodium (III). À des températures plus élevées, il se sépare à nouveau en morceaux individuels.

Sous sa forme massive, le rhodium se caractérise par son extrême résistance aux acides, par exemple, il n’est pas attaqué par les acides forts tels que l’eau royale. En revanche, il est relativement faible face à l’oxygène, car il se dissout dans l’acide sulfurique concentré chaud et dans l’acide chlorhydrique concentré chaud contenant du chlorate de sodium, qui ont un fort pouvoir oxydant. À haute température, il réagit également avec les éléments halogènes.

Structure du rhodium

Le rhodium s’oxyde à haute température, prenant des nombres d’oxydation de -1 à +6. La structure cristalline stable du rhodium à température et pression ambiantes est la structure cubique à faces centrées. Cependant, lorsqu’il est chauffé à plus de 1 000 °C, il se transforme en un réseau cubique simple.

Autres informations sur le rhodium

1. Production de rhodium

Le rhodium a été découvert dans des minerais de platine par William Hyde Wollaston. On trouve encore du rhodium comme impureté dans les minerais de platine.

2. Isotopes du rhodium

Le poids atomique du rhodium est de 102,90550. L’isotope le plus stable du rhodium est 103Rh. L’isotope radioactif le plus stable est le 101Rh, dont la demi-vie est de 3,3 ans. Les autres isotopes relativement stables sont le 102Rh, avec une demi-vie de 207 jours, le 102mRh, avec une demi-vie de 2,9 ans, et le 99Rh, avec une demi-vie de 16,1 jours.

Il existe 20 autres radio-isotopes, dont le poids atomique varie de 92,926 à 116,925. À l’exception du 100Rh, dont la demi-vie est de 20,8 heures, et du 105Rh, dont la demi-vie est de 35,36 heures, la plupart ont une demi-vie inférieure à une heure.

Le rhodium possède également un certain nombre d’isomères nucléaires, dont les exemples stables sont 102mRh et 101mRh. 102mRh a une énergie d’excitation de 0,141 MeV et une demi-vie de 207 jours, tandis que 101mRh a une énergie d’excitation de 0,157 MeV et une demi-vie de 4,34 jours.

3. Désintégration des isotopes du rhodium

Les isotopes plus légers que 103Rh, les plus stables, se désintègrent en ruthénium par capture d’électrons. En revanche, les isotopes plus lourds que 103Rh se transforment en palladium par désintégration bêta.

Qu’est-ce que la résorcine ?

Le résorcinol est une poudre cristalline incolore.

La formule chimique du résorcinol est C6H6O2, son poids moléculaire est 110,11 et son numéro CAS est 108-46-3. Sa structure est constituée de deux groupes hydroxy attachés à la position méta de l’anneau benzénique. Il s’agit d’un benzènediol et d’un isomère structurel du catéchol et de l’hydroquinone.

Le résorcinol a été préparé et analysé pour la première fois par le chimiste autrichien Heinrich Frachevitz et d’autres en 1864. Le nom résorcinol est dérivé du composé analogue orcinol (anglais : Orcinol). À l’origine, le benzène-1,3-diol était le nom recommandé par l’UICPA dans ses recommandations de 1993 sur la nomenclature des produits chimiques organiques.

Propriétés du résorcinol

Le résorcinol a un point de fusion de 109~111°C, un point d’ébullition de 280°C et une densité de 1,27. À température ambiante, il existe à l’état solide incolore.

Le résorcinol est insoluble dans le chloroforme et le disulfure de carbone, mais il est très soluble dans l’eau ainsi que dans l’alcool et l’éther, et il absorbe l’humidité lorsqu’il est laissé à l’air. Il s’oxyde également sous l’effet de la lumière et de l’oxygène, ce qui lui donne une couleur rose.

Utilisations de la résorcine

Le résorcinol est principalement utilisé comme matière première adhésive pour des utilisations industrielles. Il est notamment utilisé comme matière première adhésive pour les matériaux des pneus dans la fabrication des pneus et pour les adhésifs pour le bois. Les adhésifs à base de résorcinol sont connus pour leurs bonnes performances et leur excellente résistance à l’eau, à la chaleur et aux intempéries.

De plus, le résorcinol est également utilisé comme désinfectant en raison de son fort pouvoir réducteur. En somme, il est utilisé dans des utilisations telles que la matière première pour les colorants fluorescents.

Autres informations sur la résorcine

1. Processus de production de la résorcine

Le résorcinol peut être synthétisé à partir du benzène en plusieurs étapes. La dialkylation du propylène donne du 1,3-diisopropylbenzène, et l’oxydation et le réarrangement de Hock de cet arène disubstitué donnent de l’acétone et du résorcinol.

　C6H6+2CH3CH=CH2→1,3-(i-Pr)2C6H4
　1,3-(i-Pr)2C6H4+2O2→1,3-(OH)2C6H4+2CH3COCH3

Industriellement, le résorcinol peut être obtenu par oxydation du 1,3-diisopropylbenzène pour donner du peroxyde, qui est décomposé en présence d’un catalyseur acide dans l’utilisation du processus d’autoxydation de Cumene.

2. Réaction de la résorcine

L’hydrogénation partielle du résorcinol donne du dihydroresorcinol, également connu sous le nom de 1,3-cyclohexanedione. En fusionnant avec l’hydroxyde de potassium, le résorcinol donne également du phloroglucinol, du pyrocatéchol et du diresorcinol. Un autre explosif, le trinitrorésorcinol, est obtenu par nitration avec de l’acide nitrique concentré en présence d’acide sulfurique concentré froid.

3. Informations juridiques

Le résorcinol est classé comme “substance dangereuse devant être étiquetée ou notifiée par son nom” et comme “substance dangereuse pour laquelle une évaluation des risques doit être effectuée” en vertu de la loi sur la sécurité et la santé industrielles, mais n’est pas désigné en vertu de la loi sur les RRTP. La loi sur les services d’incendie n’est pas non plus applicable, mais la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères le désigne comme une “substance délétère” et des précautions doivent être prises lors de son utilisation.

4. Précautions de manipulation et de stockage

Les précautions de manipulation et de stockage sont les suivantes :

• Garder le récipient bien fermé et le stocker dans un endroit frais, sec et bien ventilé.
• Tenir à l’écart de la chaleur, des étincelles, des flammes et autres sources d’inflammation.
• Éviter tout contact avec des agents oxydants puissants, l’ammoniac et les composés aminés en raison du risque d’incendie et d’explosion.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Ne pas inhaler les poussières, les fumées, les vapeurs ou les pulvérisations.
• Porter des gants de protection, des lunettes de protection, des vêtements de protection et des masques de protection pendant l’utilisation.
• Retirer les gants de manière appropriée après utilisation afin d’éviter tout contact cutané avec le produit.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.

Qu’est-ce que le rubidium ?

Le rubidium est un métal alcalin de numéro atomique 37 et de poids atomique 85,4678.

Il a été découvert par Bunsen et Kirchhoff en Allemagne en 1861. Cet élément est relativement abondant dans la croûte terrestre, mais on le trouve rarement sous forme de minerai.

Il est obtenu comme sous-produit du raffinage du lithium (Li). Il est désigné comme substance dangereuse en vertu de la loi sur les services d’incendie (Fire Services Act) en tant que substance spontanément combustible.

Utilisations du rubidium

Le rubidium est ajouté au verre pour augmenter sa résistance et ses propriétés d’isolation électrique. Il est principalement mélangé au verre sous forme de carbonate de rubidium (Rb2CO3) et peut être utilisé dans les tubes cathodiques.

Il peut également être utilisé dans les horloges atomiques. Toutefois, les utilisations commerciales et industrielles du rubidium sont limitées.

Par ailleurs, il est utilisé pour la datation. En se basant sur le rapport entre la teneur en rubidium 87 et celle en strontium 87, par exemple dans les minéraux, il est possible de calculer l’âge de ces matériaux depuis leur cristallisation jusqu’à aujourd’hui.

Propriétés du rubidium

Le rubidium est un métal mou, blanc argenté et très léger. Il prend une couleur rouge foncé, semblable à celle du potassium, lors d’une réaction à la flamme. Son point de fusion est bas, à 39 °C. Son point d’ébullition est de 688 °C. Son point d’ébullition est de 688 °C et ses gaz sont bleus.

Ses propriétés sont similaires à celles des autres métaux alcalins. Il possède la deuxième électronégativité la plus faible parmi les métaux alcalins non radioactifs et une énergie d’ionisation très faible de 406 kJ/mol.

La valence du composé est de +1. Comme les ions potassium, les ions rubidium sont absorbés par les cellules végétales et animales.

Structure du rubidium

La densité du rubidium à température ambiante est de 1,532 g/cm3 et la densité du liquide au point de fusion est de 1,46 g/cm3. Les cristaux, qui sont stables à température et pression ambiantes, ont une structure cubique centrée. La configuration électronique est [Kr] 5s1.

En raison de son grand rayon ionique, le rubidium fait partie des éléments incompatibles. Les éléments incompatibles sont des éléments qui ne pénètrent pas facilement dans les cristaux des minéraux formant les roches.

Autres informations sur le rubidium

1. Réactivité du rubidium

La réactivité du rubidium est similaire à celle des autres métaux alcalins. Il est toutefois plus réactif que le potassium et le sodium. Dans l’air, le rubidium peut brûler spontanément et s’oxyder rapidement pour former le peroxyde Rb2O2 et le superoxyde RbO2.

Il réagit également violemment avec les éléments halogènes. De plus, en réagissant avec l’eau, il produit de l’hydrogène, qui fournit également une quantité suffisante de chaleur de réaction pour enflammer l’hydrogène, ce qui rend la réaction explosive.

En somme, des alliages peuvent être formés avec le potassium, le sodium, le césium, le calcium et l’or. Dissous dans le mercure, il forme un amalgame.

2. Le rubidium naturel

Dans la croûte terrestre, le rubidium est le 23e élément le plus abondant. Il est présent sous forme d’oxyde dans des minerais tels que la leucite, la carnallite, la pollucite et la zinnwaldite, à hauteur de 1 % maximum. Le mica lithia (Lepidolite) contient de 0,3 à 3,5 % de rubidium et peut donc être utilisé comme source de rubidium sur une base commerciale.

L’eau de mer contient en moyenne 125 µg/L de rubidium. Par rapport à ses éléments homologues, c’est nettement moins que le potassium et nettement plus que le césium. Les principales sources de rubidium sont la microcline à rubidium de l’île d’Elbe en Italie et les gisements de polsite du lac Burnick au Canada.

3. Production de rubidium

Environ 2 à 4 tonnes de composés de rubidium sont produites chaque année. Le rubidium et le césium peuvent être séparés du potassium. Par exemple, l’alun de rubidium pur est produit à partir de l’alun de rubidium et de césium par cristallisation fractionnée.

4. Isotopes du rubidium

Il existe 24 isotopes connus du rubidium. Les isotopes naturels sont l’isotope stable 85Rb et l’isotope radioactif 87Rb. Leur abondance naturelle est respectivement de 72,2 % et 27,8 %.

Le 87Rb est largement présent dans l’environnement ; la demi-vie du 87Rb est de 4,88 x 1010 années ; le 87Rb est utilisé pour la datation parce qu’il se transforme en 87Sr stable par désintégration bêta.

Le 82Rb n’existe pas à l’état naturel, mais il est produit par la désintégration du 82Sr. Le 82Rb a une demi-vie de 1,273 min. Le 82Rb est utilisé pour la tomographie par émission de positrons du cœur.