月: 2023年5月

Qu’est-ce que le dichlorométhane ?

Le dichlorométhane est un liquide incolore à l’arôme fort et sucré.

Le dichlorométhane est également connu sous le nom de “dichlorure de méthylène” ou “chlorure de méthylène” et est parfois abrégé en DCM ou MDC. Lorsque le dichlorométhane entre en contact avec la peau, il est susceptible de provoquer une faible irritation et des lésions chimiques.

Les vapeurs ayant des propriétés anesthésiantes, l’inhalation de grandes quantités de vapeurs en peu de temps peut provoquer un empoisonnement aigu et il convient donc d’être prudent lors de leur utilisation. Le dichlorométhane est produit par la chloration du chlorure de méthyle, ainsi que par la réduction du chloroforme avec du zinc et de l’acide acétique.

Utilisations du dichlorométhane

Le dichlorométhane est largement utilisé dans l’industrie comme réfrigérant, comme agent de nettoyage pour les équipements métalliques et les circuits imprimés, comme agent moussant pour le polyuréthane, comme décapant de peinture et comme aérosol. Il s’agit également d’un solvant important qui dissout bien les substances organiques et peut donc être largement utilisé comme solvant à faible point d’ébullition nécessitant une grande pureté.

Les applications spécifiques comprennent l’utilisation comme solvant de réaction pour les polycarbonates et comme solvant pour les produits pharmaceutiques et agrochimiques. Le dichlorométhane est également utilisé comme réactif dans diverses applications, notamment dans les analyses de précision telles que la chromatographie liquide.

Il est ininflammable et moins toxique que les autres hydrocarbures halogénés et peut donc être utilisé comme alternative au trichloréthylène.

Propriétés du dichlorométhane

Le dichlorométhane est un composé dans lequel deux atomes d’hydrogène du méthane (CH4) sont remplacés par des atomes de chlore. Il a une densité de 1,3266 g/cm³, un point de fusion de -96,7°C, un point d’ébullition de 40°C, une formule chimique de CH2Cl2 et une masse molaire de 84,93.

Il est hydrolysé par l’humidité et se décompose facilement par voie photochimique dans l’air. Le dichlorométhane est un liquide incolore plus lourd que l’eau volatile. Il a une odeur aromatique et est ininflammable.

Le dichlorométhane est extrêmement soluble dans l’éthanol et l’éther diéthylique et quelque peu insoluble dans l’eau. De plus, le dichlorométhane dissout un très grand nombre de composés organiques différents.

Autres informations sur le dichlorométhane

1. Synthèse du dichlorométhane

Industriellement, le dichlorométhane est produit par la réaction radicale du méthane ou du chlorométhane (chlorure de méthyle) avec le chlore en phase gazeuse à 400-500°C. Le chlorométhane est chloré plus rapidement que le méthane et il est possible d’obtenir des mélanges dans lesquels l’atome d’hydrogène (H) du méthane est polysubstitué par un atome de chlore (Cl).

Par exemple, la réaction du méthane et du chlore en quantités équivalentes donne un rapport de 37% de chlorométhane, 41% de dichlorométhane, 19% de trichlorométhane et 3% de tétrachlorométhane. Par ailleurs, le nom conventionnel du trichlorométhane est chloroforme et celui du tétrachlorométhane est tétrachlorure de carbone. Le dichlorométhane peut être purifié à partir de ces mélanges par distillation, en éliminant le sous-produit chlorure d’hydrogène (HCl).

2. Méthodes de purification du dichlorométhane

Lorsque le dichlorométhane est utilisé comme solvant dans la synthèse organique, la déshydratation, par exemple au moyen d’un tamis moléculaire, est suffisante pour obtenir des résultats satisfaisants. Pour des expériences plus précises, il peut être purifié par distillation en utilisant, par exemple, l’hydrure de calcium (CaH2) comme agent de séchage. Toutefois, le sodium ne doit pas être utilisé comme dessiccant en raison du risque de réaction avec le dichlorométhane et d’explosion.

3. Comment stocker le dichlorométhane

Parmi les chlorures de méthane, le dichlorométhane est le plus stable. Toutefois, si des produits hautement purifiés sont stockés pendant de longues périodes, ils peuvent être oxydés et décomposés par l’oxygène et la lumière pour produire de petites quantités de chlorure d’hydrogène et de phosgène (COCl2).

C’est pourquoi des stabilisants tels que des alcools, des oléfines et des amines sont souvent ajoutés en petites quantités. Lorsqu’ils sont stockés, ils doivent être bien bouchés et protégés de la lumière.

Qu’est-ce que le cérium ?

Le cérium (en anglais : cerium) est un élément des terres rares dont le symbole est Ce et le numéro atomique 58.

Le cérium est un élément lanthanide du groupe 3 du tableau périodique. C’est l’élément de terre rare le plus abondant dans la croûte terrestre, avec une concentration massique de 0,046 %. Il se trouve principalement dans des minéraux tels que la monazite et la bastnäsite.

Ses valences sont +2, +3 et +4. Bien que le +2 soit rare, le CeI2, le CeH2 et le CeS existent également. Les sels de cérium (IV) sont rouge-orange ou jaunes, tandis que les sels de cérium (III) sont souvent blancs ou incolores. Tous deux absorbent bien les rayons UV.

Utilisations du cérium

Le cérium est utilisé commercialement grâce à ses nombreuses applications possibles. Tout d’abord, il absorbe les rayons UV et peut donc être utilisé dans les pare-brise des voitures et les lunettes de soleil anti-UV.

Les oxydes de cérium réagissent chimiquement avec le dioxyde de silicium, un composant majeur du verre, il est donc utilisés pour polir le verre. L’utilisation d’alliages avec le fer se retrouve dans les briquets et d’autres produits qui impliquent l’allumage en alliage.

Le cérium est également connu comme phosphore émettant une fluorescence bleue et peut être utilisé dans les LED et les tubes cathodiques.

Propriétés du cérium

Le cérium est un métal blanc argenté qui s’oxyde facilement à l’air, se transformant progressivement en oxyde de cérium (IV) (CeO2). Son point de fusion est de 795°C et son point d’ébullition de 3 443°C. Il s’enflamme à 160°C.

Le cérium est légèrement soluble dans l’eau et sa réaction avec l’eau chaude produit de l’hydroxyde de cérium (III). Il est soluble dans les acides et l’ammoniac. Lorsque de l’acide perhalogénique et de l’ammoniac sont ajoutés à des solutions aqueuses de lanthanides, le cérium prend une coloration brune. Le cérium est donc facilement détectable dans les mélanges de terres rares.

Le cérium réagit avec tous les halogènes. Il se dissout facilement dans l’acide sulfurique dilué, donnant lieu à une solution incolore d’ions Ce(III). Ces derniers existent sous forme de complexes tels que [Ce(OH2)9]3+.

Structure du cérium

La structure cristalline stable du cérium à température et pression ambiantes est une structure de réseau cubique à faces centrées. Au-dessus de 730°C, il forme une structure en réseau cubique à corps centré, tandis qu’à des températures plus basses, il forme une structure hexagonale empilée. Au-dessous de -150°C, il prend à nouveau une structure cubique à faces centrées.

La densité du cérium à température ambiante est de 6,770 g/cm3 et la densité du liquide au point de fusion est de 6,55 g/cm3. Sa configuration électronique est [Xe] 4f1 5d1 6s2.

Autres informations sur le cérium

1. Production de cérium

De petites quantités de ressources en cérium sont produites au Japon, mais il existe également d’importantes réserves en Chine, aux États-Unis et en Inde. Les principaux minéraux sont (Ce,La)(CO3)F (Bastnäsite) et (Ce, La, Nd, Th)PO4 (Monazite), chacun contenant un peu moins de la moitié d’oxyde de cérium. Environ 90 % de la production est raffinée à partir du minerai complexe de sous-produits de magnétite en Chine.

2. Production de cérium

La bastnäsite provenant des États-Unis est oxydée, broyée et classée par taille de particules pour être utilisée dans des abrasifs d’usage général. L’hydroxyde est extrait par l’acide chlorhydrique pour produire des composés tels que l’oxyde de cérium.

Le cérium, sous forme de métal peut être produit par réduction du calcium métal ou par électrolyse. Le ferrocérium (E : Ferrocerium) est principalement produit aux États-Unis et importé comme additif pour l’acier.

3. Isotopes du cérium

Le cérium possède quatre isotopes stables, 136Ce, 138Ce, 140Ce et 142Ce, et des isotopes radioactifs dont la masse se situe entre 119 et 157 g/mol. Parmi ces derniers, le plus abondant dans la nature est le 140Ce avec 88,48%. On estime que le 142Ce subit deux désintégrations bêta et a une demi-vie de plus de 5 x 1016 ans, mais cela n’a jamais été observé.

Vingt-sept radio-isotopes ont été identifiés, le 144Ce étant le plus stable avec une demi-vie de 284,893 jours. le 139Ce a une demi-vie de 137,640 jours et le 141Ce de 32,501 jours. Tous les autres radio-isotopes ont des demi-vies inférieures à 4 jours, la plupart inférieures à 10 minutes. De plus, il existe deux isomères nucléaires.

Qu’est-ce que le césium ?

Le césium est un liquide doux, jaunâtre-argenté lorsque la température est ambiante ou presque.

Le césium est un métal alcalin dont le symbole est Cs, son numéro atomique est le 55 et son numéro CAS 7440-46-2. Il est présent à l’état naturel en très faibles quantité sous forme de procite, associé à d’autres métaux alcalins. En tant que minéral, on le trouve dans la polsite et la logisite, ainsi que dans le mica rouge, la glauconite et la carnallite.

Il s’oxyde rapidement dans l’air et est spontanément combustible dans l’air humide. Élément le plus positif des métaux, il réagit avec l’eau pour produire de l’hydrogène, qui s’enflamme spontanément.

Le césium 137 est un isotope radioactif artificiel et l’un des produits de la fission nucléaire. Il est l’un des principaux composants des “cendres mortelles” produites par les essais d’explosion nucléaire.

Utilisations du césium

Le césium a tendance à émettre des électrons lorsqu’il est exposé à la lumière. Des alliages avec l’antimoine sont utilisés dans les phototubes et les tubes à décharge stroboscopique.

Les applications industrielles du césium se retrouvent dans les promoteurs de catalyseurs, qui améliorent considérablement la fonction d’autres catalyseurs à base d’oxyde métallique. Le nitrate de césium est utilisé comme matériau de production du verre optique dont la résistance est augmentée en immergeant le verre dans des sels de césium fondus. L’iodure de césium et le fluorure de césium absorbent les rayons X, les rayons γ et les particules élémentaires et émettent de la lumière avec un effet de scintillation. Ils sont largement utilisés pour la mesure des rayonnements et le diagnostic médical.

La période d’oscillation des micro-ondes émises par les transitions électroniques entre les niveaux d’énergie hyperfins est utilisée pour définir les secondes d’une horloge atomique au césium.

Propriétés du césium

Le césium est un métal très ductile dont le point de fusion est de 28,5°C, le point d’ébullition de 705°C et la densité de 1,873 g/mL. De tous les éléments solides à température ambiante, le césium est le plus mou et sa dureté de Mohs n’est que de 0,2. Le césium métal est très réactif et spontanément combustible dans l’air. Il réagit de manière explosive avec l’eau, même à des températures inférieures aux autres métaux alcalins.

Structure du césium

Le césium présente des polymorphes cristallins de type α-, β- et γ. À température et pression normales, comme les autres métaux alcalins, il est cubique α-Cs. Il possède alors une structure de réseau cubique centrée sur le corps, un groupe spatial Im3m et une constante de réseau a = 614 pm. Sous haute pression à 41 kbar, il subit une transition de phase vers le type β avec une structure de réseau cubique centrée sur la face et une constante de réseau a = 598 pm. À plus haute température et pression, le césium présente une structure de réseau cubique centrée sur le corps, un groupe spatial Im3m et une constante de réseau a = 614 pm. À des températures et des pressions plus élevées, le système rhomboédrique devient de type γ.

Autres informations sur le césium

1. Processus de production du césium

Le césium est principalement extrait des minerais de porcite par décomposition acide et alcaline ou par réduction directe. Il peut également être produit à partir de composés de césium dérivés des minerais, où les halogénures tels que le chlorure de césium sont réduits par le calcium ou le baryum à 700-800°C pour donner du césium métal par distillation (2CsCl+Ca→2Cs+CaCl2). Le césium peut également être obtenu par électrolyse du cyanure de césium (CsCN), par pyrolyse de l’azoture de césium (CsN3) et par réaction du dichromate de césium (Cs2Cr2O7) avec le zirconium.

2. 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, ventilé, frais et sombre.
• Manipuler uniquement en extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Manipuler et stocker sous atmosphère de gaz inerte.
• Éviter tout contact avec le phosphore, les halogènes, les alcools, l’oxygène et l’eau car ils réagissent violemment.
• 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 l’acide sulfonique ?

L’acide sulfonique est un terme générique désignant les composés organiques dans lesquels un groupe sulfonique est substitué sur le squelette carboné.

Les groupes sulfoniques sont des substituants hydrophiles, ce qui signifie que les acides sulfoniques sont solubles dans l’eau et que les solutions aqueuses sont fortement acides.

En fonction de l’hydrocarbure parent, on distingue les acides sulfoniques aliphatiques, les acides sulfoniques aromatiques et les acides sulfoniques hétérocycliques.

Les acides sulfoniques aliphatiques, par exemple, sont synthétisés par la réaction d’alcanes avec le trioxyde de soufre. Les acides sulfoniques aromatiques sont quant-à-eux obtenus par sulfonation d’hydrocarbures aromatiques avec de l’acide sulfurique fumant.

Utilisations des acides sulfoniques

Les principales utilisations des acides sulfoniques relèvent souvent de la synthèse de composés organiques tels que les colorants, les surfactants et les produits pharmaceutiques. Les composés typiques des acides sulfoniques sont énumérés ci-dessous.

• Acide méthanesulfonique : utilisé comme composant acide dans les sels pharmaceutiques et comme catalyseur acide dans les réactions de déshydratation-condensation.
• Acide benzènesulfonique : utilisé comme catalyseur acide, réactif et matière première pour la fabrication de bésylates.
• Acide p-toluènesulfonique : catalyseur acide, sous-produit de la forme ortho de la synthèse, matière première de la saccharine.
• Acide trifluorométhanesulfonique : il est environ 1000 fois plus acide que l’acide sulfurique pur. Il est donc utilisé comme catalyseur acide.

Qu’est-ce que le carbure de silicium ?

Le carbure de silicium (SiC), est composé de silicium (Si) et de carbone (C).

Il n’existe pas à l’état naturel, sauf dans les météorites. En raison de sa grande dureté et de sa résistance à l’usure, il est largement utilisé dans les abrasifs et les réfractaires. Le carbure de silicium pur est incolore et transparent, mais il est généralement noir pour un usage industriel.

Le carbure de silicium de haute pureté, en particulier, attire l’attention car il est développé en tant que matériau pour les semi-conducteurs de puissance qui surpassent les semi-conducteurs de silicium conventionnels.

Utilisations du carbure de silicium

Le carbure de silicium se caractérise par une grande dureté, une résistance à l’usure, une conductivité thermique élevée et une résistance à la corrosion. Il peut être utilisé dans les garnitures mécaniques, les arbres et autres pièces coulissantes, ainsi que dans les pièces de broyage telles que les classificateurs, et dans les pièces résistantes à la chaleur telles que les équipements d’essai à haute température et les creusets pour la fusion des métaux.

Les semi-conducteurs de puissance en carbure de silicium sont également utilisés dans les véhicules électriques hybrides (HEV).

Propriétés du carbure de silicium

Le carbure de silicium est insoluble dans l’eau. Il ne se transforme pas en liquide, se sublime à 2 545°C et se décompose thermiquement à des températures supérieures à 2 800°C. Sa dureté de Mohs est de 9.5, ce qui le place en deuxième position après le diamant et le carbure de bore. Son indice de réfraction atteint 2.65, de sorte que les grands cristaux brillent comme des miroirs.

Le carbure de silicium pur est incolore et transparent. Les produits industriels sont de couleur verte ou noire et la couleur s’estompe lorsque l’environnement de fabrication est rendu propre. La coloration du carbure de silicium est due à la pénétration d’éléments tels que l’aluminium et l’azote dans le réseau cristallin. La résistance électrique des cristaux augmente avec les couleurs claires, et le vert est utilisé comme matière première pour les éléments chauffants.

Les atomes de silicium sont plus grands que les atomes de carbone. Par conséquent, la distance interatomique augmente dans l’ordre C < SiC < Si, et la conductivité thermique devient plus faible et plus douce.

Structure du carbure de silicium

Le C et le Si du carbure de silicium appartiennent au même groupe 14 du tableau périodique. Ils sont liés de manière covalente, mais aussi ionique en raison de leur électronégativité différente. Le carbure de silicium existe donc de manière stable en tant que composé à rapport constant 1:1. La masse molaire est de 40,097 g/mol et la densité de 3,22 g/cm3.

Un atome est entouré par les autres atomes dans un arrangement tétraédrique, et il existe plus de 200 variétés, en fonction du schéma de répétition de la structure de la couche. Fondamentalement, ils sont divisés en deux types : le type α hexagonal et le type β cubique.

Des poudres de carbure de silicium de type α peuvent être produites lorsque du coke et de la pierre de silice sont chauffés à plus de 2 100 °C dans un four électrique. Le type bêta est obtenu en chauffant du noir de carbone et du silicium à 1 800 °C dans un courant d’argon.

Autres informations sur le carbure de silicium

1. Histoire du carbure de silicium

En 1891, Edward Goodrich Acheson (États-Unis) l’a produit en chauffant un mélange de coke et d’argile dans une lampe à arc au carbone. Cela a conduit à la création de la Carborundum Abrasives Co. et à sa production industrielle, qui est parfois désignée sous le nom de carborundum.

Ferdinand Frédéric Henri Moissan a découvert le carbure de silicium dans une météorite en Arizona en 1905. En minéralogie, il est également appelé moissanite.

2. Réactions du carbure de silicium

Le carbure de silicium est chimiquement inerte. Il est insoluble dans l’eau, les acides et les alcalis, ne réagit pas avec l’eau royale ou l’acide nitrique concentré chaud, ni avec N2, H2 ou CO. Il s’oxyde dans l’air à des températures supérieures à 800°C, mais SiO2 se forme à la surface et ralentit l’oxydation en tant que film protecteur ; il réagit avec Cl2 à des températures supérieures à 800°C pour former C et SiCl4 ; il réagit avec l’eau à des températures supérieures à 800°C pour former C et SiCl4.

Qu’est-ce que la diéthylènetriamine ?

La diéthylènetriamine est un composé organique dont la formule chimique est C4H13N3 et la formule caractéristique HN(CH2CH2NH2)2.

Elle est classée parmi les amines primaires et est également connue sous le nom de 2,2′-iminodiethylamine, 2,2′-diaminodiethylamine, bis(2-aminoethyl)amine, etc. Le numéro d’enregistrement CAS est 111-40-0.

Ses propriétés chimiques sont similaires à celles de l’éthylènediamine et elle sert dans des utilisations également similaires. Le squelette moléculaire est parfois considéré comme semblable à celui du diéthylène glycol.

Utilisations de la diéthylènetriamine

Les principales utilisations de la diéthylènetriamine comprennent les agents de mouillage et de renforcement du papier, les agents de durcissement des résines époxy, les agents chélateurs, les résines échangeuses d’ions, les agents de traitement des fibres et les matériaux synthétiques organiques. Parmi ces utilisations, les renforçateurs humides du papier sont celles qui en consomment le plus.

Ils sont utilisés dans les résines polyamides, qui sont synthétisées en faisant réagir la diéthylènetriamine avec de l’acide adipique et en ajoutant de l’épichlorhydrine. Les agents de traitement des textiles comprennent des produits tels que les agents antirides, les surfactants et les agents fixateurs de teinture.

La substance est également utilisée dans des usages liés aux pesticides telles que les fongicides, les insecticides et les herbicides. Les adhésifs à base de résine époxy et les agents de durcissement des résines thermodurcissables sont des utilisations particulièrement connues. Ces produits reposent sur le principe selon lequel la diéthylènetriamine réagit avec les groupes époxydes pour former une structure réticulée.

Propriétés de la diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine a un poids moléculaire de 103,17, un point de fusion de -39,0°C et un point d’ébullition de 204,1°C. Son aspect à température ambiante est celui d’un liquide visqueux incolore à jaune. Il a une odeur d’amine.

La substance est extrêmement soluble dans l’eau ainsi que dans l’éthanol et l’acétone. Elle est aussi soluble dans les solvants polaires mais pas dans les hydrocarbures simples. Sa densité est de 0,955 g/mL. C’est une base faible et les solutions aqueuses sont faiblement alcalines.

Types de diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine est une substance principalement vendue comme produit réactif pour la recherche et le développement. Les contenances sont de 5 ml, 25 ml, 100 ml, 1 l, 2,5 l et 18 l.

Elle est sont généralement disponible dans des volumes faciles à manipuler en laboratoire, mais aussi dans des volumes relativement importants. Elle peut ainsi être considérée comme des produits réactifs bon marché. Elle généralement fournie sous forme de produits réactifs pouvant être conservés à température ambiante.

Autres informations sur la diéthylènetriamine

1. La synthèse de la diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine peut être synthétisée par la réaction du 1,2-dichloroéthane avec l’ammoniac ou par la réaction de la monoéthanolamine et de l’ammoniac sous catalyse hydrogénée. Industriellement, la diéthylènetriamine est un sous-produit de la production d’éthylènediamine à partir du 1,2-dichloroéthane.

2. Les réactions chimiques de la diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine réagit avec les groupes époxydes pour devenir N-alkylée et former des liaisons transversales. Cette réaction est couramment utilisée dans les agents de durcissement tels que les adhésifs à base de résine époxy.

La diéthylènetriamine est également utilisée comme ligand pour les complexes métalliques dans la chimie de coordination. Par exemple, elle se coordonne en tant que ligand tridenté, comme dans Co(Dien)(NO2)3.

3. Les informations toxicologiques sur la diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine est une substance dont les propriétés dangereuses sont reconnues. Plus précisément, les dangers suivants sont mentionnés dans la classification du SGH.

• Toxicité aiguë (orale) : catégorie 4
• Toxicité aiguë (voie cutanée) : catégorie 3
• Toxicité aiguë (inhalation : vapeur) : catégorie 2
• Corrosion/irritation cutanée : catégorie 1A
• Lésions oculaires graves/irritation oculaire : catégorie 1
• Sensibilisation respiratoire : catégorie 1
• Sensibilisation cutanée : catégorie 1
• Toxicité pour la reproduction : classe 1B

4. Les informations réglementaires sur la diéthylènetriamine

La diéthylènetriamine est une substance réglementée par la loi en raison des dangers mentionnés ci-dessus. En vertu de la loi sur la santé et la sécurité au travail, elle est désignée comme une substance toxique qui doit être étiquetée et notifiée par son nom.

Elle est également désignée comme substance chimique de surveillance de classe 2 en vertu de la loi sur le contrôle des substances chimiques, comme liquide inflammable de classe 4 et liquide soluble dans l’eau de classe 3 en vertu de la loi sur les services d’incendie. Elle est également désignée comme substance chimique de classe 1 en vertu de la loi sur les registres des rejets et transferts de polluants (PRTR). Ces lois et règlements doivent être respectés et manipulés correctement.

Qu’est-ce que le cyanure de sodium ?

Le cyanure de sodium (anglais : sodium cyanide) est un solide blanc, soluble dans l’eau, à l’odeur caractéristique.

La formule chimique du cyanure de sodium est NaCN, son poids moléculaire est 49,0072 et son numéro d’enregistrement CAS est 143-33-9. Il est également connu sous le nom de soude cyanurée.

Il réagit avec les acides pour produire du cyanure d’hydrogène (gaz cyanure, formule moléculaire HCN). Le cyanure d’hydrogène est très toxique et figure sur la liste des substances toxiques de la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères (Poisonous and Deleterious Substances Control Act).

Propriétés du cyanure de sodium

Le cyanure de sodium a un point de fusion de 564°C, un point d’ébullition de 1 496°C et une densité de 1,595 g/cm3. Le cyanure de sodium est facilement soluble dans l’eau et les solutions aqueuses sont fortement alcalines. Il est également soluble dans l’ammoniac, le méthanol et l’éthanol, et légèrement soluble dans le DMF et le dioxyde de soufre.

Utilisations du cyanure de sodium

Le cyanure de sodium est utilisé pour le placage des métaux et d’autres matériaux, car il génère du cyanure d’hydrogène lorsqu’il réagit avec des acides. Il est également largement utilisé pour la trempe de l’acier, la métallurgie de l’or et de l’argent, la production d’intermédiaires dans la synthèse organique, la production de cyanure et de sels complexes de cyanure, et comme produit chimique agricole.

Lorsqu’il est appliqué comme pesticide, l’ingrédient actif est rapidement décomposé en dioxyde de carbone et en ammoniac. En outre, le cyanure de sodium n’est pas osmotiquement transférable, de sorte qu’il n’y a pas de transfert vers le corps de la culture.

Les bains alcalins de cyanure de cuivre et de pyrophosphate de cuivre présentent d’excellentes propriétés d’électrodéposition uniforme et sont largement utilisés à cette fin. Les bains de cyanure de cuivre sont utilisés pour le placage comme base pour les pièces moulées sous pression en zinc et en aluminium avec des géométries complexes.

Le cyanure de sodium est hautement toxique et est utilisé pour tuer ou étourdir rapidement les insectes, par exemple en les recueillant dans des bocaux utilisés par les entomologistes.

Autres informations sur le cyanure de sodium

1. Processus de production du cyanure de sodium 

Le cyanure de sodium est produit en traitant le cyanure d’hydrogène avec de l’hydroxyde de sodium. En solution aqueuse, il est ionisé en ions cyanure et sodium.
　HCN+NaOH → NaCN+H2O
Auparavant, il était préparé par le procédé Kastner, dans lequel l’amide de sodium réagit avec le carbone à des températures élevées.
　NaNH2+C→NaCN+H2

2. La réaction du cyanure de sodium

La réaction de cyanuration de l’or, également connue sous le nom de procédé au cyanure, est la principale technique d’extraction de l’or à partir de minerais à faible teneur. La méthode exploite la forte affinité de l’or pour le cyanure afin d’oxyder et de dissoudre l’or en présence d’air (oxygène) et d’eau pour produire du dicyanoferrate de sodium.
　4Au+8NaCN+O2+2H2O→4Na[Au(CN)2]+4NaOH
De même, le cyanure de potassium (KCN) produit du dicyanogoldate de potassium (KAu(CN)2).

3. Précautions de manipulation et de stockage

Les précautions de manipulation et de stockage sont les suivantes :

• Les récipients de stockage doivent être conservés dans un endroit frais, sombre et bien ventilé.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Porter des gants de protection, des lunettes de protection, des vêtements de protection et des masques de protection lors de l’utilisation.
• Éviter le contact avec les solutions aqueuses car elles sont basiques et réagissent violemment avec les acides.
• Éviter tout contact avec le dioxyde de carbone et l’humidité de l’air ou avec les acides, l’eau et les carbonates alcalins, car ils produisent du cyanure d’hydrogène gazeux toxique.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas d’inhalation, se déplacer à l’air frais, se reposer dans une position confortable pour respirer et contacter un médecin.
• En cas de contact avec la peau, laver abondamment à l’eau et au savon et consulter un médecin.
• En cas de contact avec les yeux, laver prudemment avec de l’eau pendant plusieurs minutes.

Qu’est-ce que le cyclopentane ?

Le cyclopentane est un composé organique dont la formule chimique est : C5H10, le poids moléculaire : 70,13 et le numéro d’enregistrement CAS : 287-92-3.

Le cyclopentane est un liquide clair, incolore à presque incolore, à l’odeur caractéristique. Son point de fusion/congélation est de -94°C, son point d’ébullition ou de première distillation et son intervalle d’ébullition de 49°C. Il est pratiquement insoluble dans l’eau et extrêmement soluble dans l’éthanol et l’acétone.

Utilisations du cyclopentane

1. Agent moussant

Le cyclopentane est utilisé comme solvant pour l’éther de cellulose et comme agent moussant pour les résines telles que la mousse de polyuréthane rigide utilisée dans l’isolation des logements.

2. Essence à indice d’octane élevé

Des résultats expérimentaux ont également montré que le cyclopentane, lorsqu’il est ajouté à l’essence, contribue à la réduction des substances toxiques dans les gaz d’échappement des véhicules et à l’amélioration de l’indice d’octane, qui est lié à l’efficacité des moteurs des véhicules.

L’indice d’octane est une mesure du degré de résistance au cliquetis du moteur. On sait depuis longtemps que les alcanes en chaîne sont plus susceptibles de provoquer des cognements que les composés hautement ramifiés. L’alcane cyclique cyclopentane a un indice d’octane plus élevé que le pentane de même nombre de carbone.

3. Solvant de distillation azéotropique

Le cyclopentane est également utilisé dans la distillation pour séparer les mélanges azéotropiques. L’azéotropie est le phénomène par lequel un mélange de deux liquides ayant des points d’ébullition différents bout sans changer de composition.

Il est difficile d’extraire des substances pures d’un mélange azéotropique en utilisant les méthodes de distillation habituelles. Par conséquent, un nouveau mélange azéotropique est créé en ajoutant un solvant différent de celui des composants d’origine et distillé de manière à ce que son point d’ébullition soit inférieur au point d’ébullition d’origine, de sorte que les composants purs demeurent. Cette méthode est appelée distillation azéotropique.

Propriétés du cyclopentane

1. Structure du cyclopentane

Le cyclopentane fait partie des hydrocarbures saturés à squelette carboné de structure cyclique, appelés cycloalcanes ou hydrocarbures alicycliques. Le terme “saturé” signifie que toutes les liaisons entre les atomes de carbone sont des liaisons saturées (liaisons simples).

La formule générale des cycloalcanes est (CH2)n ou CnH2n et leur structure squelettique est représentée par un polygone. La structure du squelette du Cyclopentane est pentagonale.

2. Stabilité des cyclopentanes

Les cycloalcanes ont trois carbones ou plus, mais les cyclopropanes à trois carbones et les cyclobutanes à quatre carbones sont chimiquement instables et ont tendance à ouvrir leur structure cyclique pour former des alcanes en chaîne. Cela est dû à la distorsion des angles de liaison des liaisons carbone.

Les angles de liaison des cyclopropanes (triangles équilatéraux) et des cyclobutanes (carrés) sont sensiblement différents – 60° et 90° respectivement – de l’angle de liaison typique du carbone, qui est de 109°. De telles distorsions angulaires sont un élément d’instabilité et entraînent une rupture facile des liaisons.

En revanche, le cyclopentane (pentagonal) présente un angle de liaison de 108° et presque aucune déformation angulaire. En raison du nombre élevé d’hydrogènes, il présente des déformations de torsion et une conformation courbée, mais il est chimiquement stable.

Autres informations sur le Cyclopentane

Comparaison avec le pentane

Contrairement aux cycloalcanes cycliques, les hydrocarbures saturés en forme de chaîne sont des alcanes. Les propriétés physiques et chimiques des cycloalcanes sont très semblables à celles des alcanes en chaîne.

L’alcane à chaîne de cinq carbones est le pentane. Le pentane et le cyclopentane sont tous deux liquides à température ambiante et inflammables (inflammable). Tous deux subissent également des réactions de substitution lorsqu’ils sont exposés à la lumière et que l’on y ajoute du chlore.

Qu’est-ce que l’acide salicylique ?

L’acide salicylique est un composé utilisé comme traitement topique des affections cutanées et comme médicament analgésique par voie orale.

Toutefois, s’il est pris tel quel, l’acide salicylique peut provoquer une péritonite en raison d’effets secondaires gastro-intestinaux. Il s’agit d’un bêta-hydroxyacide et d’une des hormones végétales.

L’acide salicylique est relativement facile à synthétiser chimiquement. Il est également largement présent dans la nature, notamment dans les cypéracées. Il est également présent sous forme de salicylate de méthyle, un ester de l’acide salicylique, dans les huiles essentielles de plantes telles que l’huile de gaulthérie et l’huile de bouleau.

Utilisations de l’acide salicylique

L’acide salicylique possède des propriétés bactéricides, anti-inflammatoires, analgésiques et adoucissantes pour la peau. C’est pourquoi il est souvent utilisé dans le domaine pharmaceutique, principalement comme agent topique pour les maladies de la peau. L’acide acétylsalicylique, un dérivé de l’acide salicylique, peut également être largement utilisé comme médicament analgésique par voie orale, car il conserve l’effet analgésique de l’acide salicylique mais présente moins d’effets secondaires lorsqu’il est pris par voie interne.

De plus, il est également utilisé dans les nettoyants pour le visage à des fins d’exfoliation, comme intermédiaire de teinture et comme antiseptique. Dans le passé, il était également utilisé comme conservateur dans les aliments, mais il n’est actuellement pas autorisé en tant qu’additif alimentaire.

Propriétés de l’acide salicylique

L’acide salicylique est solide à température et pression ambiantes et se présente sous la forme d’un cristal incolore en forme d’aiguille ayant tendance à se sublimer. Son point de fusion est de 159°C, son point d’ébullition à 2,6 kPa est d’environ 211°C et son point d’éclair est de 157°C et 545°C respectivement.

Il est soluble dans l’éthanol et l’éther et insoluble dans l’eau. Il est inodore et a un léger goût acide.

Structure de l’acide salicylique

L’acide salicylique a une structure dans laquelle un atome d’hydrogène du benzène est remplacé par un groupe carboxy et un atome d’hydrogène en position orthogonale du groupe carboxy est remplacé par un groupe hydroxyle.

La formule chimique est C7H6O3 et la masse molaire est de 138,12 g/mol. La formule spécifique est HOC6H4COOH et la densité est de 1,443 g/cm3.

Autres informations sur l’acide salicylique

1. Méthode de synthèse de l’acide salicylique

L’acide salicylique a une structure chimique relativement simple, de sorte qu’il n’est pas nécessaire de l’extraire du saule et que sa synthèse totale est simple. Industriellement, l’acide salicylique est libéré en faisant réagir le phénoxyde de sodium avec du dioxyde de carbone à haute température et sous pression, puis en ajoutant de l’acide sulfurique ou de l’acide chlorhydrique.

Le processus de production de l’acide salicylique par cette série de réactions est connu sous le nom de réaction de Kolbe-Schmitt. En revanche, la réaction du phénoxyde de potassium avec le dioxyde de carbone dans les mêmes conditions peut introduire un groupe carboxy en position para.

L’acide para-hydroxybenzoïque est formé dans environ 90 % des réactions. Les esters méthyliques et les esters butyliques sont connus sous le nom de parabènes et sont utilisés comme conservateurs.

2. Réaction de l’acide salicylique

L’acide salicylique, qui possède un groupe hydroxyle phénolique, subit une réaction de couleur bleue à violet rougeâtre avec une solution aqueuse de chlorure ferrique. La réaction avec l’anahydride acétique entraîne une acétylation pour former l’acide acétylsalicylique. L’acide acétylsalicylique est l’un des analgésiques antipyrétiques typiques.

Il s’agit d’un médicament synonyme d’anti-inflammatoire non stéroïdien qui a des effets anti-inflammatoires, antipyrétiques, analgésiques et antiplaquettaires.

3. Actions de l’acide salicylique

L’une des actions de l’acide salicylique est l’activation de la protéine kinase activée par l’AMP (EG : 5′ adénosine monophosphate-activated protein kinase). Cela expliquerait certains des effets de l’acide salicylique et de l’aspirine.

4. Métabolisme de l’acide salicylique

L’acide salicylique administré à l’homme peut être excrété directement par les reins dans l’urine sans être métabolisé. Même lorsque le taux d’acide salicylique est élevé dans le sang humain, par exemple en cas d’intoxication par de fortes doses d’acide acétylsalicylique, il est toujours possible d’excréter de grandes quantités d’acide salicylique dans l’urine.

L’excrétion d’acide salicylique dans l’urine est particulièrement élevée lorsque le pH de l’urine tend vers le côté alcalin. Si l’acide salicylique est présent dans l’urine en quantité supérieure à 50 µg/ml, une réaction colorée se produit avec une solution de chlorure ferrique.