月: 2023年5月

Qu’est-ce que le chlorobenzène ?

Le chlorobenzène est un halogénure aromatique dans lequel un hydrogène du cycle benzénique est remplacé par du chlore.

Il était autrefois connu sous le nom de “chlorobenzol” et ce nom est encore parfois utilisé. Le terme “chlorobenzène” fait généralement référence à la forme monosubstituée, le monochlorobenzène.

Le chlorobenzène est un liquide incolore utilisé dans une grande variété d’utilisation en tant que matière première intermédiaire pour de nombreux composés organiques. Il est principalement disponible comme matière première pour l’éther diphénylique et le chloronitrobenzène. 

Utilisations du chlorobenzène

Le chlorobenzène est utilisé comme matière première pour les composés organiques, les intermédiaires pharmaceutiques et les intermédiaires de teinture. Sa réactivité dans les réactions de substitution électrophile est plus élevée que celle du benzène. Cela fait de lui une matière première très utile pour de nombreux composés.

Le chlorobenzène était autrefois utilisé en grandes quantités comme matière première pour le DTT (dichlorodiphényl trichloroéthane), un insecticide organochloré. Il a également été activement utilisé au Japon comme produit de quarantaine contre les poux, mais le DTT est aujourd’hui interdit en tant que polluant de l’environnement.

Propriétés du chlorobenzène

Le chlorobenzène a un point de fusion de -45,2°C, un point d’ébullition de 131°C et un point d’éclair de -19°C.

La dose létale moyenne (DL50) est de 2,9 g/kg, ce qui indique une toxicité faible à modérée. Une limite d’exposition admissible de 75 ppm (350 mg/m3) a été établie comme moyenne pondérée sur 8 heures pour les travailleurs le manipulant.

Structure du chlorobenzène

Le chlorobenzène fait partie de la famille des halogénures d’aryle. Son poids moléculaire est de 112,56, sa formule chimique est C6H5Cl, sa densité est de 1,1066 à 20°C et son indice de réfraction (nD) est de 1,525.

Autres informations sur le chlorobenzène

1. La synthèse du chlorobenzène

Le chlorobenzène a été synthétisé pour la première fois en 1851 par la réaction du pentachlorure de phosphore avec le phénol. En 2014, la présence de chlorobenzène a été signalée dans des roches martiennes.

Il est aujourd’hui synthétisé industriellement par la réaction de substitution du benzène par le chlore, en utilisant le fer ou le chlorure de fer comme catalyseur. Au fur et à mesure de la substitution par le chlore, du dichlorobenzène peut être produit. Toutefois, il peut être facilement séparé par refroidissement et recristallisation.

En laboratoire, il peut être synthétisé à partir de l’aniline via le chlorure de benzènediazonium en utilisant la réaction de Zandmeyer. Il s’agit une réaction chimique permettant d’obtenir des halogénures d’aryle à partir d’ions diazonium aromatiques en utilisant des sels de cuivre comme catalyseurs.

2. La réaction du chlorobenzène

La nitration du chlorobenzène produit un mélange de 2-nitrochlorobenzène et de 4-nitrochlorobenzène. Ces mononitrochlorobenzènes peuvent être séparés et utilisés dans des réactions de substitution nucléophile pour le chlorure, respectivement. Par exemple, le 2-nitrochlorobenzène est converti par l’hydroxyde de sodium, le méthoxyde de sodium, le disulfure de sodium et l’ammoniac en 2-nitrophénol, 2-nitroanisole, bis(2-nitrophényl)disulfure et 2-nitroaniline.

Une méthode de synthèse du phénol consiste à chauffer le chlorobenzène, obtenu par chloration du benzène, avec une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium à des températures élevées. Cette réaction produit du chlorure de sodium comme sous-produit. Toutefois, le procédé au cumène est souvent utilisé pour la production industrielle de phénol.

Qu’est-ce que l’acide chlorosulfonique ?

L’acide chlorosulfonique (anglais : Sulfuric chlorohydrin) est un composé inorganique dont la formule chimique est HSO3Cl ou SO2Cl(OH).

Il est également appelé “chlorure sulfurique” ou “chlorotrioxosulfate d’hydrogène”. Son poids est de 116,52 g/mol, son point de fusion de -80 °C, sa densité de 1,753 g/cm3 et son numéro CAS est le 7790-94-5. À température et pression ambiantes, il s’agit d’un liquide huileux trouble, incolore à jaune pâle, ayant une forte odeur piquante.

Utilisations de l’acide chlorosulfonique

L’acide chlorosulfonique est utilisé comme agent sulfonant dans les matières premières des détergents synthétiques, les produits pharmaceutiques et les colorants. Il a diverses utilisations et est consommé en grandes quantités au Japon.

1. Comme réactif en chimie organique

L’acide chlorosulfonique est principalement utilisé comme réactif dans les réactions de sulfonation. La sulfonation est une réaction dans laquelle un atome d’hydrogène d’un composé organique est remplacé par un groupe sulfo. On utilise généralement de l’acide sulfurique, de l’acide sulfurique fumant ou de l’acide acétylsulfurique. Toutefois, l’acide chlorosulfonique est particulièrement utile comme réactif de sulfonation pour les composés avec lesquels il est difficile de réagir.

La raison en est que l’atome de chlore lié à l’atome de soufre est éliminé sous forme d’ion chlorure dans la réaction de sulfonation. Cependant, cette réaction de substitution se déroule rapidement car l’ion chlorure est très stable et constitue un excellent groupe de départ.

D’autres raisons sont le coût moins élevé de l’utilisation de l’acide chlorosulfonique et le fait que la réaction de sulfonation intense avec celui-ci produit une variété de sous-produits inutiles, qui peuvent être supprimés. L’inconvénient est toutefois que la réactivité est très élevée et doit être contrôlée.

L’introduction de groupes sulfo est très importante dans de nombreux détergents neutres, car ils sont de charge neutre avec des groupes sulfo et des amines quaternaires aux deux extrémités. De nombreux colorants ont également des groupes sulfo dans leurs molécules. La réaction de sulfonation est donc un processus important dans la fabrication des détergents et des colorants neutres. Ainsi, l’acide chlorosulfonique est une matière première dans la fabrication des détergents et des colorants neutres.

2. Autres

Comme il réagit avec l’eau pour former une fumée blanche d’acide chlorhydrique et sulfurique, il est également utilisé comme matière première pour les écrans de fumée utilisés dans les milieux militaires. Il est pulvérisé dans les gaz d’échappement des bombardiers furtif. Il permet d’y adsorber l’humidité afin de réduire la formation de nuages d’avion à partir des gaz d’échappement des moteurs.

Propriétés de l’acide chlorosulfonique

L’acide chlorosulfonique est une substance très réactive qui réagit violemment avec l’eau et l’éthanol. Lorsqu’il réagit avec l’eau, il se décompose pour produire de l’acide sulfurique et de l’acide chlorhydrique. Il est également très hygroscopique et dégage des fumées dans l’air.

Il est donc important de choisir un solvant non nucléophile lors de sa dissolution dans un solvant. Il est soluble dans le chloroforme, le dichlorométhane et la pyridine. Toutefois, on sait qu’il est insoluble dans le disulfure de carbone et le tétrachlorure de carbone.

Autres informations sur l’acide chlorosulfonique

1. Synthèse de l’acide chlorosulfonique

L’acide chlorosulfonique peut être synthétisé par la réaction du pentachlorure de phosphore avec l’acide sulfurique concentré. Il peut également l’être en faisant réagir du trioxyde de soufre avec de l’acide chlorhydrique.

2. Dangers de l’acide chlorosulfonique

L’acide chlorosulfonique est classé comme substance nocive en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives. Il est très corrosif et provoque de graves lésions chimiques lorsqu’il entre en contact avec la peau. Il doit donc être manipulé avec précaution. Il est très irritant non seulement pour la peau mais aussi pour les yeux . S’il est ingéré, il peut causer de graves dommages aux organes internes.

En cas de contact avec la peau, il est important de se laver immédiatement et abondamment à l’eau. En cas d’ingestion, il convient de consulter immédiatement un médecin.

S’il est laissé à l’air, il réagira avec l’humidité de l’air pour produire du chlorure d’hydrogène et de l’acide sulfurique dangereux. Le chlorure d’hydrogène en particulier est très volatil, il faut donc le stocker avec précaution. Lors de la manipulation, il convient de porter des blouses blanches, des vêtements de protection, des gants en caoutchouc et des lunettes de sécurité.

Qu’est-ce que le gallium ?

Le gallium est un métal mou, inodore et de couleur blanc argenté.

Le symbole élémentaire du gallium est Ga, son numéro atomique est 31 et son numéro d’enregistrement CAS est le 7440-55-3. Il a été découvert en 1875 par le chimiste français Paul Beaudrin. Il est largement répandu dans la nature et se trouve à l’état de traces dans des minéraux tels que la bauxite et la germanite, qui sont des minerais d’aluminium.

Utilisations du gallium

Le gallium est utilisé comme matériau semi-conducteur parce qu’il  un semi-conducteur composé comme l’arséniure de gallium (GaAs, communément appelé galliarsenic), un composé avec l’arsenic. L’arséniure de gallium est utilisé dans des produits électroniques tels que les imprimantes laser, les superordinateurs et les téléphones portables.

Le nitrure de gallium (GaN) est un composé de gallium et d’azote. Il est également utilisé dans les diodes électroluminescentes (DEL) bleues. On retrouve ces dernières dans les disques Blu-ray, les ampoules LED et les nouveaux types de feux de circulation.

Propriétés du gallium

Le point de fusion du gallium est de 29,8°C et son point d’ébullition de 2 403°C. Il existe à l’état solide ou liquide à température ambiante et sa densité est de 5,91 g/cm3 à l’état solide. Parmi les métaux, le faible point de fusion du gallium est sa caractéristique la plus connue. Il est antimagnétique à l’état solide, mais paramagnétique à l’état liquide, avec une susceptibilité magnétique de 2,4×10-6 à 40°C.

Structure du gallium

Contrairement à d’autres métaux, le gallium ne cristallise dans aucune des structures cristallines simples. Les phases stables à la pression ambiante sont α-, β-, γ- et δ-gallium. Celles-ci se forment dans différentes conditions, et Ga-II, Ga-III et Ga-IV, se forment à haute pression.

1. Structure du α-gallium

Le α-gallium est un polymorphe du gallium qui existe dans des conditions normales. Il possède une structure orthorhombique avec huit atomes dans le réseau unitaire. La distance entre les atomes les plus proches est de 244 pm, et 39 pm supplémentaires séparent les six atomes voisins. Cette structure instable et peu symétrique serait à l’origine du faible point de fusion du gallium.

2. Autres polymorphes

D’autres formes cristallines du gallium peuvent être obtenues par cristallisation à partir de gallium liquide surfondu. Au-dessus de -16,3 °C, il se forme du β-gallium monoclinique avec une structure en zigzag des atomes de gallium. En revanche, au-dessus de -19,4 °C, du δ-gallium triclinique avec une structure cristalline similaire à celle de l’α-bore, avec 12 atomes de gallium disposés de manière déformée . À -35,6 °C, il se forme du γ-gallium orthorhombique, dont la structure est similaire à celle du γ-boron, avec sept atomes de gallium disposés en anneau et interconnectés par des atomes disposés en chaîne linéaire au milieu.

Autres informations sur le gallium

Comment le gallium est-il produit ?

Le gallium n’est produit que comme sous-produit lors du traitement de minerais d’autres métaux et sa principale matière première est la bauxite, le principal minerai d’aluminium. Toutefois, il peut également être extrait du minerai de sulfure de zinc. Dans la méthode Beyer, le gallium s’accumule dans une solution d’hydroxyde de sodium au cours du processus de transformation de la bauxite en alumine. De ce fait, le gallium métal peut être obtenu par électrolyse après l’utilisation d’une résine échangeuse d’ions. Pour les utilisations dans le domaine des semi-conducteurs, le gallium est encore purifié par le procédé de fusion par zone ou par l’extraction d’un seul cristal à partir de la fusion. Des degrés de pureté très élevés, tels que 99,9999 %, sont couramment atteints et disponibles dans le commerce.

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.
• L’utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Éviter tout mélange avec des acides, des alcalis, des agents oxydants et des halogènes.
• Ne pas l’utiliser sur des composants susceptibles d’entrer en contact avec des métaux, en particulier l’aluminium, car ils se corroderaient.
• 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, la rincer immédiatement à l’eau.
• En cas de contact avec les yeux, les rincer soigneusement à l’eau pendant plusieurs minutes.

Qu’est-ce que le potassium ?

Le potassium est un élément de numéro atomique 19 et un métal alcalin du genre 1.

Il a été isolé pour la première fois en 1807 par le chimiste anglais Humphry Davy. Il s’agit d’un élément essentiel à la croissance des plantes et constitue, avec l’azote et le phosphore, l’un des trois éléments principaux des engrais.

Il fait également partie des minéraux nécessaires au corps humain et régule la pression osmotique des fluides intracellulaires. En raison de son extrême réactivité, il existe dans la nature sous forme de composés et non en tant que substance unique.

Utilisations du potassium

Le potassium forme des sels avec toutes les substances et ses sels de potassium sont largement utilisés. Par exemple, le sulfate (sulfate de potassium) et le chlorhydrate (chlorure de potassium) sont utilisés comme engrais potassiques, tandis que le nitrate (nitrate de potassium) sert à fabriquer du savon.

Les carbonates (carbonate de potassium) peuvent être utilisés pour fabriquer du verre (par exemple, des tubes cathodiques, du verre optique) et de la saumure. On l’utilise également pour fabriquer des plaques photographiques (bromure de potassium), des feux d’artifice et des allumettes (chromate de potassium et chlorate de potassium).

Propriétés du potassium

Le potassium est un métal mou. Avec une densité de 0,86, il est plus léger que l’eau et vient juste après le lithium en termes de densité. Son point de fusion est de 63,7°C et son point d’ébullition de 774°C. Sa réaction à la flamme est violet pâle.

Il est moins réactif que le rubidium et le césium, qui ont une électronégativité plus faible. Il est cependant plus réactif que le lithium et le sodium, qui ont une électronégativité plus élevée. Il est rapidement oxydé par l’air, devenant gris, et réagit violemment avec l’eau et les éléments halogènes.

Le potassium métal doit donc être stocké dans des hydrocarbures tels que l’huile minérale ou la paraffine, ou dans l’argon, dans des ampoules de verre remplies.

La réaction avec les alcools produit des alcoxydes, qui peuvent réagir avec l’hydrogène à haute température pour donner de l’hydrure de potassium. Il est très soluble dans l’eau et l’ammoniac liquide.

Structure du potassium

Le symbole élémentaire du potassium est K et son poids atomique est de 39,10. Il s’agit d’un métal blanc argenté qui présente une structure cubique centrée sur le corps à température et pression normales.

Sa configuration électronique est [Ar] 4s1, et lorsqu’un électron est émis, il présente la même configuration électronique stable de type gaz noble que l’argon. L’énergie de première ionisation étant faible (418,8 kJ/mol), il est facile de perdre un électron et de devenir un cation (K+). L’énergie de seconde ionisation est très élevée, 3052 kJ/mol, car la perte de deux électrons rompt la configuration électronique de type gaz rare. D’autre part, l’ion alcalide K- est également connu.

Le potassium possède 24 isotopes connus. Le plus courant est le 39K. Les 40K et 41K existent également à l’état naturel. Les 39K et 41K sont des isotopes stables, tandis que le 40K est un isotope radioactif dont la demi-vie est longue (1,250 x 109 ans).

Autres informations sur le potassium

1. Potassium à l’état naturel

Le potassium en lui-même n’est pas produit naturellement. Cependant, sous la forme d’une grande variété de composés, le potassium constitue environ 2,6 % de la croûte terrestre. Cela en fait le septième élément le plus abondant dans la croûte terrestre.

Les ressources en potassium pour les matières premières industrielles sont principalement extraites sous forme de chlorure de potassium.

2. Production de potassium

Le potassium métallique pur est obtenu par électrolyse de l’hydroxyde de potassium. Les sels de potassium peuvent également être extraits à partir de minerais riches en potassium tels que la carnallite, la langbeinite, la polyhalite et le sel gemme de potasse. Ces sels sont séparés des composés de magnésium et de sodium.

La mer est une autre source importante de potassium. Toutefois, sa teneur en potassium est très faible par rapport au sodium. La raison en est que le potassium est adsorbé par le sol et absorbé par les plantes.

3. Dangers du potassium métallique

Le potassium métallique réagit violemment avec l’eau et possède suffisamment de chaleur pour enflammer l’hydrogène produit. En présence d’oxygène, il est également dangereux car il peut exploser.

Les fines particules de potassium s’enflamment dans l’air et le métal en vrac s’enflamme également lorsqu’il est chauffé. Lors de la manipulation du potassium métallique, il convient donc de prévoir une protection complète des yeux et de la peau, ainsi qu’une barrière antidéflagrante.

Qu’est-ce que le cadmium ?

Le cadmium est un élément métallique portant le numéro d’élément 48. Il est largement présent dans l’environnement naturel, notamment dans les minéraux et le sol.

Le cadmium est réparti dans la croûte terrestre et est libéré dans l’environnement par des phénomènes naturels tels que l’altération des roches. De ce fait, on en trouve à l’état naturel dans le sol et dans l’eau. Chimiquement similaire au zinc, le cadmium n’est pas présent seul mais en association avec des minéraux de zinc, en particulier la sphalérite (ZnS) et la rhyozincite (ZnCO3). Divers aliments et eaux contiennent des traces de cadmium, car il est absorbé dans le sol et l’eau au cours de la croissance des plantes ainsi que des animaux.

La consommation d’aliments à forte teneur en cadmium pendant plusieurs années peut entraîner un dysfonctionnement des reins.

Utilisations du cadmium

Le cadmium est un métal à l’éclat blanc argenté, très ductile et facile à traiter. En tant que métal, il est utilisé comme matériau d’alliage, pour la galvanoplastie du fer et d’autres métaux, pour les plaques d’électrodes des batteries d’accumulateurs, pour les barres de contrôle des réacteurs nucléaires, pour les soudures, pour les soudures à l’argent et pour les tubes cathodiques des téléviseurs.

En tant que composé, le jaune de cadmium est utilisé comme matière première pour les pigments, par exemple dans “Les Tournesols” de Van Gogh. On le retrouve également dans les catalyseurs, les batteries, les stabilisateurs de résine de chlorure de vinyle et comme agent colorant pour les céramiques.

Propriétés du cadmium

Le cadmium a un poids atomique de 112,411, un point de fusion de 321 °C et un point d’ébullition de 765 °C. Il a un poids spécifique de 8,65 à 25 ºC et est insoluble dans l’eau. Il serait présent dans les eaux fluviales non polluées à des niveaux de 0,02-0,1 µg/L et dans l’eau de mer à des niveaux de 0,05-0,11 µg/L. Sa structure cristalline est hexagonale.

Autres informations sur le cadmium

1. Composés du cadmium

Les composés du cadmium comprennent :

Oxyde de cadmium (CdO)
Il s’agit d’un solide brun dont le poids moléculaire est de 128,41, la densité de 8,15 et le numéro CAS de 1306-19-0. Les applications comprennent les additifs de bain de cadmium, les pigments, les catalyseurs et les piles alcalines.

Chlorure de cadmium (CdCl2)
Il s’agit d’un solide dont le poids moléculaire est de 183,32, le point de fusion 568 °C et le numéro CAS de 10108-64-2. Il est utilisé pour le placage et la catalyse.

Sulfate de cadmium (CdSO4)
Il s’agit d’un solide blanc dont le poids moléculaire est de 209,47, la densité de 4,691, le point de fusion de 1000 °C et le numéro CAS de 10124-36-4. Les utilisations de celui-ci comprennent les réactifs analytiques et les batteries au cadmium.

Sulfure de cadmium (CdS)
Il s’agit d’un solide jaune dont le poids moléculaire est de 144,48 et le numéro CAS de 1306-23-6. Il est notamment connu sous le nom de “pigment jaune de cadmium”.

Tellurure de cadmium (CdTe)
Il s’agit d’un solide noir dont le poids moléculaire est de 240,00, la densité de 6,2, le point de fusion de 1041 °C et le numéro CAS de 1306-25-8. Il est utilisé dans les cellules solaires.

Séléniure de cadmium (CdSe)
Il s’agit d’un solide noir dont le poids moléculaire de 191,37, la densité de 5,81 et le numéro CAS de 1306-24-7. Les utilisations de celui-ci comprennent les pigments.

2. Méthodes de production du cadmium

La production générale de cadmium comprend les étapes suivantes :

• Le liquide de lavage des gaz généré par l’équipement d’exclusion dans le processus de frittage du zinc et du plomb est séparé du solide-liquide à l’aide d’un épaississeur ou d’un dispositif similaire.
• Le trop-plein résultant est mis en contact avec une résine échangeuse d’ions pour concentrer le cadmium et obtenir une solution régénérée contenant du cadmium.
• Le liquide régénéré est neutralisé avec du carbonate de sodium ou un produit similaire. Le solide-liquide est ensuite séparé pour récupérer le cadmium sous forme de carbonate de cadmium.
• Après dissolution du carbonate de cadmium avec de l’acide sulfurique et élimination du contenu insoluble, le cadmium brut et le zinc électrolytique sont introduits dans la solution de sulfate de cadmium. Cela permet d’obtenir du cadmium en éponge par réaction de cimentation.
• Le cadmium éponge est dissous pour obtenir du cadmium brut, qui est ensuite distillé pour obtenir du cadmium distillé.

3. Effets du cadmium sur la santé

La dose létale orale de cadmium pour l’homme est estimée entre 350 et 3 500 mg. L’empoisonnement chronique au cadmium serait la principale cause de la maladie d’itai-itai intoxication au cadmium survenue au Japon), qui provoque l’ostéomalacie. En ce qui concerne la cancérogénicité, le Centre international de recherche sur le cancer (CIRC) le classe dans la catégorie 2A (très probablement cancérogène pour l’homme).