月: 2023年5月

Qu’est-ce que le pentoxyde de vanadium ?

Le pentoxyde de vanadium est un composé inorganique dont la formule chimique est V2O5.

Il est également connu sous le nom de pentoxyde de vanadium ou d’oxyde de vanadium (V). Sa masse molaire est de 181,88 g/mol, sa densité de 3,357 g/cm3, son point de fusion de 690°C et son numéro CAS de 1314-62-1.

Utilisations du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium est utilisé pour le ferrovanadium (fusion d’aciers alliés tels que l’acier inoxydable) et pour l’oxydation du dioxyde de soufre (utilisation catalytique dans le processus de production d’acide sulfurique). Il est également utile comme catalyseur dans la production d’acides organiques, de pigments, de ferrites, de batteries et de phosphores.

1. Comme additif à l’acier

En raison de sa dureté, de son point de fusion élevé et de son excellente résistance à la corrosion, le vanadium est principalement utilisé comme additif dans l’acier, ce qui représente 90 % de la consommation de vanadium. Le ferrovanadium ainsi produit se caractérise par une excellente ténacité, une résistance à la chaleur et une résistance à la corrosion.

Il est utilisé comme acier à haute résistance dans les plaques d’acier pour les automobiles, les barres de renforcement pour les bâtiments et les ponts, comme acier de construction dans les turbines et les tuyaux pour la production d’énergie, et comme acier à outils dans l’acier à grande vitesse et les outils de coupe. Il est également utilisé comme matière première pour les catalyseurs de dénitration destinés à éliminer les oxydes d’azote (NOx), qui sont à l’origine du smog photochimique et des pluies acides.

2. Comme catalyse dans la synthèse organique

Le pentoxyde de vanadium est un agent oxydant puissant lorsqu’il est utilisé à haute température. Son pouvoir oxydant est tel qu’il peut oxyder le benzène et le naphtalène, qui ont des structures stables, en anahydride maléique et anahydride phtalique respectivement. Ce pouvoir oxydant est utilisé dans l’oxydation du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre dans le processus de contact pour la production d’acide sulfurique.

3. Comme matériaux de batteries

Les batteries redox au vanadium sont utilisées pour le stockage de l’énergie, y compris dans les grandes installations électriques telles que les parcs éoliens. Elles sont également largement utilisées comme matériaux hôtes dans les batteries lithium-ion, sodium-ion et magnésium-ion. De plus, il est utile comme matériau d’injection et d’extraction de charge dans les appareils électroniques organiques.

Propriétés du pentoxyde de vanadium

Il a une apparence individuelle jaune à rouge et est un composé stable dans des conditions normales de manipulation à température et pression ambiantes. Il est légèrement soluble dans l’eau mais complètement insoluble dans les solvants organiques tels que l’éthanol et l’éther. En revanche, il est bien soluble dans les solutions aqueuses d’acides et de bases.

Le pentoxyde de vanadium est généralement produit à partir de scories générées lors du processus de fusion de l’acier. Le laitier est une substance contenant divers composants minéraux qui est séparée du métal à fondre par fusion, par exemple lors de la fusion de métaux à partir de minerais.

Structure du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium a une structure très caractéristique parmi les composés inorganiques : un atome de vanadium est coordonné avec cinq atomes d’oxygène et ces liaisons sont réparties sur un plan.

Une autre caractéristique de ce composé est que lorsqu’il est composé avec d’autres métaux pour former des oxydes, il forme également différentes structures cristallines en fonction du type de métal contenu.

Autres informations sur le pentoxyde de vanadium

Dangers du pentoxyde de vanadium

Le pentoxyde de vanadium est classé par le SGH dans les catégories suivantes : toxicité aiguë (inhalation : poussières), gravement dommageable et irritant pour les yeux, mutagène pour les cellules germinales, cancérogène, toxique pour la reproduction, toxicité systémique et pour certains organes cibles (exposition unique et répétée), nocivité aiguë pour l’environnement aquatique et nocivité chronique pour l’environnement aquatique.

Le pentoxyde de vanadium peut être désigné comme une “substance dangereuse devant être étiquetée par son nom” en fonction de la législation du pays. Il peut également être classé comme “substance chimique spécifiée”, ce qui signifie qu’une évaluation des risques doit être effectuée.

Qu’est-ce que le pentachlorure de phosphore ?

Le pentachlorure de phosphore, phosphorus pentachloride en anglais, est un composé inorganique représenté par la formule chimique PCl5. Il s’agit d’un chlorure de phosphore.

Il a une masse molaire de 208,2 g/mol, un point de sublimation de 160°C, une densité de 2,1 et un numéro CAS de 10026-13-8. Comme le trichlorure de phosphore et le chlorure de phosphoryle, qui sont également des chlorures de phosphore, il est très couramment utilisé dans la synthèse de diverses substances.

À l’état gazeux, le pentachlorure de phosphore présente une structure bipyramidale à trois voies, le cation, auquel on a enlevé un ion chlorure prenant la structure tétraédrique et l’anion, auquel on a ajouté un ion prenant la structure octaédrique.

Utilisations du pentachlorure de phosphore

Les utilisations industrielles du pentachlorure de phosphore comprennent des réactifs pour la fabrication de divers chlorures, tels que des produits pharmaceutiques (antibiotiques, vitamines, etc.) et des colorants. Le pentachlorure de phosphore est largement utilisé en synthèse organique comme réactif pour la chloration de divers composés organiques et inorganiques en raison de sa forte réactivité.

1. Synthèse de composés organiques

Parmi les exemples de réactions avec des composés organiques, l’on peut citer les réactions avec les acides carboxyliques pour produire des chlorures d’acide carboxylique et les réactions avec les alcools pour produire des chlorures d’alkyle. Cependant, leur sous-produit, le phosphate de trichlorure, est solide et difficile à éliminer. C’est pourquoi des réactifs tels que le chlorure de thionyle, dont le sous-produit est le disulfure d’oxygène gazeux, sont plus couramment employés dans les expériences de laboratoire.

De plus, avec des amides tertiaires, ils produisent le réactif de Birsmeyer. Ce réactif est très utile car il permet de synthétiser des cétones et des aldéhydes aromatiques à partir d’amides et de composés aromatiques actifs.

Il est également utilisé dans d’autres réactions, telles que le remplacement de l’hydrogène lié au carbone en position aryle ou benzyle par du chlore.

2. Synthèse de composés inorganiques

Le pentachlorure de phosphore est très réactif et peut chlorer des composés inorganiques tels que le dioxyde d’azote. Il a également la propriété de chlorer divers éléments métalliques et de former des adduits avec des chlorures métalliques. Cependant, comme pour les composés organiques, d’autres réactifs sont maintenant souvent utilisés.

Parmi les autres exemples de réactions avec des composés inorganiques, on peut citer les réactions avec le fluorure de lithium pour former l’hexafluorophosphate de lithium, qui est utilisé comme électrolyte dans les batteries lithium-ion.

Propriétés du pentachlorure de phosphore

Le pentachlorure de phosphore a l’aspect d’une masse cristalline ou solide blanche ou jaune pâle. Il a une forte odeur piquante, des propriétés fumantes et est extrêmement hygroscopique. Le pentachlorure de phosphore est généralement produit par la réaction du trichlorure de phosphore avec le chlore gazeux.

Cette réaction est enthalpiquement favorable et donc facile à réaliser. De très grandes quantités de pentachlorure de phosphore sont produites de cette manière. Toutefois, à 180°C, le pentachlorure de phosphore est en équilibre avec le trichlorure de phosphore et le chlore, de sorte que le pentachlorure de phosphore peut avoir une couleur verte avec le chlore.

Le pentachlorure de phosphore est une substance très réactive. Lorsqu’il réagit avec l’eau, il produit du chlorure d’hydrogène. En outre, lors de l’hydrolyse, il produit non seulement du chlorure d’hydrogène, mais aussi de l’acide phosphorique. Il n’est donc pas soluble dans l’eau, mais il l’est dans les solvants organiques tels que le disulfure de carbone et le benzène.

Autres informations sur le pentachlorure de phosphore

Dangers du pentachlorure de phosphore

Le pentachlorure de phosphore est reconnu dans la classification SGH comme présentant une toxicité aiguë orale, corrosive et irritante pour la peau, gravement dommageable pour les yeux et irritante pour les yeux, ainsi qu’une toxicité systémique et pour certains organes cibles (exposition unique et répétée). De plus, il existe un risque d’explosion en raison des réactions violentes avec l’eau et d’autres substances, et des précautions doivent être prises lors de la manipulation. Des lunettes de protection et des gants en caoutchouc doivent être portés lors de l’utilisation du produit.

Qu’est-ce que le dioxyde de soufre ?

Le dioxyde de soufre (anglais : Sulfur dioxide) est un gaz incolore à l’odeur piquante, composé de soufre et d’oxygène.

Sa formule chimique est SO2, son poids moléculaire est 64,07 et son numéro d’enregistrement CAS est 7446-09-5. Le dioxyde de soufre, également connu sous le nom de gaz acide sulfureux ou de dioxyde de soufre anhydre, se trouve à l’état naturel en petites quantités dans les gaz volcaniques et les sources minérales.

Structure du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre a une structure linéaire pliée avec une symétrie C2v. Selon les méthodes des orbitales moléculaires, il s’agirait d’un type de composé hypervalent dans lequel de nombreuses paires d’électrons sont impliquées dans la liaison, mais il s’avère en fait qu’il possède une structure de liaison relativement simple, similaire à celle de l’ozone. La distance de liaison entre le soufre et l’oxygène est d’environ 143 pm et l’angle formé par la structure de pliage est d’environ 119°.

Propriétés du dioxyde de soufre

1. Propriétés physiques

Le dioxyde de soufre a un point de fusion de -75,5°C, un point d’ébullition de -10°C et une densité de 1,4 à l’état liquide. Le dioxyde de soufre est soluble dans l’eau et dans l’acétone, l’éthanol, le tétrachlorure de carbone, le benzène, le méthanol, l’acétate d’éther et le chloroforme. L’anhydride sulfureux est caractérisé par le fait qu’il peut agir à la fois comme agent oxydant et comme agent réducteur.

2. Autres caractéristiques

Le dioxyde de soufre est une substance hautement corrosive et toxique, qui corrode diverses surfaces métalliques, telles que le bleu verdâtre. Des quantités importantes de dioxyde de soufre sont présentes dans les gaz de combustion des fonderies et des usines utilisant du pétrole, du charbon et d’autres combustibles, et il a attiré l’attention en tant que source de pollution de l’air urbain et facteur de pluies acides.

Utilisations du dioxyde de soufre

1. Additifs alimentaires

Le dioxyde de soufre est utilisé comme conservateur, agent de blanchiment et antioxydant dans les liqueurs et les fruits secs en raison de ses propriétés antibactériennes. Les fruits secs ont une saveur particulière, à laquelle le dioxyde de soufre peut également contribuer. Il est également présent dans le vin en quantités minimes et agit comme agent antimicrobien et antioxydant, empêchant la croissance bactérienne et l’oxydation et contribuant à maintenir un niveau d’acidité constant.

2. Les solvants

Le dioxyde de soufre liquide, en tant que solvant non aqueux, dissout de nombreux composés inorganiques et organiques et est utilisé dans la recherche sur la résonance magnétique nucléaire et dans diverses synthèses. Le dioxyde de soufre de haute pureté est également disponible dans le commerce sous forme de dioxyde de soufre liquéfié en bouteilles.

3. Agents de blanchiment

En raison de sa forte action réductrice, le dioxyde de soufre est également utilisé comme agent de blanchiment et désinfectant pour la pâte à papier et d’autres matériaux. Il est utilisé comme agent de blanchiment pour le papier et les vêtements en raison de son action décolorante réductrice en présence d’eau, mais en raison de la réoxydation par l’oxygène de l’air, il n’a pas un effet de blanchiment durable.

4. Autres

L’anhydride sulfureux est également utilisé comme matière première dans la fabrication d’autres produits tels que l’acide sulfurique et le sulfite de sodium. Il est également utilisé dans les insecticides, les agents réducteurs, les pesticides, les produits pharmaceutiques et le raffinage du pétrole.

Autres informations sur le dioxyde de soufre

1. Processus de production du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre est produit par des méthodes telles que la décomposition du sulfite solide par l’acide sulfurique ou par la réaction thermique du cuivre avec de l’acide sulfurique concentré. Il est également produit industriellement par la combustion de sulfures métalliques tels que le soufre, le sulfure d’hydrogène et la pyrite. Lors de la production de ciment, le sulfate de calcium anhydre est chauffé avec du coke pour produire du silicate de calcium, ce qui génère du dioxyde de soufre comme sous-produit.

2. Informations juridiques

Le dioxyde de soufre est considéré comme une substance dangereuse et toxique en vertu de la Loi sur la sécurité et la santé industrielles et comme un produit chimique pathogène en vertu de la Loi sur les normes du travail, et doit être manipulé avec précaution.

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 bien ventilé à une température inférieure à 40°C.
• Après utilisation, fermer complètement le robinet du récipient et remettre le capuchon de l’embout buccal et le capuchon de protection.
• Éviter tout contact avec l’humidité, car elle attaque de nombreux métaux, y compris l’aluminium et l’acier.
• Sous forme liquide, éviter tout contact car il attaque les plastiques et le caoutchouc.
• Utiliser uniquement à l’extérieur ou dans des zones bien ventilées.
• Porter des gants et des lunettes de protection lors de l’utilisation.
• Se laver soigneusement les mains après manipulation.
• En cas de contact avec la peau, laver avec de l’eau et du savon.
• En cas de contact avec les yeux, laver prudemment avec de l’eau pendant plusieurs minutes.
• Éviter l’inhalation car les vapeurs irritent les voies respiratoires et provoquent la toux et la bronchite.

Qu’est-ce que le dioxyde de chlore ?

Le dioxyde de chlore est un composé inorganique dont la formule chimique est ClO2.

Il a été préparé pour la première fois par Humphry Davy en 1811. Industriellement, le dioxyde de chlore est produit par “réduction du chlorate” ou “oxydation de la chlorite”. Cependant, le dioxyde de chlore n’est pas adapté au stockage à long terme : il s’agit d’un gaz à température ambiante qui se décompose sous l’effet de la lumière et de la chaleur.

Utilisations du dioxyde de chlore

Le dioxyde de chlore a un effet oxydant et est très réactif. Son fort pouvoir oxydant lui permet d’éliminer les virus, d’assainir, de désodoriser et d’agir comme fongicide. Il est donc utilisé pour blanchir le papier et la pâte à papier et pour désinfecter l’eau du robinet et des piscines.

Le dioxyde de chlore est également soluble dans l’eau. Outre le dioxyde de chlore sous forme gazeuse, il peut également être dissous et transformé en solution aqueuse. De plus, il peut être utilisé sous forme de comprimés et jeté dans l’eau, ce qui permet une utilisation flexible en fonction de la dose requise et de la situation.

Propriétés du dioxyde de chlore

Le dioxyde de chlore a un point de fusion de -59,5°C et un point d’ébullition de 11°C. À température et pression normales, c’est un gaz jaunâtre. Il a une odeur piquante semblable à celle de l’ozone et du chlore. C’est un gaz plus lourd que l’air et son odeur et sa couleur varient en fonction de sa concentration. Le solide est jaune orangé et le liquide est brun rougeâtre.

Il est instable à la lumière et à la chaleur ; 0,8 g est soluble dans 100 ml d’eau à 20°C. Il est très réactif en raison de la présence d’un électron non apparié sur l’atome de chlore.

Structure du dioxyde de chlore

Le dioxyde de chlore est un oxyde de chlore. Le nombre d’oxydation du chlore est de +4. Sa formule chimique est ClO2. Sa masse molaire est de 67,45 g/mol et sa densité de 3,04 g/cm3.

La distance entre les atomes de chlore et d’oxygène est de 147,3 pm et l’angle de la liaison O-Cl-O est de 117,6°.

Autres informations sur le dioxyde de chlore

1. Comment le dioxyde de chlore est-il synthétisé ?

En laboratoire, le dioxyde de chlore est obtenu en oxydant le chlorite de sodium avec du chlore. Le dioxyde de chlore utilisé à des fins de désinfection est produit par le chlorite de sodium et l’acide hypochloreux, le chlorite de sodium et l’acide chlorhydrique ou le chlorite et l’acide sulfurique. Tous ces produits peuvent produire du dioxyde de chlore en grande quantité.

Le dioxyde de chlore peut également être synthétisé par la réaction du chlorate de potassium et de l’acide oxalique. Plus de 95 % du dioxyde de chlore produit dans le monde provient de la réduction du chlorate de sodium, utilisé pour blanchir la pâte à papier. Il peut être produit efficacement dans des solutions acides fortes contenant des agents réducteurs appropriés, tels que le peroxyde d’hydrogène, le méthanol, le dioxyde de soufre et l’acide chlorhydrique.

2. Assainissement

L’action oxydante du dioxyde de chlore dénature les protéines de la bactérie ou du virus cible. Plus précisément, il réagit avec la tyrosine et le tryptophane, des résidus d’acides aminés qui composent les protéines et qui peuvent être convertis en dopa et en N-formylkynurénine. L’on pense qu’il modifie la structure des bactéries et des virus, ce qui entraîne une perte de fonction. Il agit aussi sur les moisissures en modifiant leur structure et en les stérilisant.

3. Dangers du dioxyde de chlore

À des pressions partielles supérieures à 10 kPa, le dioxyde de chlore peut se décomposer de manière explosive en oxygène et en chlore. La réaction est déclenchée par la lumière, la chaleur, les réactions chimiques et la pression. Le dioxyde de chlore n’est donc normalement pas manipulé comme un gaz. Dans la plupart des cas, il est manipulé en solution aqueuse à des concentrations de 0,5 à 10 g par litre. La solubilité augmentant à basse température, on utilise généralement de l’eau froide à 5°C pour stocker des concentrations égales ou supérieures à 3 g par litre.

4. Composés apparentés du dioxyde de chlore

Outre le dioxyde de chlore, les autres composés d’oxyde de chlore comprennent le dioxyde de chlore (Cl2O), le tétrachlorure de chlore (Cl2O4), l’hexachlorure de chlore (Cl2O6) et l’heptachlorure de chlore (Cl2O7). D’autres radicaux comprennent ClO, qui est produit par la décomposition thermique de ClO2, et ClO4, un radical de courte durée produit par la décomposition thermique de ClO3. Le Cl2O3 solide, produit par la photolyse de ClO2 à -78°C, est considéré comme O-Cl-ClO2.

Qu’est-ce que le dioxyde de sélénium ?

Le dioxyde de sélénium est également appelé anhydride sélénieux. Il se forme en brûlant du sélénium ou en l’oxydant avec de l’acide nitrique et se présente sous la forme d’un cristal incolore à température ambiante.

En vertu de la loi sur la sécurité et la santé industrielles, il est classé comme substance dangereuse et toxique devant être étiquetée avec un nom, etc. et comme substance dangereuse et toxique devant être notifiée avec un nom, etc. En vertu de la loi sur les normes du travail, le dioxyde de sélénium est classé comme substance chimique pathogène ; en vertu de la loi sur les RRTP, il est classé comme substance chimique désignée de classe 1 ; et en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères, il est classé comme substance toxique.

Utilisations du dioxyde de sélénium

Le dioxyde de sélénium peut être utilisé comme réactif oxydant en chimie organique. L’utilisation du dioxyde de sélénium comme agent oxydant permet d’obtenir facilement des substances difficiles à synthétiser par d’autres méthodes. Il peut notamment être utilisé pour oxyder les composés carbonylés, les oléfines, les acétylènes et les alcools.

Il est également utilisé comme additif dans le verre ; le dioxyde de sélénium ajouté au verre lui donne une couleur rouge. Le dioxyde de sélénium est parfois ajouté à du verre bleu contenant des impuretés pour le rendre incolore. Le sélénium simple, le sélénite et la sélénite sont également disponibles pour des applications similaires.

Propriétés du dioxyde de sélénium

Le dioxyde de sélénium est un cristal incolore en forme d’aiguille à température ambiante. Le point de sublimation est de 315°C, où il devient un gaz jaune-vert ; dans un tube scellé, il se transforme en un liquide bleu dont le point de fusion est de 340°C. Il est soluble dans 100 g d’eau à 25°C dans 73,3 g d’eau.

Il a une odeur désagréable caractéristique et est très toxique. La dose létale à 50 % (DL50) après administration orale chez la souris est de 23,3 mg/kg et de 68,1 mg/kg après administration orale chez le rat. Il est absorbé par inhalation et par la peau et doit être manipulé avec précaution.

Structure du dioxyde de sélénium

La formule chimique du dioxyde de sélénium est SeO2, avec un poids de 110,96 g/mol et une densité de 3,95 g/cm3. À température ambiante, il forme des polymères en forme de chaîne. Il présente une alternance d’atomes de sélénium et d’oxygène, chaque atome de sélénium ayant la forme d’une pyramide, avec un groupe d’oxyde à l’extrémité. Le Se-O pontant mesure 179 pm et le Se-O terminal 162 pm. La stéréochimie du sélénium alterne le long de la chaîne polymère.

En phase gazeuse, le dioxyde de sélénium existe sous forme de dimères et d’oligomères, et à haute température, il devient monomère. Le monomère adopte une structure incurvée similaire à celle du dioxyde de soufre et présente une longueur de liaison de 161 pm. Le monomère est une molécule polaire, avec un moment dipolaire de 2,62D, orienté vers l’atome de sélénium à partir du point médian des deux atomes d’oxygène. Le dimère a une forme de chaise centrosymétrique. Lorsque le dioxyde de sélénium est dissous dans l’oxydichlorure de sélénium, le trimère [Se(O)O]3 peut être formé.

Autres informations sur le dioxyde de sélénium

1. Réaction du dioxyde de sélénium

Le dioxyde de sélénium est réduit par l’ammoniac pour produire du sélénium. L’oxydation par le peroxyde d’hydrogène ou l’oxygène dans l’acide nitrique peut produire du sélénite. La réaction avec l’eau produit du sélénite.

2. Réaction avec le dioxyde de sélénium

Le dioxyde de sélénium est un réactif important dans la synthèse organique. L’oxydation du paraldéhyde, le trimère de l’acétaldéhyde, par le dioxyde de sélénium donne du glyoxal. L’oxydation de la cyclohexanone peut produire de la 1,2-cyclohexanedione.

Le dioxyde de sélénium est réduit en sélénium et précipite sous la forme d’un solide amorphe rouge, qui peut être facilement filtré. La réaction d’oxydation utilisant le dioxyde de sélénium est connue sous le nom d’oxydation de Riley.

Le dioxyde de sélénium peut également être utilisé pour l’oxydation de composés d’alkyle et d’aryle avec des groupes allyles. Il est également utilisé dans la synthèse de 1,2,3-sélénadiazoles à partir de dérivés d’hydrazones acylés.

Qu’est-ce que le disulfure de molybdène ?

Le disulfure de molybdène est un sulfure de molybdène dont la composition est MoS2.

Il est parfois appelé sulfure de molybdène(IV) et son numéro d’enregistrement CAS est 1317-33-5. Il présente une structure hexagonale en couches de molybdène et de soufre, chaque couche étant liée par des forces faibles, ce qui lui confère des propriétés lubrifiantes. Le disulfure de molybdène est obtenu en éliminant les impuretés des minerais naturels.

Le disulfure de molybdène est désigné comme substance dangereuse et doit être manipulée en considérant les législations en vigueur dans le pays.

Utilisations du disulfure de molybdène

Le disulfure de molybdène est principalement utilisé comme lubrifiant, comme additif pour l’acier et comme matière première pour le molybdate.

1. Comme lubrifiant

Le disulfure de molybdène est utilisé comme lubrifiant solide, principalement comme additif à la graisse, qui est un lubrifiant liquide. Les graisses contenant du molybdène sont utilisées, par exemple, sur les chantiers de construction où la graisse risque d’être contaminée par la poussière.

2. Comme additif

Dans certains cas, le disulfure de molybdène est ajouté directement comme additif aux matériaux où se produit le frottement (alliages frittés, freins, matériaux de friction, plastiques, caoutchouc, etc.) Par exemple, l’ajout d’une petite quantité de disulfure de molybdène aux matériaux de freinage peut empêcher le grippage tout en maintenant le coefficient de frottement.

3. Comme film sec

Le disulfure de molybdène est également utilisé comme matière première pour les films secs. Le film sec est un revêtement dans lequel un lubrifiant solide tel que le disulfure de molybdène est mélangé à de la résine. Par rapport aux lubrifiants à base d’huile, il ne s’évapore pas et peut réduire la force de cisaillement sur les surfaces de frottement.

Propriétés du disulfure de molybdène

Le disulfure de molybdène a un poids moléculaire de 160,07 g/mol, un point de fusion de 2 375°C et un point d’ébullition de 1 450°C. C’est un solide noir à température et pression normales. Il a une densité de 5,06 g/mL et est insoluble dans l’eau, la plupart des acides, des alcalis et des solvants organiques, mais il est soluble dans l’acide nitrique concentré et l’eau royale.

Types de disulfure de molybdène

Le disulfure de molybdène est une substance couramment vendue comme produit réactif pour la recherche et le développement et comme matériau industriel.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

Le disulfure de molybdène est disponible sous forme de produits réactifs pour la recherche et le développement en 25 g, 100 g, 500 g et autres quantités faciles à manipuler en laboratoire. Il s’agit généralement d’un produit réactif qui peut être stocké à température ambiante.

2. Matières industrielles

En tant que matière industrielle, le disulfure de molybdène est disponible sous diverses formes, notamment sous forme de poudre et de cristaux. La substance est souvent commercialisée pour être utilisée comme lubrifiant solide et comme divers additifs.

Les monocristaux sont également utilisés dans des applications telles que l’AFM, le STM et le revêtement en couches minces de substrats de recherche. Les unités d’approvisionnement varient selon le fabricant, mais commencent à partir de quantités relativement importantes, telles que 25 kg, qui sont faciles à manipuler dans les usines, etc. Les poudres sont également disponibles dans une gamme de tailles de particules, il est donc nécessaire de sélectionner celle qui convient à votre application.

Autres informations sur le disulfure de molybdène

1. Réactions chimiques du disulfure de molybdène

Le disulfure de molybdène produit de l’oxyde de molybdène lorsqu’il est chauffé en présence d’oxygène. La réaction avec le chlore gazeux produit également du chlorure de molybdène (V).

La substance est stable dans des conditions de stockage normales, mais se décompose à la chaleur, produisant alors de l’oxyde de soufre. Le nitrure de potassium et le magnésium présentent un risque d’explosion (lors du chauffage ou de la friction). Le trioxyde de molybdène est un composé produit industriellement par torréfaction du disulfure de molybdène.

2. Structure cristalline du disulfure de molybdène

La structure cristalline du sulfure de molybdène (IV) est une structure cristalline hexagonale en couches. Chaque couche est constituée d’une couche de molybdène dont les deux faces sont prises en sandwich par du soufre. La liaison entre le molybdène et le soufre, c’est-à-dire la liaison Mo=S, est forte, tandis que la liaison S-S entre le soufre qui relie les couches est faible.

C’est pourquoi les couches glissent facilement sous l’effet des forces de cisaillement. C’est ce phénomène de glissement entre les couches qui confère au disulfure de molybdène son faible coefficient de frottement et ses propriétés lubrifiantes.

Qu’est-ce que le dioxyde de silicium ?

Le dioxyde de silicium est un composé de silicium et d’oxygène.

Il est souvent appelé silice et les représentants naturels les plus courants sont le quartz, la pierre de silice écailleuse et la cristobalite. Le quartz représente environ 12 % de la croûte terrestre. Outre les minéraux, les diatomées et certaines éponges utilisent le dioxyde de silicium comme squelette ou coquille. D’autres plantes, comme certaines fougères et plantes herbacées, en contiennent également.

Utilisations du dioxyde de silicium

Les utilisations du dioxyde de silicium sont les suivantes :

1. Verre de silice

Le dioxyde de silicium sous forme de verre est appelé verre de silice. Il est largement utilisé dans les matériaux pour cellules analytiques, dans la fabrication d’éléments semi-conducteurs et comme matériau pour fibres optiques. Le verre de silice contient peu d’impuretés métalliques, résiste à la chaleur, laisse passer la lumière sur une large gamme de longueurs d’onde et n’est pas facilement attaqué par les acides et les alcalis.

2. Gel de silice

Le gel de silice, fabriqué à partir de silice, a la capacité d’absorber l’humidité de l’air. Il est donc largement utilisé comme adsorbant et déshydratant, notamment pour le séchage des aliments.

3. Particules de silice

Les particules de silice présentent différentes propriétés en fonction de leur forme (sphérique ou écailleuse), de leur taille et de leur porosité. Elles sont utilisées dans diverses applications telles que les cosmétiques, les colonnes HPLC et les revêtements. La silice colloïdale est constituée de particules de silice dispersées dans un solvant tel que l’eau et est utilisée comme abrasif.

4. Silice pyrogénée

La silice pyrogénée, également connue sous le nom de silice sèche ou de silice hautement dispersée, est une poudre blanche de très faible densité apparente. Les méthodes de production connues sont l’hydrolyse à la flamme du tétrachlorure de silicium, connue sous le nom de méthode sèche, et la décomposition du verre soluble avec de l’acide inorganique, connue sous le nom de méthode humide. Utilisé comme modificateur rhéologique.

5. Aérogels de silice

L’aérogel de silice est un matériau poreux composé de particules de dioxyde de silicium formant un réseau tridimensionnel avec un espacement des pores d’environ 50 nm. Les très petits pores le rendent transparent. Il présente également des performances élevées en matière d’isolation thermique, car plus de 90 % de son volume est constitué d’air. Il est généralement préparé en dissolvant un alcoxysilane tel que le tétraéthoxysilane (TEOS) dans un solvant tel que l’éthanol, en l’hydrolysant avec un acide ou une base, en le gélatinisant, en le faisant mûrir et en le séchant de manière supercritique.

Propriétés du dioxyde de silicium

Le dioxyde de silicium est représenté par la formule chimique SiO2 et a une masse molaire de 60,08. Il présente une résistance élevée à la chaleur et des propriétés anticorrosion et est utilisé comme matériau pour le verre et la céramique. Il réagit avec l’acide fluorhydrique pour former de l’acide hexafluorosilicique (H2SiF6).

Types de dioxyde de silicium

Le dioxyde de silicium se présente sous plusieurs formes cristallines. Les cristaux ont une énorme structure moléculaire tridimensionnelle, avec des atomes O partagés entre des atomes Si voisins dans un tétraèdre SiO4. Différents arrangements de SiO4 donnent lieu à différentes formes de cristaux, la forme stable dépend de conditions telles que la température et la pression. Quelques types de cristaux sont présentés ci-dessous.

1. Cristobalite

Cristaux cubiques, octaédriques ; si l’on se concentre uniquement sur les atomes de Si, la structure cristalline est la même que celle du diamant.

2. Tridymite

Cristaux hexagonaux, en plaquettes hexagonales. Il existe deux types de structure cristalline : le type à haute température et le type à basse température. Le type à basse température présente un réseau cristallin légèrement écrasé par rapport au type à haute température.

3. Quartz

Il existe des structures cristallines à haute et à basse température, le type à haute température étant constitué de cristaux hexagonaux, pyramidaux hexagonaux et le type à basse température étant constitué de cristaux triangulaires, hexagonaux en forme de colonne. Le quartz à basse température avec des cristaux bien formés est appelé quartz.

4. Corsite

Cristaux monocliniques. Elle n’est pas érodée par l’acide fluorhydrique concentré.

5. Stishovite

Cristaux tétragonaux avec une structure cristalline de type rutile.

Autres informations sur le dioxyde de silicium

Le dioxyde de silicium comme matière première du verre

Le dioxyde de silicium est le principal composant du verre sodocalcique, que nous voyons dans notre vie quotidienne, dans les bâtiments et les véhicules. Le dioxyde de silicium utilisé dans la production du verre provient du sable siliceux. La fusion du sable siliceux seul nécessite des températures élevées de plus de 1 700°C, mais l’ajout de soude ou de chaux réduit la température de fusion et rend le verre plus stable.

Qu’est-ce que le lactate d’éthyle ?

Le lactate d’éthyle est l’ester de l’acide lactique et de l’éthanol. Il s’agit d’un liquide incolore à l’odeur spécifique.

Dans la nature, on le trouve à l’état de traces dans la volaille, les fruits et le miso. Le lactate d’éthyle possède un atome de carbone incorrect dans sa structure d’acide lactique et présente donc deux isomères optiques, les formes “L-” et “D-“. La molécule comporte des groupes hydroxyles et esters et est librement miscible avec l’eau et la plupart des solvants.

Il présente également une solubilité extrêmement élevée dans les résines naturelles et synthétiques et dans les fibres synthétiques.

Utilisations du lactate d’éthyle

Le lactate d’éthyle est largement utilisé comme solvant organique car il est biodégradable : il a un impact environnemental extrêmement faible dans l’environnement de travail et en cas de fuite. Le lactate d’éthyle sert aussi de solvant pour les encres et les polymères en raison de son point d’ébullition élevé et de sa faible volatilité.

Il est employé dans un grand nombre de domaines, notamment comme “solvant de réserve pour la fabrication de semi-conducteurs”, “pour le nettoyage pendant le processus de fabrication des panneaux LCD”, “comme additif dans les parfums”, “comme ingrédient dans les parfums”, “comme ingrédient dans les pesticides et les produits chimiques agricoles” et “comme conditionneur de sol”. Le D-lactate d’éthyle est utilisé comme ingrédient de produits chimiques pharmaceutiques et agricoles, ainsi que comme ingrédient optiquement actif, le D-lactate d’éthyle. Il est également utilisé comme matière première pour les composés qui nécessitent un squelette d’acide D-lactique optiquement actif.

Propriétés du lactate d’éthyle

1. Solubilité

Le lactate d’éthyle est soluble dans l’eau et les solvants organiques. Les liaisons ester sont polaires et agissent comme des groupes hydrophiles. Les groupes hydroxyles dérivés de l’acide lactique sont également compatibles avec l’eau. Il contient des groupes éthyles qui sont compatibles avec l’huile et se dissolvent donc bien dans les solvants organiques.

2. Point d’ébullition élevé

En général, le point d’ébullition d’une substance augmente avec son poids moléculaire. En effet, plus le poids moléculaire est élevé, plus les forces intermoléculaires agissant entre les molécules sont importantes. Pour se débarrasser des forces intermoléculaires importantes et vaporiser la substance, il est nécessaire de lui fournir une grande quantité d’énergie.

Le lactate d’éthyle a un poids moléculaire plus important et un point d’ébullition plus élevé que l’acide lactique. Cependant, lorsque d’autres acides carboxyliques forment des esters avec le méthanol ou l’éthanol, le point d’ébullition tend à être plus élevé que celui de l’acide carboxylique d’origine, malgré l’augmentation du poids moléculaire. Cela s’explique par le fait que le lactate d’éthyle, comme les acides carboxyliques, forme des liaisons hydrogène fortes entre les molécules, ce qui n’est pas le cas des autres esters.

Nom de la substance	Formule chimique	Poids moléculaire	Point d’ébullition
Acide lactique	CH3CH(OH)COOH	90	122℃
Lactate de méthyle	CH3CH(OH)COOCH3	104	144℃
Lactate d’éthyle	CH3CH(OH)COOC2H5	118	154℃
Acide acétique	CH3COOH	60	118℃
Acétate de méthyle	CH3COOCH3	74	56℃
Acétate d’éthyle	CH3COOC2H５	88	77℃

3. Avec un arôme spécifique

Le lactate d’éthyle a un arôme caractéristique, avec une saveur de fruit, de produit laitier ou de noix. Les molécules de lactate d’éthyle qui se sont évaporées se diffusent dans l’air et atteignent les cellules olfactives des muqueuses nasales. En fonction de la forme et de la taille de la molécule, celle-ci interagit avec les récepteurs olfactifs de différentes manières, ce qui entraîne la perception d’arômes spécifiques.

Le lactate d’éthyle est connu pour être présent dans les boissons alcoolisées telles que le saké (alcool japonais à base de riz) et le shochu (liqueur japonaise) et est utilisé comme indicateur d’arôme. Comme la levure utilisée dans le brassage contient des bactéries lactiques, le lactate d’éthyle est produit par la réaction entre l’acide lactique rejeté par les bactéries lactiques et l’éthanol produit lors de la fermentation alcoolique.

4. Haute sécurité en tant que solvant organique

Les solvants organiques issus du pétrole contiennent de nombreux composés organiques nocifs pour le corps humain et l’environnement. Par rapport à ceux-ci, le lactate d’éthyle est moins toxique et est décomposé par les micro-organismes, retournant finalement à la nature sous forme de dioxyde de carbone et d’eau. Le lactate d’éthyle attire donc l’attention en tant que “solvant vert” ayant un faible impact sur l’environnement.

Autres informations sur le lactate d’éthyle

1. Processus de production du lactate d’éthyle

Le lactate d’éthyle est produit par estérification lorsque l’acide lactique et l’éthanol sont mélangés et qu’un catalyseur est ajouté. Des acides forts tels que l’acide sulfurique concentré sont utilisés comme catalyseurs. Dans cette réaction, le H+ de l’acide sulfurique agit comme catalyseur et, en même temps, l’eau produite s’hydrate avec l’acide sulfurique concentré et est éliminée du système réactionnel, de sorte que l’équilibre dans le diagramme ci-dessous se déplace davantage vers la droite.

2. Informations de sécurité sur le lactate d’éthyle

Le lactate d’éthyle est relativement moins toxique que d’autres solvants organiques mais le liquide et la vapeur sont inflammables. Il peut également irriter les yeux et les voies respiratoires. Il est ainsi désigné comme substance dangereuse et inflammable par la loi japonaise.

Qu’est-ce que le trioxyde de soufre ?

Le trioxyde de soufre est un oxyde de soufre dont la formule chimique est SO3, également nommé acide sulfurique anhydre

Il correspond à la forme anhydre de l’acide sulfurique. Industriellement, il est connu comme intermédiaire dans le processus de contact, une méthode de production d’acide sulfurique.

Le trioxyde de soufre est classé par le SGH comme une substance dangereuse en cas d’inhalation de vapeur, provoquant une grave irritation de la peau, des lésions oculaires, une possible irritation des voies respiratoires et des lésions dentaires en cas d’exposition prolongée ou répétée.

Utilisations du trioxyde de soufre

Le trioxyde de soufre est utilisé comme agent oxydant, agent sulfonant, dans la fabrication de résines échangeuses d’ions et dans la production d’acide sulfurique. Les agents sulfonants sont largement utilisés dans la synthèse organique industrielle et peuvent être employés dans les processus de fabrication industrielle tels que les colorants et les détergents neutres.

Le trioxyde de soufre est également un intermédiaire dans le processus de contact. Le dioxyde de soufre produit à partir du soufre et de l’oxygène est converti en trioxyde de soufre en présence d’un catalyseur et réagit avec l’eau par l’intermédiaire de l’acide sulfurique fumant pour produire de l’acide sulfurique concentré très pur.

Propriétés du trioxyde de soufre

Le trioxyde de soufre a un point de fusion de 16,9°C et un point d’ébullition de 45°C. C’est un liquide incolore et transparent à température ambiante. Il a une forte odeur piquante et, lorsqu’il est dissous dans de l’acide sulfurique concentré, l’on obtient de l’acide sulfurique fumant.

Le trioxyde de soufre est hygroscopique. Le bois et le coton s’enflamment lorsqu’ils sont exposés à de l’acide sulfurique concentré chaud : le trioxyde de soufre déshydrate l’eau contenue dans les hydrates de carbone, ce qui rend ces derniers plus inflammables.

Structure du trioxyde de soufre

La masse molaire du trioxyde de soufre est de 80,06 g/mol et sa densité est de 1,92 g/cm3.

Le trioxyde de soufre gazeux devrait avoir une structure de triangle équilatéral planaire avec l’atome de soufre au centre. L’atome de soufre a un nombre d’oxydation de +6, une charge de zéro et six paires d’électrons. Selon les méthodes d’orbitales moléculaires, la plupart des paires d’électrons sont des molécules hypervalentes typiques aux propriétés non liantes : les trois atomes S-O ont la même longueur, 1,42 Å, et l’angle O-S-O est de 120°.

Types de trioxyde de soufre

Le trioxyde de soufre solide présente trois types de transformation : α-SO3, β-SO3 et γ-SO3. Son comportement est complexe et dépendant des traces d’eau. Les gaz s’agrègent pour former le trimère γ-SO3. Le γ-SO3 est un cristal moléculaire représenté par le S3O9.

Au-dessus de 27°C, il s’agglomère en présence de traces d’eau en α-SO3 fibreux comme l’amiante. Il est aussi obtenu en laissant du β-SO3 dans un tube scellé à des températures supérieures à 32,5°C. Le α-SO3 est un polymère de type [S(=O)2(μ-O)]n avec un groupe hydroxyle à l’extrémité.

Comme le type α, le β-SO3 est également un cristal en forme d’aiguille. Le β-SO3 et le γ-SO3 subissent une transition de phase graduelle vers le α-SO3 plus stable au fil du temps avec de petites quantités d’eau. Il présente une structure hélicoïdale infinie avec des SO4 tétraédriques reliés par des O.

Autres informations sur le trioxyde de soufre

1. Synthèse du trioxyde de soufre

En laboratoire, le trioxyde de soufre est synthétisé par décomposition thermique du sulfate d’hydrogène de sodium. La réaction peut se produire avec des sulfates d’hydrogène de métaux autres que le sodium. Toutefois, les conditions de réaction dépendent de la stabilité des intermédiaires.

Le trioxyde de soufre peut être produit industriellement par la méthode de contact. Tout d’abord, le dioxyde de soufre est synthétisé par la combustion du soufre ou de la pyrite et purifié par précipitation électrostatique. Ensuite, le trioxyde de soufre est synthétisé en oxydant le dioxyde de soufre avec de l’oxygène ou du pentoxyde de vanadium à 400-600°C.

Dans le procédé de la chambre de plomb, le trioxyde de soufre est également produit par la réaction du dioxyde de soufre avec le dioxyde d’azote. Le procédé de la chambre de plomb est une méthode de production d’acide sulfurique à partir de nitrates et d’oxydes d’azote. La méthode de la chambre de plomb est aujourd’hui obsolète en raison de l’avènement des méthodes de contact.

2. Réactions du trioxyde de soufre

Le trioxyde de soufre est un anhydride de l’acide sulfurique et subit une réaction exothermique rapide avec l’eau. Le trioxyde de soufre est donc l’une des substances responsables des pluies acides. Au-dessus de 340°C, le trioxyde de soufre, l’acide sulfurique et l’eau sont en équilibre. La réaction entre le dichlorure de soufre et le trioxyde de soufre produit également du chlorure de thionyle.