- Structure
- Nomenclature
- Propriétés
- État physique
- Poids moléculaire
- Point de fusion ou de solidification
- Point d'ébullition
- Point d'inflammation
- La température d'auto-inflammation
- Densité
- La pression de vapeur
- Solubilité
- Propriétés chimiques
- Obtention
- Présence dans la nature
- Applications
- Dans l'industrie chimique
- Dans la production de rayonne et de cellophane
- Dans la production de tétrachlorure de carbone
- Dans diverses applications
- Utilisations anciennes
- Des risques
- Références
Le disulfure de carbone est un composé formé par l'union d'un atome de carbone (C) et de deux atomes de soufre (S). Sa formule chimique est CS 2. C'est un liquide incolore ou légèrement jaune avec une odeur désagréable en raison des impuretés qu'il contient (composés soufrés). Lorsqu'il est pur, son odeur est douce et sucrée, semblable au chloroforme ou à l'éther.
Il provient naturellement de l'action de la lumière du soleil sur les molécules organiques présentes dans l'eau de mer. En outre, il est produit dans les eaux des marais et est également expulsé des volcans avec d'autres gaz.
Disulfure de carbone CS 2. Auteur: Benjah-bmm27. Source: Wikimedia Commons.
Le disulfure de carbone est un liquide volatil et il est également hautement inflammable, il doit donc être tenu à l'écart des flammes et des étincelles ou des appareils qui peuvent les produire, même les ampoules électriques.
Il a la capacité de dissoudre un grand nombre de composés, matériaux et éléments, tels que le phosphore, le soufre, le sélénium, les résines, les laques, etc. Par conséquent, il trouve une utilité en tant que solvant.
C'est également un intermédiaire dans diverses réactions chimiques industrielles, comme la production de rayonne ou de soie artificielle.
Il doit être manipulé avec précaution et avec des outils de protection car il est très toxique et dangereux.
Structure
Le disulfure de carbone a un atome de carbone et deux atomes de soufre sur ses côtés.
Les liaisons entre l'atome de carbone et les atomes de soufre sont covalentes et doubles, elles sont donc très fortes. La molécule CS 2 a une structure linéaire et symétrique.
Structure linéaire du disulfure de carbone CS 2. Noir = carbone, jaune = soufre. Auteur: Benjah-bmm27. Source: Wikimedia Commons.
Nomenclature
- Le disulfure de carbone
- Bisulfure de carbone
- Anhydride dithiocarboné
Propriétés
État physique
Liquide incolore à jaunâtre.
Poids moléculaire
76,15 g / mol
Point de fusion ou de solidification
-110,8 ° C
Point d'ébullition
46,0 ºC
Point d'inflammation
-30 ºC (méthode en vase clos).
La température d'auto-inflammation
90 ° C
Densité
Liquide = 1,26 g / cm 3 à 20 ºC.
Vapeur = 2,67 fois celle de l'air.
Ses vapeurs sont plus de deux fois plus lourdes que l'air et le liquide est plus lourd que l'eau.
La pression de vapeur
279 mmHg à 25 ° C
C'est une pression de vapeur élevée.
Solubilité
Très légèrement soluble dans l'eau: 2,16 g / L à 25 ° C Soluble dans le chloroforme. Miscible avec l'éthanol, le méthanol, l'éther, le benzène, le chloroforme et le tétrachlorure de carbone.
Propriétés chimiques
Le CS 2 s'évapore facilement à température ambiante car son point d'ébullition est très bas et sa pression de vapeur est très élevée.
Le disulfure de carbone est extrêmement inflammable. Ses vapeurs s'enflamment très facilement, même avec la chaleur d'une ampoule électrique. Cela signifie qu'il réagit très rapidement avec l'oxygène:
CS 2 + 3 O 2 → CO 2 + 2 SO 2
Le fait qu'il ait une pression de vapeur élevée à température ambiante rend dangereux la proximité d'une flamme.
Lorsqu'il est chauffé jusqu'à la décomposition, il peut facilement exploser, émettant des gaz toxiques d'oxydes de soufre. Au-dessus de 90 ° C, il s'enflamme spontanément.
Il se décompose lorsqu'il est stocké pendant une longue période. Attaque le cuivre et ses alliages. Il réagit également avec certains plastiques, caoutchoucs et revêtements.
Réagit dans certaines conditions avec l'eau, formant du sulfure de carbonyle OCS, du dioxyde de carbone CO 2 et du disulfure d'hydrogène H 2 S:
CS 2 + H 2 O → OCS + H 2 S
CS 2 + 2 H 2 O → CO 2 + 2 H 2 S
Avec les alcools (ROH) en milieu alcalin, forme des xanthates (RO-CS-SNa):
CS 2 + ROH + NaOH → H 2 O + RO - C (= S) –SNa
Obtention
Le disulfure de carbone est préparé dans le commerce en faisant réagir du soufre avec du carbone. Le procédé est réalisé à des températures de 750 à 900 ° C.
C + 2 S → CS 2
Au lieu du charbon, du méthane ou du gaz naturel peuvent également être utilisés, et même de l'éthane, du propane et du propylène ont été utilisés, auquel cas la réaction se produit à 400-700 ° C avec un rendement élevé.
Il peut également être préparé en faisant réagir du gaz naturel avec du sulfure d'hydrogène H 2 S à une température très élevée.
Présence dans la nature
CS 2 est un produit naturel présent dans l'atmosphère en très petites quantités (traces). Il est produit photochimiquement dans les eaux de surface.
L'action de la lumière du soleil sur certains composés présents dans l'eau de mer comme la cystéine (un acide aminé) conduit à la formation de disulfure de carbone.
Le disulfure de carbone peut être formé par l'action de la lumière du soleil sur certains composés organiques présents dans l'eau de mer. Auteur: Pexels. Source: Pixabay.
Il est également libéré naturellement lors des éruptions volcaniques et se trouve en petites quantités sur les marécages.
Nous sommes normalement exposés à le respirer dans de très petites proportions et il est présent dans certains aliments. On le trouve également dans la fumée de cigarette.
Dans l'environnement, il est décomposé par la lumière du soleil. Au sol, il le traverse. Certains micro-organismes du sol le décomposent.
Applications
Dans l'industrie chimique
Le disulfure de carbone est un composé chimique important car il est utilisé pour préparer d'autres produits chimiques. Il peut agir comme intermédiaire chimique.
Il est également utilisé comme solvant de procédé, par exemple pour dissoudre le phosphore, le soufre, le sélénium, le brome, l'iode, les graisses, les résines, les cires, les laques et les gommes.
Il permet la fabrication de produits pharmaceutiques et d'herbicides, entre autres.
Dans la production de rayonne et de cellophane
Avec CS 2, on prépare des xanthates, qui sont des composés utilisés dans la fabrication de rayonne et de cellophane.
Pour obtenir de la soie artificielle ou de la rayonne, on commence la cellulose, qui est traitée avec un alcali et du disulfure de carbone CS 2 et transformée en xanthate de cellulose, soluble dans l'alcali. Cette solution est visqueuse et est donc appelée "visqueuse".
La viscose est forcée à travers de très petits trous dans un bain d'acide. Ici, le xanthate de cellulose est reconverti en cellulose qui est insoluble et de longs fils brillants se forment.
Les fils ou filaments peuvent être filés en un matériau appelé rayonne.
(1) Cellulose + NaOH → Alcali-cellulose
ROH + NaOH → RONa
(2) Alcali-cellulose + Disulfure de carbone → Xanthate de cellulose
RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa
(3) Xanthate de cellulose + acide → Cellulose (filaments)
RO - C (= S) –SNa + Acide → ROH
Des vêtements en rayonne, une fibre à laquelle participe le disulfure de carbone. Tobias "ToMar" Maier. Source: Wikimedia Commons.
Si la cellulose est précipitée en passant du xanthate à travers une fente étroite, la cellulose est régénérée sous la forme de feuilles minces qui composent la cellophane. Celui-ci est adouci avec du glycérol et est utilisé comme film protecteur pour les objets.
La cellophane est fabriquée à l'aide de sulfure de carbone. Auteur: Hans Braxmeier. Source: Pixabay.
Dans la production de tétrachlorure de carbone
Le disulfure de carbone réagit avec le chlore Cl 2 pour donner le tétrachlorure de carbone CCl 4, qui est un solvant non combustible important.
CS 2 + 3 Cl 2 → CCl 4 + S 2 Cl 2
Dans diverses applications
Le disulfure de carbone participe à la vulcanisation à froid des caoutchoucs, sert d'intermédiaire dans la fabrication de pesticides et est utilisé pour générer des catalyseurs dans l'industrie pétrolière et dans la fabrication du papier.
Les xanthates préparés avec CS 2 sont utilisés dans la flottation minérale.
Utilisations anciennes
CS 2 est un poison pour les organismes vivants. Autrefois, il était utilisé pour détruire les ravageurs tels que les rats, les marmottes et les fourmis, en versant le liquide dans tout espace clos dans lequel vivaient ces animaux (terriers et fourmilières).
Lorsqu'elles sont utilisées à cette fin, les vapeurs toxiques denses ont éliminé tout organisme vivant qui se trouvait dans l'espace confiné.
Il était également utilisé comme anthelminthique pour les animaux et pour tuer les larves de mouches à mouche de l'estomac des chevaux.
En agriculture, il était utilisé comme insecticide et nématicide, pour fumiger le sol, pour la fumigation des pépinières, des greniers, des silos et des moulins à céréales. Des wagons de chemin de fer, des navires et des barges ont également été pulvérisés.
Un agriculteur en 1904 pulvérise le sol avec du sulfure de carbone pour lutter contre un ravageur des plants de raisin. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Source: Wikimedia Commons.
Toutes ces utilisations ont été interdites en raison de la forte inflammabilité et de la toxicité du CS 2.
Des risques
CS 2 est hautement inflammable. Beaucoup de leurs réactions peuvent provoquer un incendie ou une explosion. Les mélanges de ses vapeurs avec l'air sont explosifs. Lorsqu'il est enflammé, il produit des gaz irritants ou toxiques.
Le disulfure de carbone ne doit pas être versé dans les drains, car un mélange de CS 2 et d'air reste dans les tubes qui peut provoquer une explosion en cas d'allumage accidentel.
Ses vapeurs s'enflamment spontanément au contact d'étincelles ou de surfaces chaudes.
Le disulfure de carbone irrite gravement les yeux, la peau et les muqueuses.
En cas d'inhalation ou d'ingestion, il affecte gravement le système nerveux central, le système cardiovasculaire, les yeux, les reins et le foie. Il peut également être absorbé par la peau et causer des dommages.
Références
- Bibliothèque nationale de médecine des États-Unis. (2020). Le disulfure de carbone. Récupéré de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- Mopper, K. et Kieber, DJ (2002). Photochimie et cycle du carbone, du soufre, de l'azote et du phosphore. En biogéochimie de la matière organique dissoute marine. Récupéré de sciencedirect.com.
- Meyer, B. (1977). Utilisations industrielles du soufre et de ses composés. Le disulfure de carbone. Dans Soufre, énergie et environnement. Récupéré de sciencedirect.com.
- Pohanish, RP (2012). C. Disulfure de carbone. In Sittig's Handbook of Toxic and Hazardous Chemicals and Carcinogens (Sixième édition). Récupéré de sciencedirect.com.
- Morrison, RT et Boyd, RN (2002). Chimie organique. 6e édition. Prentice Hall.
- Windholz, M. et coll. (éditeurs) (1983). L'indice Merck. Une encyclopédie des produits chimiques, des médicaments et des produits biologiques. Dixième édition. Merck & CO., Inc.