Sulfure de carbone

Pour les articles homonymes, voir CS2.

Sulfure de carbone

Général

Nom IUPAC

Disulfure de carbone

Synonymes

Anhydride sulfocarbonique
Bisulfure de carbone

Apparence

liquide incolore, d'odeur caractéristique^[1].

Propriétés chimiques

Formule brute

C S₂ [Isomères]

Masse molaire^[3]

76,141 ± 0,011 g·mol^-1
C 15,77 %, S 84,23 %,

Moment dipolaire

0,06 D^[2]

Diamètre moléculaire

0,453 nm^[2]

Propriétés physiques

T° fusion

-111 °C^[1]

T° ébullition

46 °C^[1]

Solubilité

dans l'eau à 20 °C : 2 g·l^-1^[1]

Masse volumique

1,26 g·cm^-3^[1]

T° d'auto-inflammation

90 °C^[1]

Point d’éclair

-30 °C (coupelle fermée)^[1]

Limites d’explosivité dans l’air

1–50 % vol^[1]

Pression de vapeur saturante

à 25 °C : 48 kPa^[1]

Viscosité dynamique

0,36 mPa·s à 25 °C

Point critique

79,0 bar, 278,85 °C^[5]

Conductivité thermique

0,162 W⋅m^-1⋅K^-1 à 20 °C

Conductivité électrique

78×10^-19 Ω^-1·cm^-1 à 18 °C

Vitesse du son

1 140 m·s^-1 à 25 °C ^[6]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

237,83 J⋅mol^-1⋅K^-1

C_p

76,45 J⋅mol^-1⋅K^-1
à 25 °C (liquide)

équation^[4] : $C_{P} = (8.5600E4) + (-122.00) \times T + (0.56050) \times T^{2} + (-1.4520E-3) \times T^{3} + (2.0080E-6) \times T^{4}$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 161,11 à 552 K.
Valeurs calculées :
76,435 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$	C_p $( \tfrac { J } { kg \times K } )$
161,11	-112,04	75 770	995
187	-86,15	75 347	990
200	-73,15	75 217	988
213	-60,15	75 145	987
226	-47,15	75 134	987
239	-34,15	75 187	987
252	-21,15	75 311	989
265	-8,15	75 512	992
278	4,85	75 799	995
291	17,85	76 180	1 000
304	30,85	76 668	1 007
317	43,85	77 273	1 015
330	56,85	78 011	1 025
343	69,85	78 896	1 036
356	82,85	79 945	1 050

T (K)	T (°C)	C_p $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$	C_p $( \tfrac { J } { kg \times K } )$
369	95,85	81 175	1 066
382	108,85	82 606	1 085
395	121,85	84 258	1 107
408	134,85	86 153	1 131
421	147,85	88 316	1 160
434	160,85	90 769	1 192
447	173,85	93 541	1 228
460	186,85	96 657	1 269
473	199,85	100 148	1 315
486	212,85	104 042	1 366
499	225,85	108 373	1 423
512	238,85	113 172	1 486
525	251,85	118 475	1 556
538	264,85	124 317	1 633
552	278,85	131 250	1 724

équation^[7] : $C_{P} = (20.461) + (1.2299E-1) \times T + (-1.6184E-4) \times T^{2} + (1.0199E-7) \times T^{3} + (-2.4444E-11) \times T^{4}$
Capacité thermique du gaz en J·mol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 100 à 1 500 K.
Valeurs calculées :
45,254 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$	C_p $( \tfrac { J } { kg \times K } )$
100	-173,15	31 241	410
193	-80,15	38 869	510
240	-33,15	41 985	551
286	12,85	44 621	586
333	59,85	46 936	616
380	106,85	48 914	642
426	152,85	50 564	664
473	199,85	51 996	683
520	246,85	53 208	699
566	292,85	54 211	712
613	339,85	55 081	723
660	386,85	55 820	733
706	432,85	56 442	741
753	479,85	56 994	749
800	526,85	57 482	755

T (K)	T (°C)	C_p $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$	C_p $( \tfrac { J } { kg \times K } )$
846	572,85	57 912	761
893	619,85	58 317	766
940	666,85	58 696	771
986	712,85	59 051	776
1 033	759,85	59 402	780
1 080	806,85	59 742	785
1 126	852,85	60 065	789
1 173	899,85	60 379	793
1 220	946,85	60 673	797
1 266	992,85	60 931	800
1 313	1 039,85	61 152	803
1 360	1 086,85	61 316	805
1 406	1 132,85	61 404	806
1 453	1 179,85	61 399	806
1 500	1 226,85	61 275	805

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

10,0685 ± 0,0020 eV (gaz)^[8]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

$\textit{n}_{D}^{25}$ 1,624^[2]

Précautions

Directive 67/548/EEC^[9]

Phrases R : 11, 36/38, 48/23, 62, 63,

Phrases S : 1/2, 16, 33, 36/37, 45,

Transport

336

1131

NFPA 704

SIMDUT^[10]

B2, D1B, D2A, D2B,

SGH^[11]

Danger H225, H315, H319, H361fd, H372,

Écotoxicologie

LogP

1,84^[1]

Seuil de l’odorat

bas : 0,01 ppm
haut : 0,42 ppm^[12]

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le sulfure de carbone, de formule chimique CS₂, est un solvant très toxique, utilisé en chimie pour dissoudre de nombreux composants organiques, ainsi que le soufre, le phosphore blanc, le sélénium, le diiode, le caoutchouc ou les résines et les cires. Il est aussi utilisé comme intermédiaire de synthèse dans la fabrication de nombreux composés organiques soufrés : agents de vulcanisation du caoutchouc, produits pharmaceutiques, produits phytosanitaires (fongicides, insecticides). Au XIX^e siècle, il fut utilisé pour lutter contre le phylloxéra de la vigne.

Sommaire

1 Propriétés physiques
2 Occurrence et synthèse
3 Réactions
4 Effets sur la santé
5 Notes et références
6 Voir aussi
- 6.1 Articles connexes
- 6.2 Liens et documents externes

Propriétés physiques

Le sulfure de carbone est un liquide dense et volatil, avec un haut degré d'inflammabilité dans l'air, une température d'auto-inflammation remarquablement basse ainsi qu'une sensibilité exacerbée à l'électricité statique.

Occurrence et synthèse

De petites quantités de disulfure de carbone sont synthétisées lors des éruptions volcaniques et dans les marais. Dans l'industrie CS₂ était produit à partir de charbon (ou de coke) et de soufre à haute température. La filière gaz naturel utilise une température de réaction plus basse de l'ordre de 600 °C, réaction catalysée par du gel de silice ou de l'alumine^[13]

CH₄ + 1/2 S₈ → CS₂ + 2 H₂S

Cette réaction est analogue à la combustion du méthane. Bien que structurellement similaire au dioxyde de carbone, CS₂ est extrêmement inflammable :

CS₂ + 3 O₂ → CO₂ + 2 SO₂

Réactions

Comparé au dioxyde de carbone, CS₂ est plus réactif vis-à-vis des nucléophiles et est plus facile à réduire. Cette différence de réactivité s'explique par le caractère p-donneur faible du soufre qui rend le carbone plus électrophile. Cette réactivité est très utilisée pour la synthèse de composés organosulfurés.

Additions nucléophiles

Les nucléophiles comme les amines réagissent pour donner des dithiocarbamates:

2R₂NH + CS₂ → [R₂NH₂⁺][R₂NCS₂^-]

Les xanthates se forment de façon similaire à partir d'alcoolates:

RONa + CS₂ → [Na⁺][ROCS₂^-]

Cette réaction est le point de départ de la fabrication de cellulose réarrangée, principal composant de la rayonne viscose et du cellophane. Les xanthates et leurs équivalents soufrés les thioxanthates (dérivé d'un traitement de CS₂ par des thiolates de sodium) sont utilisés comme agents de flottation dans le traitement de certains minerais. La réaction avec le sulfure de sodium donne l'ion trithiocarbonate:

Na₂S + CS₂ → [Na⁺]₂[CS₃^2-]

Réduction

Le sodium réduit CS₂ et donne l'hétérocycle « dmit^2- »^[14]:

3 CS₂ + 4 Na → Na₂C₃S₅ + Na₂S

Une réduction électrochimique directe donne l'anion tétrathiooxalate^[15]:

2 CS₂ + 2^e^- → C₂S₄^2-

Chloration

La production de tétrachlorure de carbone à partir de CS₂ est la voie de synthèse majoritairement employée^[13]:

CS₂ + 3 Cl₂ → CCl₄ + S₂Cl₂

Cette conversion passe par l'intermédiaire thiophosgène, CSCl₂.

Chimie de coordination

CS₂ est un ligand impliqué dans de nombreux complexes, formant des recouvrements de type Pi. Par exemple CpCo(η²-CS₂)(PMe₃)^[16].

Effets sur la santé

A des niveaux élevés, le sulfure de carbone peut être mortel car il touche le système nerveux. Ce point est critique dans l'industrie de la rayonne viscose où il est présent en plus du sulfure d'hydrogène lui aussi toxique.

Notes et références

↑ ^{a, b, c, d, e, f, g, h, i et j} DISULFURE DE CARBONE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
↑ ^{a, b et c} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, England, John Wiley & Sons Ltd, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1)
↑ Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ ^{a, b et c} (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50
↑ Properties of Various Gases sur flexwareinc.com. Consulté le 12 avril 2010
↑ (en) William M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor and Francis, 1^er juillet 2010, 91^e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773) [présentation en ligne], p. 14-40
↑ (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams, vol. 1, 2 et 3, Huston, Texas, Gulf Pub. Co., 1996 (ISBN 0-88415-857-8, ISBN 0-88415-858-6, ISBN 0-88415-859-4)
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor and Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791) [présentation en ligne], p. 10-205
↑ « disulfure de carbone » sur ESIS, consulté le 18 février 2009
↑ « Disulfure de carbone » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
↑ Numéro index 006-003-00-3 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
↑ Carbon disulfide sur hazmap.nlm.nih.gov. Consulté le 14 novembre 2009
↑ ^{a et b} Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
↑ (en)Girolami, G. S.; Rauchfuss, T. B. and Angelici, R. J., Synthesis and Technique in Inorganic Chemistry, University Science Books: Mill Valley, CA, 1999.ISBN 0-935702-48-2
↑ (en)Jeroschewski, P. « Electrochemical Preparation of Tetraalkylammonium Salts of Tetrathiooxalic Acid » Zeitschrift für Chemie (1981), volume 21, 412.
↑ (en)Werner, H. « Novel Coordination Compounds formed from CS₂ and Heteroallenes » Coordination Chemistry Reviews, 1982, volume 43, pages 165-185. {DOI| 10.1016/S0010-8545(00)82095-0}

Voir aussi

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Sommaire

Propriétés physiques

Occurrence et synthèse

Réactions

Additions nucléophiles

Réduction

Chloration

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