Phosgène

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Dichlorure de méthanoyle
Phosgène
Phosgène
Identification
Nom IUPAC Dichlorure de méthanoyle
Synonymes

Chlorure de carbonyle
Dichlorure de carbonyle

No CAS 75-44-5
No EINECS 200-870-3
PubChem 6371
SMILES
InChI
Apparence gaz comprimé, liquefié, incolore, d'odeur caractéristique[1].
Propriétés chimiques
Formule brute CCl2O  [Isomères]
Masse molaire[3] 98,916 ± 0,005 g/mol
C 12,14 %, Cl 71,68 %, O 16,17 %,
Moment dipolaire 1,17 ± 0,01 D [2]
Propriétés physiques
fusion −118 °C[1]
ébullition °C[1]
Solubilité dans l'eau : réaction[1]
Masse volumique 1,4 g·cm-3[1]
Pression de vapeur saturante à 20 °C : 161,6 kPa[1]
Point critique 56,7 bar, 181,85 °C [4]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 283,5 J/mol·K
ΔfH0gaz -219,1 kJ/mol
Cp
Précautions
Directive 67/548/EEC
Très toxique
T+



Transport
268
   1076   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[7]
A : Gaz compriméD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
A, D1A, E,
SGH[8]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H314, H330,
Inhalation Toux, sensation de brûlure aux poumons, crachats sanglants, destruction des tissus pulmonaires
Peau Très irritant, surtout sur une peau humide
Yeux Très irritant
Ingestion Nausée et vomissements
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat bas : 0,12 ppm
haut : 5,7 ppm[9]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le phosgène, aussi nommé dichlorure de méthanoyle, oxychlorure de carbone ou dichlorure de carbonyle est un composé inorganique de la famille des oxychlorures. C'est un gaz très toxique à température ambiante, qui appartient parmi les armes chimiques et gaz de combat à la classe des agents suffocants (comme le dichlore, le sulfure d'hydrogène ou le dibrome). Sa formule est COCl2.

Histoire[modifier | modifier le code]

Arme chimique : contenant de phosgène utilisé par l'armée anglaise durant la Première Guerre mondiale (ici dans la Somme, via les "Livens Projector" (ou « Mortier Livens »)

Le phosgène fut synthétisé par le chimiste John Davy (1790-1868) en 1812. Ce gaz fut employé comme arme la première fois par l'armée allemande, mélangé à du dichlore, sous forme de vague gazeuse dérivante, durant la Première Guerre mondiale. L’armée française l'utilisa à son tour, chargé en obus dès 1916. L'armée allemande préfèrera utiliser un de ses dérivés, le chloroformiate de méthyl chloré, pour le charger à l'intérieur de projectiles. Le phosgène fut ainsi le responsable de plus de 100 000 gazés pendant la Première Guerre mondiale. Plus tard, il fut utilisé par l'armée impériale japonaise contre les Chinois lors de la guerre sino-japonaise (1937-1945).

Production[modifier | modifier le code]

Le phosgène peut être produit par la réaction de deux gaz: le dichlore (Cl2) et le monoxyde de carbone (CO). Voici l'équation d' oxydo-réduction :

\begin{matrix} & \\ CO +  Cl_2 & \overrightarrow{\qquad} & COCl_2 \   \\\end{matrix}

Le chlore oxyde le carbone en lui prenant 2 électrons. Le carbone perd donc 2 électrons, il est oxydé alors que le chlore en captant 2 électrons est réduit. Le carbone passe du nombre d'oxydation +2 à +4 et le chlore de 0 à -1.

Cette réaction est exothermique, c'est pourquoi il faut employer un système réfrigérant (la température peut sinon s'élever dangereusement). Au-delà de 300 °C, le phosgène se décompose, notamment en monoxyde de carbone et en dichlore.

Il peut aussi être considéré comme le dichlorure de l'acide carbonique (Cl-CO-Cl).

Utilisation[modifier | modifier le code]

Malgré son caractère dangereux, le phosgène est couramment utilisé dans l'industrie chimique en raison de ses autres propriétés. Les réactions sont généralement bien connues et bien maîtrisées, et des mesures de sécurité très strictes sont adoptées. Le phosgène est majoritairement employé dans la production de polymères, dont les polyuréthanes et les polycarbonates. Il est aussi utilisé pour produire des isocyanates et des chlorures d'acyle destinés aux industries pharmaceutique, de détergents et de pesticides. On peut employer le phosgène pour séparer les métaux comme l'aluminium et l'uranium de leurs minerais, mais cette technique n'est pas répandue.

Au laboratoire, le phosgène gazeux a depuis longtemps été remplacé par le diphosgène (liquide) ou le triphosgène (cristallin).[réf. nécessaire]

Diphosgène
Triphosgène

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d, e et f PHOSGENE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
  5. (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams, vol. 1, 2 et 3, Huston, Texas, Gulf Pub. Co.,‎ 1996 (ISBN 0-88415-857-8, 0-88415-858-6 et 0-88415-859-4)
  6. « phosgène » sur ESIS, consulté le 11 février 2009
  7. « Phosgène » 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
  8. Numéro index 006-002-00-8 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  9. « Phosgene », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)