Disulfure de carbone

Le disulfure de carbone (anciennement sulfure de carbone) est le composé chimique de formule CS₂. Liquide jusqu'à 46 °C, le disulfure de carbone est extrêmement volatil. Pur, il est incolore et possède une faible odeur éthérée, mais les impuretés soufrées qu'il contient souvent le rendent jaunâtre et lui confèrent une odeur forte et désagréable.

Identification

Nom UICPA

Disulfure de carbone

Synonymes

Anhydride sulfocarbonique
Bisulfure de carbone
Sulfure de carbone

N^o CAS

75-15-0

N^o ECHA

100.000.767

N^o CE

200-843-6

Apparence

liquide incolore, d'odeur caractéristique[1].

Propriétés chimiques

Formule

C S₂ [Isomères]

Masse molaire[2]

76,141 ± 0,011 g/mol
C 15,77 %, S 84,23 %,

Moment dipolaire

0,06 D[3]

Diamètre moléculaire

0,453 nm[3]

Propriétés physiques

T° fusion

−111 °C[1]

T° ébullition

46 °C[1]

Solubilité

dans l'eau à 20 °C : 2 g l⁻¹[1]

Paramètre de solubilité δ

20,5 MPa^1/2 (25 °C)[4]

Masse volumique

1,26 g cm⁻³[1]

équation[5] : $\rho =1.7968/0.28749^{(1+(1-T/552)^{0.3226})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 161,11 à 552 K.
Valeurs calculées :
1,25568 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
161,11	−112,04	19,064	1,45159
187,17	−85,98	18,6017	1,41639
200,2	−72,95	18,36656	1,39849
213,23	−59,92	18,12854	1,38036
226,26	−46,89	17,88743	1,362
239,29	−33,86	17,64304	1,34339
252,32	−20,83	17,39513	1,32452
265,35	−7,8	17,14345	1,30535
278,38	5,23	16,88771	1,28588
291,41	18,26	16,62759	1,26607
304,44	31,29	16,36272	1,24591
317,47	44,32	16,09267	1,22534
330,5	57,35	15,81698	1,20435
343,53	70,38	15,53509	1,18289
356,56	83,41	15,24635	1,1609

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
369,58	96,43	14,95	1,13834
382,61	109,46	14,64513	1,11512
395,64	122,49	14,33066	1,09118
408,67	135,52	14,00525	1,0664
421,7	148,55	13,66723	1,04066
434,73	161,58	13,3145	1,01381
447,76	174,61	12,94432	0,98562
460,79	187,64	12,55299	0,95582
473,82	200,67	12,1354	0,92403
486,85	213,7	11,68405	0,88966
499,88	226,73	11,18719	0,85183
512,91	239,76	10,62457	0,80899
525,94	252,79	9,95538	0,75803
538,97	265,82	9,06873	0,69052
552	278,85	6,250	0,47589

Graphique P=f(T)

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]

équation[5] : $P_{vs}=exp(67.114+{\frac {-4820.4}{T}}+(-7.5303)\times ln(T)+(9.1695E-3)\times T^{1})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 161,11 à 552 K.
Valeurs calculées :
47 837,88 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
161,11	−112,04	1,4944
187,17	−85,98	39,54
200,2	−72,95	143,49
213,23	−59,92	438,02
226,26	−46,89	1 160,92
239,29	−33,86	2 737,79
252,32	−20,83	5 856,99
265,35	−7,8	11 542,85
278,38	5,23	21 218,14
291,41	18,26	36 749,49
304,44	31,29	60 472,39
317,47	44,32	95 196,32
330,5	57,35	144 192,6
343,53	70,38	211 169,54
356,56	83,41	300 239,81

T (K)	T (°C)	P (Pa)
369,58	96,43	415 884,85
382,61	109,46	562 920,51
395,64	122,49	746 466,97
408,67	135,52	971 925,43
421,7	148,55	1 244 962,79
434,73	161,58	1 571 505,02
447,76	174,61	1 957 739,45
460,79	187,64	2 410 125,57
473,82	200,67	2 935 413,95
486,85	213,7	3 540 672,71
499,88	226,73	4 233 320,79
512,91	239,76	5 021 167,61
525,94	252,79	5 912 458,45
538,97	265,82	6 915 925,3
552	278,85	8 040 800

Viscosité dynamique

0,36 mPa s à 25 °C

Point critique

79,0 bar, 278,85 °C[6]

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[7]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

237,83 J mol⁻¹ K⁻¹

S⁰_{liquide, 1 bar}

151,0 J mol⁻¹ K⁻¹[8]

Δ_fH⁰_liquide

89,41 kJ mol⁻¹[9]

Δ_vapH°

27,50 kJ mol⁻¹[8]

C_p

76,45 J mol⁻¹ K⁻¹
à 25 °C (liquide)

équation[5] : $C_{P}=(8.5600E4)+(-122.00)\times T+(0.56050)\times T^{2}+(-1.4520E-3)\times T^{3}+(2.0080E-6)\times T^{4}$
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

P=f(T)

équation[10] : $C_{P}=(20.461)+(1.2299E-1)\times T+(-1.6184E-4)\times T^{2}+(1.0199E-7)\times T^{3}+(-2.4444E-11)\times T^{4}$
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

10,068 5 ± 0,002 0 eV (gaz)[11]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

{\textit {n}}_{D}^{25}

1,624[3]

Précautions

SGH[12]

Danger

H225, H315, H319, H361fd et H372

SIMDUT[13]

B2, D1B, D2A, D2B,

NFPA 704

Symbole NFPA 704

Transport

336
1131

Écotoxicologie

LogP

1,84[1]

Seuil de l’odorat

bas : 0,01 ppm
haut : 0,42 ppm[14]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le disulfure de carbone est un solvant très toxique, utilisé en chimie pour dissoudre de nombreux composants organiques (notamment les résines, les cires et le caoutchouc) ainsi que le soufre, le phosphore blanc, le sélénium et l'iode.

Le disulfure de carbone est également 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.

Propriétés physiques

Le disulfure 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.

CS₂ a été produit industriellement à partir de la fin du XIX^e siècle, à partir de charbon (ou de coke) et de soufre vaporisé à haute température (800 à 1 000 °C). Cette méthode était cependant peu efficace sur le plan énergétique et elle a été remplacée à partir des années 1950 par la synthèse à base de gaz.

La filière gaz naturel utilise une température de réaction plus basse, de l'ordre de 600 °C ; la réaction est catalysée par du gel de silice ou de l'alumine[15].

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 :

2 R₂NH + 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 de la 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[CS₃²⁻].

Réduction

Le sodium réduit CS₂ et donne l'hétérocycle « dmit²⁻ »[16] :

3 CS₂ + 4 Na → Na₂C₃S₅ + Na₂S.

Une réduction électrochimique directe donne l'anion tétrathiooxalate[17] :

2 CS₂ + 2 e⁻ → C₂S₄²⁻.

Chloration

La production de tétrachlorure de carbone à partir de CS₂ est la voie de synthèse majoritairement employée[15] :

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)[18].

Utilisations

La principale utilisation du CS₂ est la fabrication des fibres de viscose[19]. Il est aussi utilisé pour la synthèse de tétrachlorure de carbone et les feuilles de cellophane[20].

La production mondiale était de l'ordre de 750 000 t en 1990. Elle diminue depuis à cause des contraintes sur l'utilisation de CCl₄ et du remplacement des films de cellophane par d'autre matériaux[20].

Dangerosité

À des niveaux élevés, le disulfure 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.

Le disulfure de carbone est particulièrement irritant pour les yeux et la peau. Il est considéré comme un des plus irritants pour cette dernière. Une ingestion par inhalation, lors d’une exposition courte, cause, à haute concentration, des tremblements, vertiges, hallucinations, troubles comportementaux, troubles de la marche ainsi que des mouvements désordonnés. Après une ingestion grave, survient un coma souvent convulsif, une défaillance respiratoire (paralysie) voire le décès de l’individu. Les survivants présentent par la suite des séquelles neurologiques[21].

En cas d’exposition chronique, on remarque chez ces individus différents troubles neurocomportementaux : fatigue, irritabilité, céphalées, problème de concentration, vertiges, perte de poids, diminution de la force musculaire, troubles de la mémoire, du sommeil et de la libido et tendance dépressive.

En mai 2012, un wagon-citerne contenant 70 tonnes de disulfure de carbone a été accidenté lors d'une collision de trains à Godinne en Belgique. Par mesure de précaution en raison de la toxicité et du risque d'explosion durant le transvasement du produit, un périmètre de sécurité de 500 mètres a été délimité et tout un quartier a été évacué plusieurs jours[22].

Le 18 mai 2022, un camion-citerne contenant du disulfure de carbone s'est renversé à la suite d'une collision sur l'autoroute A7, aux abords de Chasse-sur-Rhône en France. La sécurisation et le dépannage ont mobilisé 110 sapeurs pompiers, 26 engins, des gendarmes et des policiers. Un périmètre de sécurité de 1,5 km a été mis en place. La zone commerciale et l'autoroute ont été évacuées, et les habitants ont été invités à rester confinés à leur domicile[23] - [24].

Notes et références

DISULFURE DE CARBONE, Fiches internationales de sécurité chimique .
Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
(en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).
(en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer, 2007, 2^e éd., 1076 p. (ISBN 978-0-387-69002-5 et 0-387-69002-6, lire en ligne), p. 294.
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Numéro index 006-003-00-3 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008).
« 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.
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M. Hégo, « Disulfure de carbone », Techniques de l'ingénieur, n^o J 6290,‎ 1994, p. 8.
N. Bonnard, T. Clavel, M. Falcy et al. (2013), « Disulfure de carbone - Fiche toxicologique n^o 12 », INRS.
Emmanuel Wilputte, « Godinne : extrême prudence avec le disulfure de carbone », sur l'avenir.net, 14 mai 2012 (consulté le 14 mai 2012).
Anthony Soudani, « Près de Lyon. L'autoroute A7 coupée après un grave accident : ce que l'on sait », sur Actu Lyon, 18 mai 2022 (consulté le 18 mai 2022).
V.W., « Un camion-citerne transportant des matières dangereuses se renverse sur l’A7 : des centaines de camions bloqués », sur Le Dauphiné Libéré, 18 mai 2022 (consulté le 18 mai 2022).

Voir aussi

Liens externes

(en) National Pollutant Inventory: Carbon disulfide, sur npi.gov.au
N. Bonnard, T. Clavel, M. Falcy et al., « Disulfure de carbone - Fiche toxicologique n^o 12 », INRS, 2013
Fiche toxicologique internationale, sur cdc.gov

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Disulfure de carbone

Propriétés physiques

Occurrence et synthèse

Réactions

Additions nucléophiles

Réduction

Chloration

Chimie de coordination

Utilisations

Dangerosité

Notes et références

Voir aussi

Articles connexes

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