Sulfure de diméthyle

Le sulfure de diméthyle ou diméthylsulfure (DMS) est un composé organosulfuré de formule (CH₃)₂S. C'est un liquide volatil, inflammable, insoluble dans l'eau et dont la caractéristique principale est une odeur très désagréable à haute concentration. Il apparaît notamment lors de la cuisson de certains végétaux comme le maïs, le chou ou la betterave. Il est également le signe d'une infection bactérienne dans le brassage. C'est un produit de la décomposition du diméthylsulfoniopropionate (DMSP). Il est également produit lors du métabolisme bactérien du méthanethiol, notamment dans les flatulences[11].

Identification

Nom UICPA

sulfure de diméthyle

Synonymes

DMS
Diméthylsulfure
Diméthyl thioéther
Méthylthiométhane
Sulfure diméthylique

N^o CAS

75-18-3

N^o ECHA

100.000.770

N^o CE

200-846-2

Apparence

liquide incolore à l'odeur caractéristique[1]

Propriétés chimiques

Formule

C₂H₆S [Isomères]

Masse molaire[2]

62,134 ± 0,007 g/mol
C 38,66 %, H 9,73 %, S 51,61 %,

Moment dipolaire

1,45 D[3]

Diamètre moléculaire

0,481 nm[3]

Propriétés physiques

T° fusion

−98 °C[1]

T° ébullition

37,3 °C[1]

Solubilité

dans l'eau : nulle[1]

Paramètre de solubilité δ

18,5 J^1/2·cm^-3/2 (25 °C)[3]

Masse volumique

0,85 g·cm^-3[1]

équation[4] : $\rho =1.4029/0.27991^{(1+(1-T/503.04)^{0.2741})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 174,88 à 503,04 K.
Valeurs calculées :
0,84267 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
174,88	−98,27	15,556	0,96659
196,76	−76,39	15,22914	0,94628
207,7	−65,45	15,06218	0,9359
218,63	−54,52	14,89257	0,92536
229,57	−43,58	14,72016	0,91465
240,51	−32,64	14,54475	0,90375
251,45	−21,7	14,36613	0,89265
262,39	−10,76	14,18409	0,88134
273,33	0,18	13,99836	0,8698
284,27	11,12	13,80866	0,85801
295,21	22,06	13,61465	0,84596
306,14	32,99	13,41597	0,83361
317,08	43,93	13,21219	0,82095
328,02	54,87	13,00281	0,80794
338,96	65,81	12,78726	0,79455

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
349,9	76,75	12,56486	0,78073
360,84	87,69	12,33478	0,76643
371,78	98,63	12,09605	0,7516
382,71	109,56	11,84748	0,73615
393,65	120,5	11,58755	0,72
404,59	131,44	11,31437	0,70303
415,53	142,38	11,02545	0,68508
426,47	153,32	10,71744	0,66594
437,41	164,26	10,38568	0,64532
448,35	175,2	10,02329	0,62281
459,29	186,14	9,61948	0,59772
470,22	197,07	9,1555	0,56889
481,16	208,01	8,59326	0,53395
492,1	218,95	7,82785	0,48639
503,04	229,89	5,012	0,31143

Graphique P=f(T)

T° d'auto-inflammation

205 °C[1]

Point d’éclair

−49 °C[1]

Limites d’explosivité dans l’air

2,2–19,7 %vol[1]

Pression de vapeur saturante

à 20 °C : 53,2 kPa[1]

équation[4] : $P_{vs}=exp(83.485+{\frac {-5711.7}{T}}+(-9.4999)\times ln(T)+(9.8449E-6)\times T^{2})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 174,88 à 503,04 K.
Valeurs calculées :
64 628,59 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
174,88	−98,27	7,9009
196,76	−76,39	105,51
207,7	−65,45	304,06
218,63	−54,52	773,88
229,57	−43,58	1 773,42
240,51	−32,64	3 716,86
251,45	−21,7	7 216,92
262,39	−10,76	13 120,7
273,33	0,18	22 534,34
284,27	11,12	36 834,22
295,21	22,06	57 665,28
306,14	32,99	86 928,63
317,08	43,93	126 762,25
328,02	54,87	179 519,06
338,96	65,81	247 746,3

T (K)	T (°C)	P (Pa)
349,9	76,75	334 169,85
360,84	87,69	441 686,19
371,78	98,63	573 363,7
382,71	109,56	732 454,67
393,65	120,5	922 418,35
404,59	131,44	1 146 955,32
415,53	142,38	1 410 053,2
426,47	153,32	1 716 043,62
437,41	164,26	2 069 670,67
448,35	175,2	2 476 171,11
459,29	186,14	2 941 367,14
470,22	197,07	3 471 772,72
481,16	208,01	4 074 715,08
492,1	218,95	4 758 473,41
503,04	229,89	5 532 400

Point critique

55,3 bar, 229,85 °C[5]

Thermochimie

C_p

équation[4] : $C_{P}=(146950)+(-380.06)\times T+(1.2035)\times T^{2}+(-8.4787E-4)\times T^{3}$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 174,88 à 310,48 K.
Valeurs calculées :
118,147 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
174,88	−98,27	112 760	1 815
183	−90,15	112 507	1 811
188	−85,15	112 401	1 809
192	−81,15	112 343	1 808
197	−76,15	112 303	1 807
202	−71,15	112 297	1 807
206	−67,15	112 317	1 808
211	−62,15	112 374	1 809
215	−58,15	112 442	1 810
220	−53,15	112 558	1 811
224	−49,15	112 674	1 813
229	−44,15	112 847	1 816
233	−40,15	113 008	1 819
238	−35,15	113 236	1 822
242	−31,15	113 441	1 826

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
247	−26,15	113 723	1 830
251	−22,15	113 969	1 834
256	−17,15	114 302	1 840
260	−13,15	114 589	1 844
265	−8,15	114 971	1 850
269	−4,15	115 296	1 856
274	0,85	115 726	1 862
278	4,85	116 088	1 868
283	9,85	116 563	1 876
287	13,85	116 960	1 882
292	18,85	117 478	1 891
296	22,85	117 909	1 898
301	27,85	118 468	1 907
305	31,85	118 931	1 914
310,48	37,33	119 590	1 925

P=f(T)

équation[6] : $C_{P}=(35.994)+(1.2381E-1)\times T+(5.0871E-5)\times T^{2}+(-9.1708E-8)\times T^{3}+(2.8274E-11)\times T^{4}$
Capacité thermique du gaz en J·mol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 200 à 1 500 K.
Valeurs calculées :
75,223 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
200	−73,15	62 102	999
286	12,85	73 608	1 185
330	56,85	79 431	1 278
373	99,85	85 041	1 369
416	142,85	90 547	1 457
460	186,85	96 050	1 546
503	229,85	101 280	1 630
546	272,85	106 345	1 712
590	316,85	111 341	1 792
633	359,85	116 028	1 867
676	402,85	120 511	1 940
720	446,85	124 877	2 010
763	489,85	128 923	2 075
806	532,85	132 746	2 136
850	576,85	136 426	2 196

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
893	619,85	139 796	2 250
936	662,85	142 947	2 301
980	706,85	145 949	2 349
1 023	749,85	148 673	2 393
1 066	792,85	151 202	2 433
1 110	836,85	153 600	2 472
1 153	879,85	155 774	2 507
1 196	922,85	157 797	2 540
1 240	966,85	159 731	2 571
1 283	1 009,85	161 511	2 599
1 326	1 052,85	163 207	2 627
1 370	1 096,85	164 882	2 654
1 413	1 139,85	166 491	2 680
1 456	1 182,85	168 103	2 705
1 500	1 226,85	169 791	2 733

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

8,69 ± 0,02 eV (gaz)[7]

Constante diélectrique

6,70[7]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

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

1,432[3]

Précautions

SIMDUT[8]

B2, D2B,

NFPA 704

Symbole NFPA 704

Transport[9]

33
1164

Écotoxicologie

LogP

0,84[1]

Seuil de l’odorat

bas : 0,009 8 ppm
haut : 0,02 ppm[10]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Sources naturelles

Les embruns marins sont une des sources importantes de sulfure de diméthyle dans l'atmosphère.

Le DMS est le plus abondant des composés biologiques contenant du soufre émis dans l'atmosphère[12].

Les émissions océaniques jouent un rôle important dans le cycle du soufre. Elles sont principalement issues du métabolisme et de la décomposition du phytoplancton, le DMS est injecté dans l'atmosphère via les embruns marins ou le dégazage.

Sur les continents, du DMS est également produit naturellement par la transformation bactérienne, dont dans les réseaux d'égouts, de déchets contenant du diméthylsulfoxyde (DMSO). Ce phénomène peut conduire à des problèmes environnementaux malodorants[13].

Le sulfure de diméthyle a été détecté sur Mars dans des échantillons prélevés dans le cratère Gale[14] et dont le contenu organique évoque le kérogène terrestre[15].

Devenir dans l'atmosphère

Le DMS est oxydé dans l'atmosphère en une grande variété de composés sulfurés comme le dioxyde de soufre, le diméthylsulfoxyde (DMSO), l'acide sulfonique et l'acide sulfurique[16].

Liens avec le climat

Parmi les composés soufrés provenant de l'oxydation du DMS, l'acide sulfurique a la capacité de former de nouveaux aérosols (dits secondaires) qui peuvent agir comme des noyaux de condensation de nuages[17]. Le DMS est la principale source naturelle de sulfates et une source majeure de noyaux de condensation de nuages (CCN) dans l'atmosphère. Selon Charlson et al. (1987), son oxydation joue un rôle majeur dans une boucle de rétroaction climatique et permet ainsi de corréler la production du DMS par le phytoplancton marin et l'albédo nuageuse[17]. Cette hypothèse a eu un grand impact sur la recherche en science de l'atmosphère mais a depuis été remise en cause[18].

Par cette influence sur la formation des nuages, la présence massive et les variations naturelles ou anthropiques de DMS dans l'atmosphère océanique et subcontinentale pourrait avoir un impact significatif sur le climat global de la Terre[19].

Odeur

Le DMS a une odeur très caractéristique de chou cuit, qui peut être très incommodante à haute concentration. Son seuil de perception olfactive est très bas : il varie entre 0,02 et 0,1 ppm selon les individus. Il est cependant disponible en tant qu'additif alimentaire servant, en très faible quantité, à donner du goût (arôme alimentaire).

La betterave[20], le chou, le maïs, les asperges[21] et les fruits de mer dégagent du DMS lors de leur cuisson. Le phytoplancton produit lui aussi du DMS. Andrew Johnston (université d'East Anglia) a caractérisé l'odeur du DMS comme l'« odeur de la mer »[22]. Il serait plus précis de dire que le DMS est un composant de l'odeur de la mer, un autre étant les phéromones (dictyoptérènes) de certaines algues. Le DMS est également un composé émis par le procédé kraft de transformation du bois en pâte à papier et par l'oxydation de Swern.

On sait depuis 1995 que le DMS libéré par le phytoplancton quand il est mangé par le zooplancton attire les Procellariiformes (les oiseaux de mer à narines tubulaires, dont les albatros, les pétrels et les puffins), eux-mêmes consommateurs de zooplancton[23] - [24]. On suspecte que les baleines à fanons (dont les baleines à bosse, les baleines bleues et les rorquals) repèrent les concentrations de krill de la même façon[23].

Applications industrielles

Il est utilisé en raffinage et en pétrochimie pour contrôler la formation de coke et de monoxyde de carbone. Il est employé dans plusieurs synthèses organiques et est un sous-produit de l'oxydation de Swern. Il est également utilisé dans des arômes alimentaires, pour donner du goût. Il peut aussi être oxydé en diméthylsulfoxyde (DMSO), utilisé notamment pour ses qualités de solvant. Le plus gros producteur de DMS est l'entreprise Gaylord Chemical Corporation (en), un maillon important de l'industrie papetière à Bogalusa en Louisiane.

Sécurité

Le DMS est volatil, inflammable, irritant et a une odeur déplaisante même à faible concentration.

Cycle du soufre

Robert Charlson, James Lovelock, Meinrat Andreae et Stephen Warren font de cette molécule un élément important du cycle du soufre et de la régulation du climat dans l'hypothèse CLAW.

Notes et références

SULFURE DE DIMETHYLE, 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)
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(en) « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
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« Sulfure de diméthyle » 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 23 avril 2009
Entrée du numéro CAS « 75-18-3 » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 27 novembre 2008 (JavaScript nécessaire)
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Voir aussi

Liens externes

Merzouk, Anissa, Contrôle des variations à court terme de la production biologique de diméthylsulfure (DMS) en milieu marin, thèse, janvier 2007.

Bibliographie

Savoca, M. S., & Nevitt, G. A. (2014). Evidence that dimethyl sulfide facilitates a tritrophic mutualism between marine primary producers and top predators. Proceedings of the National Academy of Sciences, 111(11), 4157-4161.

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Sulfure de diméthyle

Sources naturelles

Devenir dans l'atmosphère

Liens avec le climat

Odeur

Applications industrielles

Sécurité

Cycle du soufre

Notes et références

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

Bibliographie