Éthane - Ethane

Éthane
Formule schématique de l'éthane avec tous les hydrogènes implicites indiqués
Formule schématique de l'éthane avec tous les carbones implicites indiqués et tous les hydrogènes explicites ajoutés
Modèle boule et bâton d'éthane
Modèle Spacefill d'éthane
Noms
Nom IUPAC préféré
Éthane
Nom IUPAC systématique
Dicarbane (jamais recommandé)
Identifiants
Modèle 3D ( JSmol )
1730716
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
Carte d'information de l'ECHA 100.000.741 Modifiez ceci sur Wikidata
Numéro CE
212
Engrener Éthane
CID PubChem
Numéro RTECS
UNII
Numéro ONU 1035
  • InChI=1S/C2H6/c1-2/h1-2H3 ChèqueOui
    Clé : OTMSDBZUPAUEDD-UHFFFAOYSA-N ChèqueOui
  • CC
Propriétés
C 2 H 6
Masse molaire 30,070  g·mol -1
Apparence Gaz incolore
Odeur Inodore
Densité

544,0 kg/m 3 (liquide à -88,5 °C)
206 kg/m 3 (au point critique 305,322 K)

Point de fusion −182,8 °C ; -296,9 °F ; 90,4 K
Point d'ébullition -88,5 °C ; −127,4 °F; 184,6 K
56,8 mg L -1
La pression de vapeur 3,8453 MPa (à 21,1 °C)
19 nmol Pa -1 kg -1
Acidité (p K a ) 50
Basicité (p K b ) -36
Acide conjugué Éthanium
-37,37·10 -6 cm 3 /mol
Thermochimie
52,49 JK -1 mol -1
Std enthalpie de
formation
f H 298 )
−84 kJmol −1
Std enthalpie de
combustion
c H 298 )
−1561.0–−1560.4 kJ mol −1
Dangers
Fiche de données de sécurité Voir : page de données
inchem.org
Pictogrammes SGH GHS02 : Inflammable
Mention d'avertissement SGH Danger
H220 , H280
P210 , P410+403
NFPA 704 (diamant de feu)
1
4
0
point de rupture −135 °C (−211 °F; 138 K)
472 °C (882 °F; 745 K)
Limites d'explosivité 2,9-13%
Composés apparentés
Alcanes apparentés
Composés apparentés
Page de données supplémentaires
Indice de réfraction ( n ),
Constante diélectriquer ), etc.

Données thermodynamiques
Comportement des phases
solide-liquide-gaz
UV , IR , RMN , MS
Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ChèqueOui vérifier  ( qu'est-ce que c'est   ?) ChèqueOui??N
Références de l'infobox

Ethane ( / ɛ θ n / ou / i θ n / ) est un organique composé chimique avec la formule chimique C
2
H
6
. A température et pression normales , l' éthane est un liquide incolore, inodore gaz . Comme de nombreux hydrocarbures , l'éthane est isolé à l'échelle industrielle du gaz naturel et en tant que sous-produit pétrochimique du raffinage du pétrole . Son utilisation principale est comme matière première pour la production d' éthylène .

Des composés apparentés peuvent être formés en remplaçant un atome d'hydrogène par un autre groupe fonctionnel ; le fragment éthane est appelé groupe éthyle . Par exemple, un groupe éthyle lié à un groupe hydroxyle donne de l' éthanol , l'alcool dans les boissons.

Histoire

L'éthane a été synthétisé pour la première fois en 1834 par Michael Faraday , en appliquant l' électrolyse d'une solution d'acétate de potassium . Il a confondu le produit hydrocarboné de cette réaction avec du méthane et n'a pas approfondi ses recherches. Au cours de la période 1847-1849, dans un effort pour justifier la théorie radicale de la chimie organique , Hermann Kolbe et Edward Frankland ont produit de l'éthane par les réductions de propionitrile ( cyanure d'éthyle ) et d'iodure d'éthyle avec du potassium métallique, et, comme Faraday, par le électrolyse des acétates aqueux . Ils ont confondu le produit des réactions avec le radical méthyle plutôt que le dimère de méthyle, l'éthane. Cette erreur fut corrigée en 1864 par Carl Schorlemmer , qui montra que le produit de toutes ces réactions était en fait l'éthane. L'éthane a été découvert dissous dans le pétrole brut léger de Pennsylvanie par Edmund Ronalds en 1864.

Le nom éthane est dérivé de la nomenclature IUPAC de la chimie organique . "Eth-" est dérivé de l'allemand pour l'alcool potable (éthanol), e" fait référence à la présence d'une liaison simple entre les atomes de carbone.

Propriétés

À température et pression normales, l'éthane est un gaz incolore et inodore. Il a un point d'ébullition de -88,5 °C (-127,3 °F) et un point de fusion de -182,8 °C (-297,0 °F). L'éthane solide existe en plusieurs modifications. En refroidissant sous pression normale, la première modification qui apparaît est un cristal plastique , cristallisant dans le système cubique. Sous cette forme, les positions des atomes d'hydrogène ne sont pas fixes ; les molécules peuvent tourner librement autour du grand axe. Refroidir cet éthane en dessous d'env. 89,9 K (−183,2 °C; -297,8 °F) le change en éthane métastable II monoclinique ( groupe d'espace P 21/n). L'éthane n'est que très peu soluble dans l'eau.

]

Les paramètres de liaison de l'éthane ont été mesurés avec une grande précision par spectroscopie micro-ondes et diffraction électronique : r C–C = 1,528(3) Å, r C–H = 1,088(5) Å et ∠CCH = 111,6(5)° par micro-ondes et r C–C = 1,524(3) Å, r C–H = 1,089(5) Å et ∠CCH = 111,9(5)° par diffraction électronique (les nombres entre parenthèses représentent les incertitudes dans les derniers chiffres).

Chimie

L'éthane peut être considéré comme deux groupes méthyle joints, c'est-à-dire un dimère de groupes méthyle. En laboratoire, l'éthane peut être commodément synthétisé par électrolyse de Kolbe . Dans cette technique, une solution aqueuse d'un sel d' acétate est électrolysée . À l' anode , l'acétate est oxydé pour produire du dioxyde de carbone et des radicaux méthyle , et les radicaux méthyle hautement réactifs se combinent pour produire de l'éthane :

CH 3 COO → CH 3 • + CO 2 + e
CH 3 • + • CH 3 → C 2 H 6

La synthèse par oxydation de l'anhydride acétique par les peroxydes , est conceptuellement similaire.

La chimie de l'éthane implique principalement des réactions radicalaires . L'éthane peut réagir avec les halogènes , en particulier le chlore et le brome , par halogénation radicalaire . Cette réaction se déroule par propagation du radical éthyle :

C 2 H 5 • + Cl 2C 2 H 5 Cl + Cl •
Cl• + C 2 H 6 → C 2 H 5 • + HCl

Étant donné que les éthanes halogénés peuvent subir une autre halogénation radicalaire, ce processus aboutit à un mélange de plusieurs produits halogénés. Dans l'industrie chimique, des réactions chimiques plus sélectives sont utilisées pour la production de tout haloalcane à deux carbones particulier.

La combustion

La combustion complète de l'éthane libère 1559,7 kJ/mol, soit 51,9 kJ/g, de chaleur et produit du dioxyde de carbone et de l' eau selon l' équation chimique

2 C 2 H 6 + 7 O 2 → 4 CO 2 + 6 H 2 O + 3120 kJ

La combustion peut également se produire sans excès d'oxygène, formant un mélange de carbone amorphe et de monoxyde de carbone .

2 C 2 H 6 + 3 O 2 → 4 C + 6 H 2 O + énergie
2 C 2 H 6 + 5 O 2 → 4 CO + 6 H 2 O + énergie
2 C 2 H 6 + 4 O 2 → 2 C + 2 CO + 6 H 2 O + énergie etc.

La combustion se produit par une série complexe de réactions radicalaires. Les simulations informatiques de la cinétique chimique de la combustion de l'éthane ont inclus des centaines de réactions. Une série importante de réactions dans la combustion de l'éthane est la combinaison d'un radical éthyle avec de l' oxygène et la décomposition subséquente du peroxyde résultant en radicaux éthoxy et hydroxyle.

C 2 H 5 • + O 2 → C 2 H 5 OO•
C 2 H 5 OO• + HR → C 2 H 5 OOH + •R
C 2 H 5 OOH → C 2 H 5 O• + •OH

Les principaux produits carbonés de la combustion incomplète de l'éthane sont des composés monocarbonés tels que le monoxyde de carbone et le formaldéhyde . Une voie importante par laquelle la liaison carbone-carbone dans l'éthane est rompue, pour donner ces produits à un seul carbone, est la décomposition du radical éthoxy en un radical méthyle et en formaldéhyde, qui peut à son tour subir une oxydation supplémentaire.

C 2 H 5 O• → CH 3 • + CH 2 O

Certains produits mineurs dans la combustion incomplète de l'éthane comprennent l' acétaldéhyde , le méthane , le méthanol et l' éthanol . À des températures plus élevées, en particulier dans la plage de 600 à 900 °C (1 112 à 1 652 °F), l' éthylène est un produit important. Elle survient à travers des réactions telles que celle-ci :

C 2 H 5 • + O 2C 2 H 4 + • OOH

Des réactions similaires (avec des agents autres que l'oxygène comme extracteur d'hydrogène) sont impliquées dans la production d'éthylène à partir d'éthane lors du vapocraquage .

Barrière à l'éthane

L'éthane (montré dans la projection de Newman ) entrave la rotation autour de la liaison carbone-carbone. La courbe est l'énergie potentielle en fonction de l'angle de rotation. La barrière énergétique est de 12 kJ/mol soit environ 2,9 kcal/mol .

La rotation d'une sous-structure moléculaire autour d'une liaison torsadée nécessite généralement de l'énergie. L'énergie minimale pour produire une rotation de liaison à 360° s'appelle la barrière de rotation .

L'éthane donne un exemple classique et simple d'une telle barrière rotative, parfois appelée "barrière d'éthane". L'une des premières preuves expérimentales de cette barrière (voir schéma à gauche) a été obtenue en modélisant l'entropie de l'éthane. Les trois hydrogènes à chaque extrémité sont libres de tourner autour de la liaison carbone-carbone centrale lorsqu'ils disposent d'une énergie suffisante pour surmonter la barrière. L'origine physique de la barrière n'est pas encore complètement établie, bien que la répulsion de chevauchement (échange) entre les atomes d'hydrogène aux extrémités opposées de la molécule soit peut-être le candidat le plus fort, l'effet stabilisant de l' hyperconjugaison sur la conformation décalée contribuant au phénomène. Cependant, les méthodes théoriques qui utilisent un point de départ approprié (orbitales orthogonales) constatent que l'hyperconjugaison est le facteur le plus important dans l'origine de la barrière de rotation de l'éthane.

Dès 1890-1891, les chimistes ont suggéré que les molécules d'éthane préféraient la conformation décalée avec les deux extrémités de la molécule de travers.

Production

Après le méthane , l'éthane est le deuxième composant du gaz naturel . La teneur en éthane du gaz naturel provenant de différents gisements varie de moins de 1 % à plus de 6 % en volume. Avant les années 1960, l'éthane et les molécules plus grosses n'étaient généralement pas séparés du composant méthane du gaz naturel, mais simplement brûlés avec le méthane comme combustible. Aujourd'hui, l'éthane est une matière première pétrochimique importante et est séparé des autres composants du gaz naturel dans la plupart des gisements de gaz bien développés. L'éthane peut également être séparé du gaz de pétrole , un mélange d'hydrocarbures gazeux produit comme sous-produit du raffinage du pétrole . Cependant, l'économie de la construction et de l'exploitation d'usines de transformation peut changer. Si la valeur relative de l'envoi du gaz naturel non traité à un consommateur dépasse la valeur de l'extraction d'éthane, l'extraction d'éthane peut ne pas être exécutée, ce qui pourrait entraîner des problèmes opérationnels pour gérer la qualité changeante du gaz dans les systèmes en aval.

L'éthane est séparé le plus efficacement du méthane en le liquéfiant à des températures cryogéniques. Différentes stratégies de réfrigération existent : le procédé le plus économique actuellement largement utilisé utilise un turbodétendeur , et peut récupérer plus de 90 % de l'éthane dans le gaz naturel. Dans ce processus, le gaz réfrigéré est détendu à travers une turbine , réduisant la température à environ -100 °C (-148 °F). A cette basse température, le méthane gazeux peut être séparé de l'éthane liquéfié et des hydrocarbures plus lourds par distillation . Une distillation supplémentaire sépare ensuite l'éthane du propane et des hydrocarbures plus lourds.

L'éthane peut être formé à partir de l' électrolyse de sels d' acétate :

2 CH 3 COONa + 2 H 2 O → C 2 H 6 + 2 CO 2 + H 2 + 2 NaOH

Les usages

L'utilisation principale de l'éthane est la production d' éthylène (éthylène) par vapocraquage . Lorsqu'ils sont dilués avec de la vapeur et brièvement chauffés à des températures très élevées (900 °C ou plus), les hydrocarbures lourds se décomposent en hydrocarbures plus légers et les hydrocarbures saturés deviennent insaturés . L'éthane est privilégié pour la production d'éthène car le vapocraquage de l'éthane est assez sélectif pour l'éthène, tandis que le vapocraquage d'hydrocarbures plus lourds donne un mélange de produits plus pauvre en éthène et plus riche en alcènes plus lourds (oléfines) , comme le propène (propylène) et le butadiène , et dans les hydrocarbures aromatiques .

Expérimentalement, l'éthane est à l'étude comme matière première pour d'autres produits chimiques de base. La chloration oxydative de l'éthane a longtemps semblé être une voie potentiellement plus économique vers le chlorure de vinyle que la chloration de l'éthylène. De nombreux procédés pour produire cette réaction ont été brevetés , mais une mauvaise sélectivité pour le chlorure de vinyle et des conditions de réaction corrosives (en particulier, un mélange réactionnel contenant de l'acide chlorhydrique à des températures supérieures à 500 °C) ont découragé la commercialisation de la plupart d'entre eux. Actuellement, INEOS exploite une usine pilote de 1 000 t/a ( tonnes par an ) d'éthane en chlorure de vinyle à Wilhelmshaven en Allemagne .

De même, la firme saoudienne SABIC a annoncé la construction d'une usine de 30 000 tonnes par an pour produire de l'acide acétique par oxydation d'éthane à Yanbu . La viabilité économique de ce procédé peut reposer sur le faible coût de l'éthane à proximité des champs pétrolifères saoudiens, et il peut ne pas être compétitif avec la carbonylation du méthanol ailleurs dans le monde.

L'éthane peut être utilisé comme réfrigérant dans les systèmes de réfrigération cryogénique. A une échelle beaucoup plus petite, dans la recherche scientifique, l'éthane liquide est utilisé pour vitrifier des échantillons riches en eau pour la microscopie électronique ( cryo-microscopie électronique ). Une fine pellicule d'eau, rapidement immergée dans de l'éthane liquide à -150 °C ou moins, gèle trop rapidement pour que l'eau cristallise. Des méthodes de congélation plus lentes peuvent générer des cristaux de glace cubiques qui peuvent perturber les structures molles en endommageant les échantillons et réduire la qualité de l'image en diffusant le faisceau d'électrons avant qu'il n'atteigne le détecteur.

Santé et sécurité

A température ambiante, l'éthane est un gaz extrêmement inflammable. Lorsqu'il est mélangé avec de l'air à 3,0%-12,5% en volume, il forme un mélange explosif .

Certaines précautions supplémentaires sont nécessaires lorsque l'éthane est stocké sous forme de liquide cryogénique. Le contact direct avec l'éthane liquide peut entraîner de graves gelures . Jusqu'à ce qu'elles atteignent la température ambiante, les vapeurs d'éthane liquide sont plus lourdes que l'air et peuvent s'écouler le long du sol ou du sol, se rassemblant dans des endroits bas ; si les vapeurs rencontrent une source d'inflammation, la réaction chimique peut revenir à la source d'éthane à partir de laquelle elles se sont évaporées.

L'éthane peut déplacer l' oxygène et devenir un risque d' asphyxie . L'éthane ne pose aucun risque toxicologique aigu ou chronique connu . Ce n'est pas un cancérigène .

Éthane atmosphérique et extraterrestre

Une photographie des latitudes nord de Titan . Les traits sombres sont des lacs d'hydrocarbures contenant de l'éthane

L'éthane est présent sous forme de gaz à l'état de traces dans l' atmosphère terrestre , ayant actuellement une concentration au niveau de la mer de 0,5 ppb , bien que sa concentration préindustrielle n'ait probablement été que d'environ 0,25 partie par milliard, car une proportion importante de l'éthane dans l'atmosphère actuelle peut provenir comme combustibles fossiles . Quantités globales d'éthane ont varié au fil du temps, probablement en raison de brûlage à la torche à des champs de gaz naturel . Les taux d'émission mondiaux d'éthane ont diminué de 1984 à 2010, bien que l'augmentation de la production de gaz de schiste dans la formation de Bakken aux États-Unis ait stoppé la baisse de moitié.

Bien que l'éthane soit un gaz à effet de serre , il est beaucoup moins abondant que le méthane, a une durée de vie de quelques mois seulement contre plus d'une décennie, et est également moins efficace pour absorber le rayonnement par rapport à la masse. En fait, le potentiel de réchauffement global de l'éthane résulte en grande partie de sa conversion dans l'atmosphère en méthane. Il a été détecté en tant que composant de trace dans l'atmosphère des quatre planètes géantes , et dans l'atmosphère de Saturne lune de Titan .

L'éthane atmosphérique résulte de l' action photochimique du Soleil sur le gaz méthane, également présent dans ces atmosphères : les photons ultraviolets de longueurs d' onde inférieures à 160 nm peuvent photo-dissocier la molécule de méthane en un radical méthyle et un atome d' hydrogène. Lorsque deux radicaux méthyle se recombinent, le résultat est l'éthane :

CH 4 → CH 3 • + •H
CH 3 • + • CH 3 → C 2 H 6

Dans l'atmosphère terrestre, les radicaux hydroxyles convertissent l'éthane en vapeur de méthanol avec une demi-vie d'environ trois mois.

On soupçonne que l'éthane produit de cette manière sur Titan retombe sur la surface de la lune et s'est accumulé au fil du temps dans des mers d'hydrocarbures couvrant une grande partie des régions polaires de la lune. En décembre 2007, la sonde Cassini a trouvé au moins un lac au pôle sud de Titan, maintenant appelé Ontario Lacus en raison de la superficie similaire du lac Ontario sur Terre (environ 20 000 km 2 ). Une analyse plus poussée des données spectroscopiques infrarouges présentées en juillet 2008 a fourni des preuves supplémentaires de la présence d'éthane liquide dans le Lacus de l'Ontario. Plusieurs lacs d'hydrocarbures beaucoup plus grands, Ligeia Mare et Kraken Mare étant les deux plus grands, ont été découverts près du pôle nord de Titan à l'aide de données radar recueillies par Cassini. On pense que ces lacs sont remplis principalement par un mélange d'éthane et de méthane liquides.

En 1996, de l'éthane a été détecté dans la comète Hyakutake , et il a depuis été détecté dans d'autres comètes . L'existence d'éthane dans ces corps éloignés du système solaire peut impliquer l'éthane en tant que composant primordial de la nébuleuse solaire à partir de laquelle le soleil et les planètes se seraient formés.

En 2006, Dale Cruikshank du NASA/Ames Research Center (un co-investigateur de New Horizons ) et ses collègues ont annoncé la découverte spectroscopique d'éthane à la surface de Pluton .

Voir également

Les références

Liens externes