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composé chimique De Wikipédia, l'encyclopédie libre
L'oxysulfure de carbone ou sulfure de carbonyle, de formule chimique COS, est un gaz incolore, toxique[10] et inflammable, principalement émis dans l'environnement par les sols anoxiques[11], l'océan et l'activité volcanique. Il est également issu indirectement de l'oxydation dans l'atmosphère du sulfure de diméthyle (DMS) et du disulfure de carbone CS2 principalement dégazés depuis l'océan[12].
Il fait partie des ligands soufrés volatils (composés chimiques appartenant au cycle du soufre et interagissant chimiquement avec certains métaux).
Oxysulfure de carbone | ||
Identification | ||
---|---|---|
Nom UICPA | oxysulfure de carbone | |
Synonymes |
carbone oxysulfure |
|
No CAS | ||
No ECHA | 100.006.674 | |
No CE | 207-340-0 | |
PubChem | 10039 | |
ChEBI | 16573 | |
SMILES | ||
InChI | ||
Propriétés chimiques | ||
Formule | COS [Isomères] |
|
Masse molaire[1] | 60,075 ± 0,006 g/mol C 19,99 %, O 26,63 %, S 53,38 %, |
|
Moment dipolaire | 0,715 189 D [2] | |
Propriétés physiques | ||
T° fusion | −138,81 °C[3] | |
T° ébullition | −50,2 °C[3] | |
Solubilité | 1,49 g·l-1 (eau,20 °C))[4] | |
Masse volumique | 1,178 g·cm-3 à −50,2 °C[3] | |
T° d'auto-inflammation | 250 °C[4] | |
Limites d’explosivité dans l’air | 6,5–29 %vol[3] | |
Pression de vapeur saturante | 11,28 bar à 20 °C[3] | |
Point critique | 63,5 bar, 105,65 °C [5] | |
Thermochimie | ||
S0gaz, 1 bar | 231,57 J·K-1·mol-1[6] | |
S0liquide, 1 bar | 136,31 J·K-1·mol-1[6] | |
ΔfH0gaz | −138,41 kJ·mol-1[6] | |
ΔfusH° | 4,728 kJ·mol-1 à −138,82 °C[6] | |
ΔvapH° | 18,506 kJ·mol-1 à −50,24 °C[6] | |
Cp | 41,48 J·K-1·mol-1 (gaz,24,85 °C) 71,25 J·K-1·mol-1 (liquide,−53,15 °C)[6] |
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Propriétés électroniques | ||
1re énergie d'ionisation | 11,18 ± 0,01 eV (gaz)[8] | |
Précautions | ||
Directive 67/548/EEC[3] | ||
Transport[3] | ||
Écotoxicologie | ||
DL50 | 23 mg·kg-1 (rat, i.p.)[9] | |
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | ||
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C'est un puissant gaz à effet de serre dont le rôle présent et passé dans les cycles biogéochimiques est encore mal compris.
Dans notre atmosphère riche en dioxygène ce gaz est rapidement dégradé (photolyse + probables phénomènes catalytiques). Il perd alors ses capacités de gaz réchauffant puisqu'au contraire, les composés issus de cette dégradation forment des aérosols soufrés qui renvoient vers l'espace une partie du rayonnement infrarouge solaire[13] (mais en contribuant secondairement à l'acidification des mers... laquelle, au-delà d'un certain seuil pourrait rétroactivement diminuer la capacité des océans à stocker le CO2 sous forme de CaCO3, c'est-à-dire faire de l'océan une source de dioxyde de carbone, voire de méthane qui accélèrerait le réchauffement).
Une équipe de chimistes danois (Université de Copenhague) et japonais (Institut de technologie de Tokyo) estime que ce gaz a joué durant l'archéen et avant cette période un rôle majeur, puisque :
Néanmoins les bactéries photosynthétiques ont à cette époque peu à peu libéré dans l'atmosphère une grande quantité d'oxygène, lequel a oxydé les composés carbonés et soufrés de l'air. Le soufre rejeté par les volcans au lieu d'être transformé en oxysulfure de carbone s'est alors peu à peu transformé en aérosols sulfatés qui ont considérablement refroidi la planète, conduisant à une Terre boule de neige (glaciation presque totale de la planète, responsable d'une première grande extinction qui s'est étendue sur plusieurs millions d'années, marquant la fin de l'Archéen il y a environ 2,5 milliards d'années)[15].
C’est un gaz incolore et inflammable, à l’odeur désagréable d'œuf pourri (au-delà d'un certain taux dans l'air, indétectable à faible concentration).
Sa molécule de structure linéaire est composée d'un groupe carbonyle lié par une double liaison à un atome de soufre.
Le sulfure de carbonyle peut être considéré comme un intermédiaire chimique entre le dioxyde de carbone et le disulfure de carbone, qui sont tous deux isoélectroniques de cette molécule.
En présence d'humidité et de bases (métaux[16]), le sulfure de carbonyle se décompose en dioxyde de carbone et en sulfure d'hydrogène[17],[18].
Ce composé catalyse la formation de peptides à partir d’acides aminés. Cette conclusion est une des suites de l'expérience de Miller-Urey qui laisse penser que le sulfure de carbonyle a pu jouer un rôle important dans l'apparition de la vie sur Terre[19].
L’oxysulfure de carbone est le composé soufré le plus naturellement présent dans l'atmosphère, aujourd’hui présent à environ 0,5 (± 0,05) ppb car continuellement émis par les volcans, les marais et à partir des remontées d’eaux profondes, ce qui en fait un composé important dans le cycle global du soufre. Des analyses faites dans les carottes de glace de l’Antarctique donnent une image détaillée des fluctuations de teneurs en COS des années 1640 à nos jours, permettant notamment de séparer les origines anthropiques et naturelles. L’oxysulfure de carbone semble principalement transporté dans la stratosphère où il est oxydé en acide sulfurique.
La première source artificielle de ce gaz est industrielle (fuites de gaz utilisé comme intermédiaire en carbochimie ou perte comme sous-produit de la production de disulfure de carbone), mais d’autres sources importantes existent :
Le total des rejets directs d’oxysulfure de carbone dans l'atmosphère a été estimé à environ 3 millions de tonnes par an, dont un peu moins d’un tiers serait d’origine humaine[17]. C'est aussi une part importante des impuretés soufrées de différents syngas (gaz de synthèse) produit à partir de charbon ou pétrole.
Jusqu’en 1994, la toxicité de ce produit ne semblait pas ou peu avoir fait l’objet d’études publiées. La toxicité aiguë chez l’Homme ou l’Animal était connue pour des concentrations élevées (> 1 000 ppm) pouvant provoquer l'effondrement soudain ou entraîner des convulsions et la mort par paralysie respiratoire[17],[18]. Des décès occasionnels avaient été rapportés, pratiquement sans irritation locale ni avertissement olfactif, laissant penser qu’à des doses plus faibles, la toxicité du produit pouvait aussi être importante[18]. 50 % des rats de laboratoires meurent après une exposition à 1 400 ppm de COS durant 90 minutes, ou à 3 000 ppm durant 9 minutes[18].
Des études sur le modèle animal (animaux de laboratoire) suggèrent également que l'inhalation continue de faibles doses (par exemple, environ 50 ppm durant 12 semaines) n'affecte pas les poumons ou le cœur[18].
Du sulfure de carbonyle a été trouvé dans certains aliments (fromages) et dans les légumes préparés de la famille du chou (naturellement riche en soufre). Des traces de COS sont naturellement présentes dans certaines graines (0,05 à 0,1 mg·kg-1).
Du sulfure de carbonyle a été découvert et observé dans le milieu interstellaire.
Le sulfure de carbonyle est utilisé comme intermédiaire dans la production d'herbicides (thiocarbamate) (EPA, 1994) et serait un biocide fumigant candidat potentiel pour remplacer le bromométhane et la phosphine.
Ce gaz est utilisé dans le procédé Mond, pour accélerer la carbonylation du nickel. En effet, la pénétration du monoxyde de carbone dans l'alliage métallique de nickel est très lente : l'addition d'oxysulfure de carbone augmente la vitesse de la réaction chimique[21].
Il a pour la première fois été décrit en 1841[22] mais a apparemment été mal qualifié, confondu avec un mélange de dioxyde de carbone et de sulfure d'hydrogène.
Carl von Than a le premier (en 1867) caractérisé la substance, formée par réaction du monoxyde de carbone avec du soufre élémentaire. La synthèse en laboratoire implique la réaction de thiocyanate de potassium et d'acide sulfurique. Le gaz qui en résulte contient des quantités importantes de sous-produits et doit être purifié[23] :
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