Acide acétique

Acide éthanoïque

Acide éthanoïque
Formule topologique et représentation 3D de l'acide acétique.
Identification
Nom UICPA	acide acétique
Nom systématique	acide éthanoïque
Synonymes	acide acétique glacial acide éthylique, acide méthanecarboxylique
No CAS	64-19-7
No ECHA	100.000.528
No CE	200-580-7
No RTECS	AF1225000
Code ATC	G01AD02 S02AA10
DrugBank	DB03166
PubChem	176
ChEBI	15366
No E	E260
FEMA	2006
SMILES	CC(=O)O PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/C2H4O2/c1-2(3)4/h1H3,(H,3,4)/f/h3H
Apparence	liquide incolore, d'odeur âcre et fortement vinaigrée[1].
Propriétés chimiques
Formule	C2H4O2  [Isomères]
Masse molaire[2]	60,052 ± 0,002 5 g/mol C 40 %, H 6,71 %, O 53,29 %,
pKa	4,76 à 25 °C[3]
Moment dipolaire	1,70 ± 0,03 D[4]
Diamètre moléculaire	0,442 nm[5]
Propriétés physiques
T° fusion	16,64 °C[6]
T° ébullition	117,9 °C[6]
Solubilité	Miscible avec l'eau, l'acétone, l'alcool, le benzène, le glycérol, l'éther, le tétrachlorure de carbone ; pratiquement insol. dans le disulfure de carbone[3]. Totalement miscible à l'hexane, au toluène.
Paramètre de solubilité δ	20,7 MPa1/2 (25 °C)[7] ; 18,9 J1/2 cm−3/2 (25 °C)[5] ; 12,4 cal1/2 cm−3/2[8]
Masse volumique	1,049 2 g cm−3 (liquide, 20 °C)[6] équation[9] : ${\displaystyle \rho =1.4486/0.25892^{(1+(1-T/591.95)^{0.2529})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 289,81 à 591,95 K. Valeurs calculées : 1,04202 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 289,81 16,66 17,492 1,05045 309,95 36,8 17,15025 1,02992 320,02 46,87 16,97526 1,01942 330,1 56,95 16,79723 1,00872 340,17 67,02 16,61595 0,99784 350,24 77,09 16,43122 0,98674 360,31 87,16 16,24279 0,97543 370,38 97,23 16,05041 0,96388 380,45 107,3 15,85378 0,95207 390,52 117,37 15,65257 0,93998 400,59 127,44 15,44639 0,9276 410,67 137,52 15,23483 0,9149 420,74 147,59 15,01737 0,90184 430,81 157,66 14,79345 0,88839 440,88 167,73 14,5624 0,87452 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 450,95 177,8 14,32343 0,86016 461,02 187,87 14,07559 0,84528 471,09 197,94 13,81774 0,8298 481,17 208,02 13,5485 0,81363 491,24 218,09 13,2661 0,79667 501,31 228,16 12,96833 0,77879 511,38 238,23 12,65229 0,75981 521,45 248,3 12,31406 0,7395 531,52 258,37 11,94817 0,71752 541,59 268,44 11,54656 0,69341 551,66 278,51 11,09651 0,66638 561,74 288,59 10,5759 0,63511 571,81 298,66 9,93954 0,5969 581,88 308,73 9,06223 0,54421 591,95 318,8 5,595 0,336
T° d'auto-inflammation	465 °C[10]
Point d’éclair	39 °C (coupelle fermée)[1]
Limites d’explosivité dans l’air	5,4–16 %vol[1]
Pression de vapeur saturante	1,5 kPa à 20 °C[1] équation[9] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(53.27+{\frac {-6304.5}{T}}+(-4.2985)\times ln(T)+(8.8865E-18)\times T^{6})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 289,81 à 591,95 K. Valeurs calculées : 2 079,17 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 289,81 16,66 1 276,9 309,95 36,8 3 942,92 320,02 46,87 6 529,01 330,1 56,95 10 444,46 340,17 67,02 16 193,69 350,24 77,09 24 404,87 360,31 87,16 35 841,75 370,38 97,23 51 413,28 380,45 107,3 72 181,1 390,52 117,37 99 364,91 400,59 127,44 134 346,28 410,67 137,52 178 671,6 420,74 147,59 234 055,02 430,81 157,66 302 382,47 440,88 167,73 385 718,02 T (K) T (°C) P (Pa) 450,95 177,8 486 313,9 461,02 187,87 606 625,69 471,09 197,94 749 334,18 481,17 208,02 917 375,71 491,24 218,09 1 113 982,9 501,31 228,16 1 342 737,85 511,38 238,23 1 607 640,47 521,45 248,3 1 913 194,96 531,52 258,37 2 264 517,98 541,59 268,44 2 667 473,46 551,66 278,51 3 128 839,46 561,74 288,59 3 656 514,92 571,81 298,66 4 259 775,51 581,88 308,73 4 949 591,16 591,95 318,8 5 739 000
Viscosité dynamique	1,22 mPa s à 25 °C[réf. souhaitée]
Point critique	4,53 MPa à 319,56 °C[10]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar	282,848 J mol−1 K−1[11]
S0liquide, 1 bar	158,0 J mol−1 K−1[11]
ΔfH0gaz	−433 kJ mol−1[11]
ΔfH0liquide	−483,52 kJ mol−1[11]
ΔfusH°	11,728 kJ mol−1 à 16,75 °C[11]
ΔvapH°	23,7 kJ mol−1 à 117,95 °C[11]
Cp	123,1 J mol−1 K−1 (liquide, 25 °C) 63,44 J mol−1 K−1 (gaz, 25 °C)[11] équation[9] : ${\displaystyle C_{P}=(139640)+(-320.80)\times T+(0.89850)\times T^{2}}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 289,81 à 391,05 K. Valeurs calculées : 123,864 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 289,81 16,66 122 130 2 034 296 22,85 123 406 2 055 299 25,85 124 048 2 066 303 29,85 124 928 2 080 306 32,85 125 607 2 092 310 36,85 126 538 2 107 313 39,85 127 255 2 119 316 42,85 127 988 2 131 320 46,85 128 990 2 148 323 49,85 129 761 2 161 326 52,85 130 548 2 174 330 56,85 131 623 2 192 333 59,85 132 447 2 206 337 63,85 133 572 2 224 340 66,85 134 435 2 239 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 343 69,85 135 313 2 253 347 73,85 136 510 2 273 350 76,85 137 426 2 288 353 79,85 138 359 2 304 357 83,85 139 627 2 325 360 86,85 140 598 2 341 364 90,85 141 916 2 363 367 93,85 142 924 2 380 370 96,85 143 949 2 397 374 100,85 145 339 2 420 377 103,85 146 401 2 438 380 106,85 147 479 2 456 384 110,85 148 942 2 480 387 113,85 150 058 2 499 391,05 117,9 151 590 2 524 équation[12] : ${\displaystyle C_{P}=(34.850)+(3.7626E-2)\times T+(2.8311E-4)\times T^{2}+(-3.0767E-7)\times T^{3}+(9.2646E-11)\times T^{4}}$ Capacité thermique du gaz en J·mol-1·K-1 et température en kelvins, de 50 à 1 500 K. Valeurs calculées : 63,813 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 50 −223,15 37 401 623 146 −127,15 45 463 757 195 −78,15 50 805 846 243 −30,15 56 619 943 291 17,85 62 856 1 047 340 66,85 69 516 1 158 388 114,85 76 198 1 269 436 162,85 82 921 1 381 485 211,85 89 719 1 494 533 259,85 96 223 1 602 581 307,85 102 493 1 707 630 356,85 108 583 1 808 678 404,85 114 188 1 901 726 452,85 119 393 1 988 775 501,85 124 260 2 069 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 823 549,85 128 570 2 141 871 597,85 132 421 2 205 920 646,85 135 882 2 263 968 694,85 138 829 2 312 1 016 742,85 141 363 2 354 1 065 791,85 143 568 2 391 1 113 839,85 145 405 2 421 1 161 887,85 146 987 2 448 1 210 936,85 148 418 2 471 1 258 984,85 149 726 2 493 1 306 1 032,85 151 044 2 515 1 355 1 081,85 152 513 2 540 1 403 1 129,85 154 199 2 568 1 451 1 177,85 156 266 2 602 1 500 1 226,85 158 921 2 646
PCS	874,2 kJ mol−1[13] (liquide)
PCI	−875,16 kJ mol−1[11]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	10,65 ± 0,02 eV (gaz)[14]
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d’espace	Pna21[15]
Paramètres de maille	a = 13,151 Å b = 3,923 Å c = 5,762 Å α = 90,00° β = 90,00° γ = 90,00° Z = 4[15]
Volume	297,27 Å3[15]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle n_{D}^{20}}$ 1,372 0[6]
Précautions
SGH[16],[17]
Danger H226, H314, P280, P305, P310, P338 et P351 H226 : Liquide et vapeurs inflammables H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de protection/un équipement de protection des yeux/du visage. P305 : En cas de contact avec les yeux : P310 : Appeler immédiatement un CENTRE ANTIPOISON ou un médecin. P338 : Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. P351 : Rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes.
SIMDUT[18]
B3, E, B3 : Liquide combustible point d'éclair = 39 °C coupelle fermée (méthode non rapportée) E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
2 3 0
Transport
83    2789    Code Kemler : 83 : matière corrosive ou présentant un degré mineur de corrosivité et inflammable (point d'éclair de 23 à 60 °C, valeurs limites comprises) Numéro ONU : 2789 : ACIDE ACÉTIQUE EN SOLUTION contenant plus de 80 pour cent (masse) d’acide ; ou ACIDE ACÉTIQUE GLACIAL Classe : 8 Étiquettes : 8 : Matières corrosives 3 : Liquides inflammables Emballage : Groupe d'emballage II : matières moyennement dangereuses ; 80    2790    Code Kemler : 80 : matière corrosive ou présentant un degré mineur de corrosivité Numéro ONU : 2790 : ACIDE ACÉTIQUE EN SOLUTION Classe : 8 Étiquette : 8 : Matières corrosives Emballage : Groupe d'emballage II/III : matières moyennement/faiblement dangereuses.
Écotoxicologie
DL50	3,31 g kg−1 (rat, oral) 525 mg kg−1 (souris, i.v.)[19]
LogP	–0,31[1]
Seuil de l’odorat	bas : 0,03 ppm haut : 0,15 ppm[20]
Composés apparentés
Isomère(s)	Glycolaldéhyde
Autres composés	Anhydride acétique
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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L'acide éthanoïque ou acide acétique est un acide carboxylique avec une chaîne carbonée théorique en C2, analogue à l'éthane, de formule semi-développée CH₃-CO-OH ou courte AcOH, où Ac signifie « CH₃CO »^[21], du groupe acétyle. L'adjectif du nom courant provient du latin acetum, signifiant vinaigre. En effet, l'acide acétique représente le principal constituant du vinaigre après l'eau, puisqu'il lui donne son goût acide et son odeur piquante détectable à partir d'1 ppm^[22].

La distillation du vinaigre, attestée dès l'époque médiévale en Europe, a permis d'obtenir l'acide acétique pur, liquide combustible incolore à forte odeur de vinaigre, de masse volumique de l'ordre d'1,05 g/cm³ à 20 °C qui se solidifie par simple immersion dans un bain eau-glace^[23]. Il est encore connu sous le nom d'acide acétique glacial ou autrefois de vinaigre fort. C'est le premier acide industriel connu.

Ce liquide très faiblement conducteur, incolore, inflammable et hygroscopique représente à température ambiante un des plus simples acides monocarboxyliques, avec l'acide formique. Son acidité caractérisée en solution aqueuse par un pK_a = 4,76 vient de sa capacité à perdre temporairement le proton de sa fonction carboxylique, le transformant ainsi en ion acétate CH₃COO⁻. C'est un acide faible.

Cet acide coagule le latex et a des propriétés bactériostatiques, ce qui permet de l'utiliser comme désinfectant. Il est également utilisé comme composant d'insecticides et d'agent de nettoyage pour la fabrication de semi-conducteurs^[22]. Il est corrosif et ses vapeurs sont irritantes pour le nez et les yeux.

Très corrosif vis-à-vis des tissus organiques et vivants, il doit être manipulé avec soin. Bien qu'il n'ait pas été jugé cancérogène ou dangereux pour l'environnement, il peut causer des brûlures ainsi que des dommages permanents à la bouche, au nez, à la gorge et aux poumons. À certaines doses et en co-exposition chronique avec un produit cancérogène, son caractère irritant en fait un promoteur tumoral de tumeurs (bénignes et malignes)^[22]. Ceci a été démontré expérimentalement chez le rat^[22].

Dans le corps humain, l'acide acétique est normalement produit après la consommation d'alcool : l'éthanol est converti en acétaldéhyde qui est alors converti en acide acétique sous l'influence de l'enzyme acétaldéhyde déshydrogénase et ensuite en acétyl-coA par la ligase acétate-CoA.

Production

La demande mondiale d'acide acétique est d'environ 6,5 millions de tonnes par an (Mt/an). Industriellement, il est produit par l'oxydation en phase liquide du n-butane, ou il est récupéré dans la production d'acétate de cellulose ou d'alcool polyvinylique.

Usages

C'est un réactif très utilisé dans l'industrie ou les laboratoires, notamment :

• comme solvant : miscible à l'eau et à divers solvants organiques tels l'éthanol, l'éther diéthylique, le glycérol^[22] mais insoluble dans le disulfure de carbone^[22], c'est aussi un bon solvant des gommes, résines, du phosphore, du soufre et d'acides halogénohydriques^[22] ? ;
• dans la production d'anhydride acétique, acétate de cellulose, d'acétate de vinyle monomère, et d'autres acétates, ainsi que de médicaments, pesticides, colorants, la fabrication de produits photographiques^[22] ;
• dans l'alimentation (production de vinaigres de fruit^[22]…), additif alimentaire ;
• les textiles^[22] ;
• comme agent de nettoyage (de semi-conducteurs^[22]) ;
• coagulant (du latex naturel^[22]) ;
• bactériostatique (en solution^[22]) ;
• dans la fabrication de plastiques tels le polytéréphtalate d'éthylène (PET) ou l'acétate de cellulose, utile à la production d'acétate de vinyle (peintures, adhésifs) et de solvants organiques ;
• comme additif dans les produits dérivés du tabac (arôme) ;
• mordançage lors de colorations de coupes histologiques (ex. : coloration au carmino-vert) ;
• processus d'hydrolyse^[24], de condensation^[24] et/ou de gélification pour la fabrication de catalyseur ou lors du procédé sol-gel^[25] ;
• antibactérien et acidification gastrique dans l'élevage notamment porcin^[26].

Nomenclature

Le nom trivial ancien, acide acétique, dérive d'acetum, mot latin qui désigne le vinaigre ou aceti-vinum. Il est encore le plus utilisé dans l'espace francophone et anglophone mais l'IUPAC a normalisé le terme acide éthanoïque, à la place de l'ancien nom chimique français acide éthylique. Plus tolérant que la nomenclature IUPAC en 1960, les Chemical Abstracts ont conservé néanmoins les noms courants pour les deux premiers acides carboxyliques en C1 et C2, soit l'acide formique et l'acide acétique.

Acide acétique glacial reste aussi un nom trivial qui désigne communément l'acide acétique pur au laboratoire. Similaire au nom allemand « Eisessig » (littéralement : vinaigre glacé), ce nom s'explique par les cristaux d'acide acétique semblables à de la glace qui se forment à une température légèrement inférieure à la température ambiante (à moins de 17 °C, température de fusion de l'acide acétique pur).

L'abréviation la plus courante pour l'acide acétique est AcOH ou HOAc, Ac désignant le groupe fonctionnel acétyle CH₃−CO−.

La formule brute de l'acide acétique est C₂H₄O₂. On l'écrit également souvent CH₃COOH ou CH₃CO₂H afin de mieux traduire sa structure. L'ion résultant de la perte du proton H⁺ porte le nom d'acétate. Acétate peut également faire référence à un sel contenant cet anion ou à un ester de l'acide acétique.

Historique

Acide acétique cristallisé.

Le vinaigre fort est connu en Mésopotamie il y a plus de 3 000 ans av. J.-C.^[27]. Les bactéries acétiques produisant l'acide acétique à partir du vin et d'oxygène ont été décrites par le chimiste Louis Pasteur. Elles sont présentes à l'état endémique dans le monde entier, en particulier sur certains insectes et sécrétions de plantes, et toute culture pratiquant le brassage de la bière ou du vin a inévitablement découvert le vinaigre, résultat naturel de l'évolution de ces boissons alcoolisées laissées à l'air libre.

L'usage de l'acide acétique en chimie remonte à l'Antiquité. Au III^e siècle av. J.-C., le philosophe grec Théophraste décrit comment le vinaigre agit sur le métal et produit ainsi des pigments utiles pour l'art, incluant le plomb blanc (carbonate de plomb) et vert-de-gris, un mélange vert de sels de cuivre incluant l'acétate de cuivre II (tous produits toxiques). Les anciens Romains faisaient bouillir le « vin aigre » dans des récipients de plomb pour produire un sirop très sucré appelé sapa. Le sapa était riche en acétate de plomb, une substance sucrée appelée sucre de plomb ou sucre de Saturne, et qui provoqua de nombreux empoisonnements au plomb dans l'aristocratie romaine, la maladie correspondant à une intoxication aiguë ou chronique par le plomb est notamment nommée saturnisme. L'alchimiste perse Jabir Ibn Hayyan (Geber) concentra l'acide acétique à partir du vinaigre par distillation^{[réf. nécessaire]}.

Durant la Renaissance, l'acide acétique « glacial » était préparé par distillation sèche d'acétates de métal. Au XVI^e siècle, l'alchimiste allemand Andreas Libavius en décrivit la procédure, et compara l'acide pur ainsi produit au vinaigre. La présence d'eau dans le vinaigre a tant d'influence sur les propriétés de l'acide acétique que pendant des siècles de nombreux chimistes ont cru que l'acide acétique glacial et l'acide présent dans le vinaigre étaient deux substances différentes. C'est le chimiste français Pierre Auguste Adet qui prouva qu'ils étaient le même composé chimique.

En 1847, le chimiste allemand Hermann Kolbe synthétisa l'acide acétique à partir de matières inorganiques pour la première fois. La séquence de cette réaction consistait en la chloration de disulfure de carbone en tétrachlorométhane, suivie d'une pyrolyse en tétrachloroéthylène, puis d'une chloration aqueuse en acide trichloroacétique, et enfin conclure par une réduction par électrolyse pour obtenir l'acide acétique^[28].

Vers 1910, la majorité de l'acide acétique glacial était obtenue à partir de la « liqueur pyroligneuse » issue de la distillation du bois^[27]. L'acide acétique était isolé grâce à un traitement à l'hydroxyde de calcium, et l'acétate de calcium ainsi obtenu était alors acidifié par un ajout d'acide sulfurique pour reformer l'acide acétique. L'Allemagne en produisait à l'époque 10 000 tonnes par an, dont 30 % était utilisé pour la production de colorant indigo^[29],[30].

Propriétés physico-chimiques

Acidité

L'atome d'hydrogène (H) du groupe carboxyle (–COOH) des acides carboxyliques tels que l'acide acétique peut être libéré sous forme d'ion H⁺ (proton). C'est la capacité à libérer ce proton qui lui confère son acidité. L'acide acétique est un acide faible, mono-protonique en solution aqueuse, avec un pK_a d'environ 4,8 à 25 °C. Une solution à 1,0 mol/L (concentration du vinaigre domestique) a un pH de 2,4, ce qui signifie que 0,4 % des molécules d'acide acétique sont dissociées.

Dimère cyclique

Dimère cyclique de l'acide acétique ; les pointillés représentent les liaisons hydrogène.

La structure cristalline de l'acide acétique^[31] montre que les molécules se mettent par deux en dimères connectés par des liaisons hydrogène. Ces dimères peuvent aussi être observés sous forme gazeuse à 120 °C. Ils sont probablement également présents dans la phase liquide de l'acide acétique pur, mais sont rapidement brisés à la moindre présence d'eau. Cette dimérisation existe chez d'autres acides carboxyliques. Elle a également lieu en solution aqueuse avec une constante d'association K_D dont la valeur est proche de 1^[32].

Solvant

L'acide acétique liquide est un solvant protique hydrophile (polaire), similaire à l'éthanol et l'eau. Avec une constante diélectrique moyenne de 6,2, il peut dissoudre non seulement les composés polaires tels que les sels inorganiques et les sucres, mais aussi les composés non polaires tels que les huiles, ou des corps purs comme le soufre et le diiode. Il se mélange facilement avec de nombreux autres solvants polaires ou non polaires tels que l'eau, le chloroforme ou l'hexane. Ces propriétés de solvant et la miscibilité de l'acide acétique font qu'il est largement utilisé dans l'industrie chimique.

Réactions chimiques

L'acide acétique est corrosif pour de nombreux métaux, notamment le fer, le magnésium et le zinc. Il forme du dihydrogène et des sels de métaux appelés acétates. L'aluminium forme au contact de l'oxygène une fine couche d'oxyde d'aluminium relativement résistante, qui recouvre sa surface. Aussi les réservoirs d'aluminium sont-ils souvent utilisés pour transporter l'acide acétique. Les acétates de métal peuvent être produits à partir du mélange d'acide acétique et d'une base appropriée, comme dans la réaction bicarbonate de sodium+vinaigre qui donne de l'eau et du CO₂. À la notable exception de l'acétate de chrome(II), presque tous les acétates sont solubles dans l'eau.

• Mg (s) + 2 CH₃COOH (aq) → (CH₃COO)₂Mg (aq) + H₂ (g)
• NaHCO₃ (s) + CH₃COOH (aq) → CH₃COONa (aq) + CO₂ (g) + H₂O (l)

Deux réactions typiques de l'acide acétique

L'acide acétique subit également les réactions typiques des acides carboxyliques, en particulier la formation d'éthanol par réduction, et la formation de dérivés tels que le chlorure d'acétyle par substitution nucléophile d'acyle. Parmi d'autres dérivés de substitution, on trouve l'anhydride acétique. Cet anhydride est le résultat de la perte d'une molécule d'eau par deux molécules d'acide acétique. Les esters de l'acide acétique peuvent être formés par l'estérification de Fischer, et on peut également l'utiliser pour produire des amides. Chauffé au-delà de 440 °C, l'acide acétique se décompose en dioxyde de carbone et méthane, ou en eau et cétène.

Détection

L'acide acétique peut être détecté grâce à son odeur caractéristique. Les sels d'acide acétique dissous dans une solution de chlorure de fer (III) donnent une profonde couleur rouge qui disparaît après acidification. En chauffant les acétates avec du tri-oxyde d'arsenic, on obtient de l'oxyde de cacodyle qui peut être identifié par ses vapeurs malodorantes.

Biochimie

Le groupe acétyle, dérivé de l'acide acétique, est fondamental pour la biochimie de quasiment toutes les formes de vie. Lorsqu'il est lié au coenzyme A, il a une importance centrale dans le métabolisme des glucides et des lipides. Cependant, la concentration d'acide acétique libre dans les cellules est maintenue à un niveau bas, afin de ne pas perturber le contrôle du pH. À la différence d'autres acides carboxyliques à longue chaîne carbonée (acides gras), l'acide acétique n'apparaît pas dans la formation de triglycérides naturels. Il existe un triglycéride artificiel de l'acide acétique, la triacétine (triacétate de glycéryle), qui est couramment utilisé comme additif alimentaire (dans les cosmétiques, les aliments et certains médicaments) et comme solvant.

L'acide acétique est naturellement produit et sécrété par certaines bactéries, en particulier Acetobacter et Clostridium acetobutylicum (en) ainsi que la levure Saccharomyces cerevisiae.
Ces bactéries sont présentes dans certaines denrées alimentaires, l'eau, le lait (bactéries lactiques^[33]) et le sol, et l'acide acétique se forme naturellement lorsque des fruits ou autres denrées alimentaires se décomposent. L'acide acétique est aussi un composant de la lubrification vaginale des humains et d'autres primates, où il semble faire office d'agent antibactérien^[34].

Production et synthèse

L'acide acétique est produit de façon synthétique ou par fermentation bactérienne. Aujourd'hui, la méthode biologique ne concerne plus que 10 % de la production, mais elle demeure importante pour la fabrication de vinaigre car, dans la plupart des pays, la loi dispose que le vinaigre à usage alimentaire doit être d'origine biologique. Environ 75 % de l'acide acétique destiné à l'industrie chimique est produit par carbonylation du méthanol, voir détails ci-dessous. Le reste est constitué de diverses méthodes alternatives^[35].

La production totale d'acide acétique est estimée à 5 Mt/an, dont environ la moitié vient des États-Unis. La production européenne arrive aux alentours de 1 Mt/an et est en diminution. Enfin, 0,7 Mt/an sont fabriquées au Japon. 1,5 Mt/an sont recyclées, ce qui amène le marché mondial à 6,5 Mt/an^[36],[37]. Les deux plus grands producteurs sont Celanese et BP Chimie. On trouve aussi parmi les principaux producteurs Millenium Chimie, Sterling Chimie, Samsung, Eastman, et Svens Etanolkemi.

Carbonylation du méthanol

La grande partie de l'acide acétique non recyclé est produit par carbonylation du méthanol. Dans ce procédé, le méthanol et le monoxyde de carbone réagissent pour produire l'acide acétique selon l'équation : CH₃OH + CO → CH₃COOH

Ce procédé utilise de l'acide iodhydrique comme intermédiaire et se produit en trois étapes. Un catalyseur, généralement un complexe métallique, est nécessaire pour la carbonylation (étape 2).

1. CH₃OH + HI → CH₃I + H₂O
2. CH₃I + CO → CH₃COI
3. CH₃COI + H₂O → CH₃COOH + HI

En modifiant le processus, l'anhydride acétique peut être produit par la même usine. Le méthanol et le monoxyde de carbone étant des matières premières courantes, la carbonylation du méthanol est longtemps apparue comme une méthode intéressante pour la production de l'acide acétique. Henry Dreyfus de la British Celanese a développé une usine pilote de carbonylation du méthanol dès 1925^[10]. Cependant, le manque de matériel adéquat pour contenir le mélange réactionnel corrosif aux pressions nécessaires (200 atm ou plus) a freiné la commercialisation de cette méthode pendant un certain temps. Le premier processus commercialisé de carbonylation du méthanol, qui utilise du cobalt comme catalyseur, a été développé par l'entreprise chimique allemande BASF en 1963. En 1968, on a découvert un nouveau catalyseur à base de rhodium (cis−[Rh(CO)₂I₂]⁻) capable d'agir efficacement à basse pression et avec très peu de sous-produits. La première usine utilisant ce catalyseur a été bâtie par l'entreprise américaine Monsanto en 1970, et la carbonylation du méthanol catalysée au rhodium est devenue la méthode dominante de production d'acide acétique (connue sous le nom de « procédé Monsanto »). Vers la fin des années 1990, BP a commercialisé le catalyseur Cativa ([Ir(CO)₂I₂]⁻), favorisé par le ruthénium. Ce processus est plus écologique et efficace^[38] que le précédent, et a largement supplanté le processus Monsanto, souvent dans les mêmes usines.

Oxydation de l'acétaldéhyde

Avant la commercialisation du procédé Monsanto, la majeure partie de l'acide acétique était produite par oxydation de l'acétaldéhyde. Cette méthode demeure la seconde plus importante voie de synthèse de l'acide acétique, bien qu'elle ne soit pas compétitive avec la carbonylation du méthanol. L'acétaldéhyde peut être produit par oxydation de butane ou de naphta léger, oxydation de l'éthylène ou encore par hydratation de l'acétylène.

Quand le butane ou le naphta léger est chauffé dans l'air en présence de différents ions métalliques, en particulier de manganèse, de cobalt et de chrome, un peroxyde se forme puis se décompose pour former de l'acide acétique : 2 C₄H₁₀ + 5 O₂ → 4 CH₃COOH + 2 H₂O On travaille avec une combinaison de température et de pression permettant d'avoir un mélange réactionnel aussi chaud que possible tout en gardant le butane à l'état liquide. 150 °C et 55 atm sont des conditions habituelles. Plusieurs sous-produits peuvent être formés, parmi lesquels la butanone, l'acétate d'éthyle, l'acide formique et l'acide propanoïque. Ces sous-produits ont également une valeur marchande, et les conditions de réaction peuvent être altérées pour en produire davantage si cela a un avantage économique. Cependant, la séparation de l'acide acétique de ses sous-produits ajoute au coût du processus. Avec des conditions et des catalyseurs similaires à ceux utilisés pour l'oxydation du butane, l'acétaldéhyde peut être oxydé par le dioxygène de l'air pour produire de l'acide acétique : 2 CH₃CHO + O₂ → 2 CH₃COOH

Grâce aux catalyseurs modernes, cette réaction peut atteindre un rendement de plus de 95 %. Les principaux sous-produits sont l'acétate d'éthyle, l'acide formique et le formaldéhyde. Tous ces composés ont une température d'ébullition inférieure à celle de l'acide acétique et peuvent être facilement séparés par distillation.

Oxydation de l'éthylène

L'acétaldéhyde peut être préparé à partir de l'éthylène via le procédé Wacker, puis oxydé comme détaillé ci-dessus. Plus récemment, une transformation de l'éthylène en acide acétique en une seule étape a été commercialisée par l'entreprise Shōwa Denkō, qui a ouvert une usine d'oxydation d'éthylène à Oita, Japon, en 1997^[39]. Le processus est catalysé par un catalyseur métallique à base de palladium avec l'assistance d'un hétéropolyacide tel que l'acide tungstosilicique. Ce processus pourrait être un concurrent de la carbonylation du méthanol pour les petites usines (100 à 250 kt/an) en fonction du prix de l'éthylène.

Synthèse malonique

• Synthèse malonique, en utilisant un halogénométhane comme substituant (R-X).

Commerce

En 2014, la France est nette importatrice d'acide acétique, d'après les douanes françaises. Le prix moyen à la tonne à l'import était de 430 €^[40].

Divers

L'acide acétique, utilisé topique en ORL, fait partie de la liste des médicaments essentiels de l'Organisation mondiale de la santé (liste mise à jour en avril 2013)^[41].

Notes et références

1. ACIDE ACETIQUE, Fiches internationales de sécurité chimique .
2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
3. « ACETIC ACID » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank (consulté le 16 juillet 2012).
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23. La température de fusion avoisine 16,6 °C. Sa température d'ébullition est légèrement inférieure à 117,9 °C. Le produit est inflammable avec un point éclair inférieur à 40 °C alors que le point d'auto-inflammation s'élève à 465 °C.
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41. WHO Model List of Essential Medicines, 18th list, avril 2013.

Voir aussi

Articles connexes

• Vinaigre
• Liste d'acides
• Liste d'additifs dans les cigarettes
• Acide gras
• Acétate
• Coenzyme A

Bibliographie

• J. Avom, J. K. Mbadcam, M. R. L. Matip et P. Germain, « Adsorption isotherme de l’acide acétique par des charbons d’origine végétale », African Journal of Science and Technology, vol. 2, n^o 2,‎ 2001 (ISSN 1607-9949, DOI 10.4314/ajst.v2i2.44663, lire en ligne, consulté le 6 mars 2022).
• D. Brodzki, B. Denise et G. Pannetier, « Propriétés catalytiques des complexes des métaux précieux : carbonylation du méthanol en acide acétique en presence de composes de l'iridium (I) », Journal of Molecular Catalysis, vol. 2, n^o 3,‎ 1^er mai 1977, p. 149–161 (ISSN 0304-5102, DOI 10.1016/0304-5102(77)80048-5, lire en ligne, consulté le 6 mars 2022).
• Louis Pasteur, Nouveau procédé industriel de fabrication du vinaigre, Mallet-Bachelier, 1862 (lire en ligne).

Liens externes

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