Éthane

Noms Nom IUPAC préféré Nom systématique de l'IUPAC Autres noms Identifiants 1730716 ChEBI CheMBL ChemSpider Carte d'information de l'ECHA 100.000.741 Numéro CE 212 Engrener Éthane Numéro RTECS UNII Numéro ONU 1035 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 Point critique ( T , P ) 305,32 K (32,17 °C ; 89,91 °F) 48,714 bars (4 871,4 kPa) 56,8 mg/L 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 52,14± 0,39 JK ⁻¹ mol ⁻¹ à 298 Kelvin −84 kJ-mol ⁻¹ −1 561,0–−1 560,4 kJ mol ⁻¹ Dangers Étiquetage SGH : Danger H220 , H280 P210 , P410+P403 NFPA 704 (diamant de feu) Point d'éclair −135 °C (−211 °F; 138 K) 472 °C (745 K) Limites d'explosivité 2,9–13 % Fiche de données de sécurité (FDS) inchem.org Composés apparentés Page de données supplémentaires Éthane (page de données)

L'éthane ( États-Unis : / ˈ ɛ θ eɪ n / ETH -ayn , Royaume-Uni : / ˈ iː -/ EE - ) est un composé chimique organique naturel de formule chimique C
₂H
₆À température et pression normales , l'éthane est un gaz incolore et inodore . Comme de nombreux hydrocarbures , l'éthane est isolé à l'échelle industrielle du gaz naturel et comme sous-produit pétrochimique du raffinage du pétrole . Il est principalement utilisé comme matière première pour la production d'éthylène . Le groupe éthyle est formellement, bien que rarement en pratique, dérivé de l'éthane.

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. Le procédé est désormais appelé électrolyse de Kolbe :

CH ₃ COO ⁻ → CH ₃ • + CO ₂ + e ⁻

CH3 • + _{• CH3} → _C2H6​

Entre 1847 et 1849, dans un effort pour justifier la théorie radicale de la chimie organique , Hermann Kolbe et Edward Frankland produisirent de l'éthane par réduction du _{propionitrile} ( cyanure d'éthyle ) et de l'iodure d'éthyle avec du potassium métallique et, comme Faraday, par électrolyse d' acétates aqueux . Ils confondirent le produit de ces réactions avec le _radical méthyle ( CH3 ), dont l'éthane ( _C2H6 ) est un dimère .

Cette erreur fut corrigée en 1864 par Carl Schorlemmer , qui démontra que le produit de toutes ces réactions était en fait de l'éthane. L'éthane fut découvert dissous dans le pétrole brut léger de Pennsylvanie par Edmund Ronalds en 1864.

À température et pression normales, l'éthane est un gaz incolore et inodore. Son point d'ébullition est de −88,5 °C et son point de fusion de −182,8 °C. L'éthane solide existe sous plusieurs formes. Lors du refroidissement sous pression normale, la première forme à apparaître 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 de l'axe long. Le refroidissement de cet éthane en dessous d'environ 89,9 K (−183,2 °C ; −297,8 °F) le transforme en éthane II métastable 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-onde et diffraction électronique : r _C−C = 1,528(3) Å, r _C−H = 1,088(5) Å et ∠CCH = 111,6(5)° par micro-onde 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).

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 de 360° est appelée barrière rotationnelle .

L'éthane est un exemple classique et simple d'une telle barrière de rotation, parfois appelée « barrière d'éthane ». Parmi les premières preuves expérimentales de cette barrière (voir le diagramme à gauche), on trouve la modélisation de 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 de suffisamment d'énergie pour surmonter la barrière. L'origine physique de la barrière n'est toujours pas complètement établie, bien que la répulsion par chevauchement (échange) entre les atomes d'hydrogène aux extrémités opposées de la molécule soit peut-être le candidat le plus fort, l'effet stabilisateur de l'hyperconjugaison sur la conformation décalée contribuant au phénomène. 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 décalées l'une par rapport à l'autre.

L'éthane est présent sous forme de gaz trace dans l' atmosphère terrestre , sa concentration actuelle au niveau de la mer étant de 0,5 ppb . Les quantités mondiales d'éthane ont varié au fil du temps, probablement en raison du brûlage à la torche dans les 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 ce déclin de moitié.

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

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 photodissocier la molécule de méthane en un radical méthyle et un atome d'hydrogène . Lorsque deux radicaux méthyles se recombinent, le résultat est l'éthane :

CH ₄ → CH ₃ • + •H

CH3 • + _{• CH3} → _C2H6​

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

On pense que l'éthane produit de cette manière sur Titan retombe sur la surface de la lune et qu'au fil du temps, il s'est accumulé dans des mers d'hydrocarbures recouvrant une grande partie des régions polaires de la lune. À la mi-2005, l' orbiteur Cassini a découvert Ontario Lacus dans les régions polaires sud de Titan. Une analyse plus approfondie des données spectroscopiques infrarouges présentée en juillet 2008 a fourni des preuves supplémentaires de la présence d'éthane liquide dans Ontario Lacus. 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 principalement remplis d'un mélange d'éthane et de méthane liquides.

En 1996, de l'éthane a été détecté dans la comète Hyakutake [ et a depuis été détecté dans d'autres comètes . L'existence d'éthane dans ces corps lointains du système solaire pourrait impliquer que l'éthane soit un composant primordial de la nébuleuse solaire à partir de laquelle le soleil et les planètes sont censés s'être formés.

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

Les réactions de l'éthane impliquent 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 la propagation du radical éthyle :

Cl ₂ → 2 Cl•

C2H6 _{• +} Cl • → _C2H5 • ₊ HCl

C2H5 • _{+ Cl2} → _C2H5Cl + _Cl •_​​

_Cl • _{+ C2H6} → C2H5 _• + HCl

La combustion 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, produisant du monoxyde de carbone , de l'acétaldéhyde , du méthane , du méthanol et de 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 :

2 _C2H6 + _O2 → _{2 C2H4} + 2 _H2O​_​​

De telles réactions de déshydrogénation oxydative sont pertinentes pour la production d’ éthylène .

Après le méthane , l'éthane est le deuxième composant le plus important du gaz naturel . La teneur en éthane du gaz naturel provenant de différents gisements gaziers 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 importante matière première pétrochimique et est séparé des autres composants du gaz naturel dans la plupart des gisements gazeux 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 .

La séparation la plus efficace de l'éthane et du méthane s'effectue par liquéfaction à des températures cryogéniques. Il existe plusieurs stratégies de réfrigération : le procédé le plus économique actuellement utilisé utilise un turbodétendeur et permet de récupérer plus de 90 % de l'éthane contenu dans le gaz naturel. Dans ce procédé, le gaz refroidi est détendu par une turbine , ce qui réduit la température à environ −100 °C (−148 °F). À cette basse température, le méthane gazeux peut être séparé de l'éthane liquéfié et des hydrocarbures plus lourds par distillation . Une distillation supplémentaire permet ensuite de séparer l'éthane du propane et des hydrocarbures plus lourds.

L'éthane est principalement utilisé pour la production d' éthylène (éthène) par vapocraquage . Le vapocraquage de l'éthane est assez sélectif pour l'éthylène, tandis que le vapocraquage d'hydrocarbures plus lourds donne un mélange de produits plus pauvre en éthylène et plus riche en alcènes (oléfines) plus lourds , tels que le propène (propylène) et le butadiène , et en hydrocarbures aromatiques .

L'éthane a été étudié comme matière première pour d'autres produits chimiques de base. La chloration oxydative de l'éthane semble depuis longtemps être une voie potentiellement plus économique pour le chlorure de vinyle que la chloration de l'éthylène. De nombreux brevets existent sur ce thème, mais la faible sélectivité pour le chlorure de vinyle et les conditions de réaction corrosives ont découragé la commercialisation de la plupart d'entre eux. Actuellement, INEOS exploite une usine pilote de conversion d'éthane en chlorure de vinyle de 1 000 t/a ( tonnes par an ) à Wilhelmshaven en Allemagne .

SABIC exploite une usine de 34 000 t/an à Yanbu pour produire de l'acide acétique par oxydation de l'éthane. La viabilité économique de ce procédé peut dépendre du faible coût de l'éthane à proximité des champs pétroliers 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.

À une échelle beaucoup plus réduite, dans la recherche scientifique, l'éthane liquide est utilisé pour vitrifier des échantillons riches en eau pour la cryomicroscopie électronique . Un mince film d'eau rapidement immergé dans de l'éthane liquide à −150 °C ou moins gèle trop vite pour que l'eau puisse cristalliser. 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 dispersant le faisceau d'électrons avant qu'il n'atteigne le détecteur.

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

L'éthane n'est pas cancérigène .