Tétrahydrofurane

équation^[7] : $C_{P}=(32.887)+(2.4554E-2)\times T+(6.0226E-4)\times T^{2}+(-6.2385E-7)\times T^{3}+(1.8528E-10)\times T^{4}$
Capacité thermique du gaz en J·mol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 50 à 1 500 K.
Valeurs calculées :
78,675 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
50	−223,15	35 544	493
146	−127,15	47 452	658
195	−78,15	56 218	780
243	−30,15	66 111	917
291	17,85	76 988	1 068
340	66,85	88 813	1 232
388	114,85	100 840	1 399
436	162,85	113 069	1 568
485	211,85	125 543	1 741
533	259,85	137 560	1 908
581	307,85	149 213	2 069
630	356,85	160 588	2 227
678	404,85	171 103	2 373
726	452,85	180 902	2 509
775	501,85	190 096	2 636

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
823	549,85	198 265	2 750
871	597,85	205 583	2 851
920	646,85	212 178	2 943
968	694,85	217 809	3 021
1 016	742,85	222 669	3 088
1 065	791,85	226 912	3 147
1 113	839,85	230 465	3 196
1 161	887,85	233 541	3 239
1 210	936,85	236 342	3 278
1 258	984,85	238 925	3 314
1 306	1 032,85	241 543	3 350
1 355	1 081,85	244 476	3 391
1 403	1 129,85	247 850	3 437
1 451	1 177,85	251 984	3 495
1 500	1 226,85	257 289	3 568

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

9,38 ± 0,05 eV (gaz)^[8]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

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

1,4050^[3]

Précautions

SGH^[10]

Danger

H225, H319, H335, H336, H351 et EUH019

SIMDUT^[11]

B2, D2B,

33
2056

Écotoxicologie

DL₅₀

1 650 mg/kg (rat, voie orale)
2 300 mg/kg (souris, voie orale)^{[réf. souhaitée]}

Seuil de l’odorat

bas : 0,09 ppm
haut : 61 ppm^[12]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le tétrahydrofurane (anciennement tétrahydrofuranne) ou 1,4-époxybutane ou oxolane ou oxacyclopentane ou encore oxyde de tétraméthylène, appelé souvent plus simplement THF, est un composé organique hétérocyclique. C'est un des éthers les plus polaires et il est utilisé en synthèse organique comme solvant et comme précurseur pour la synthèse de polymères.

Il a une température d'ébullition plus grande que la plupart des éthers (T_éb = 66 °C). Il est narcotique et toxique (VME de 150 mg/m³).

Synthèse[modifier | modifier le code]

Environ 200 000 tonnes de THF sont produites chaque année dans le monde^[13]. Le procédé le plus utilisé est la déshydratation du butane-1,4-diol par catalyse acide.

Dupont a développé un procédé basé sur l'oxydation du butane en anhydride maléique suivi d'une hydrogénation^[14].

Il est difficile de le conserver sec car il est relativement miscible à l'eau.

Purification : élimination des peroxydes dangereux[modifier | modifier le code]

En outre, il a tendance à former des peroxydes lors du stockage (comme tous les éthers) : il convient donc de tester la présence de peroxydes et le cas échéant de les éliminer avant tout usage car ce sont des composés particulièrement explosifs. Pour cela, on prélève un petit volume de THF à tester et on l'agite avec une solution acidifiée d'iodure de potassium à 10 % : si le test est positif (coloration jaune), il faut alors détruire les peroxydes en agitant la totalité du THF avec 1/5 de son volume d'une solution de disulfite de sodium à 5 %. On refait le test et l'on recommence si nécessaire le lavage au disulfite de sodium jusqu'à ce que le test soit négatif.

Cette précaution est indispensable avant tout usage du THF et en particulier avant la distillation, opération qui est souvent pratiquée à des fins de purification juste avant l'emploi d'un solvant : en effet, à la fin de la distillation, les résidus seront constitués presque exclusivement de ces peroxydes, lesquels vont s'échauffer et exploser. Une méthode pour éviter ce phénomène est de distiller le THF sous atmosphère inerte (azote ou argon) et sur sodium et benzophénone ((C₆H₅)₂CO). Celle-ci forme avec le sodium un radical qui réagit avec les peroxydes de THF, l'eau et l'oxygène présents dans le THF et les élimine, produisant ainsi par distillation un THF pur, sec et désoxygéné. De plus, le radical ((C₆H₅)₂C^∙–O⁻) possède une couleur violet profond qui, quand elle est observée, garantit que tous les peroxydes, eau et O₂ ont été éliminés.

Utilisations[modifier | modifier le code]

Le tétrahydrofurane est utilisé, entre autres, comme solvant ou comme monomère. En tant que monomère, il peut lui-même polymériser et former le polyéther polytétraméthylène glycol.

Notes et références[modifier | modifier le code]

↑ ^{a b c d e f g h et i} TETRAHYDROFURANNE, Fiches internationales de sécurité chimique
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 9-50.
↑ ^{a et b} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer, 2007, 2^e éd., 1076 p. (ISBN 978-0-387-69002-5 et 0-387-69002-6, lire en ligne), p. 294
↑ « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010).
↑ (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams : Organic Compounds C8 to C28, vol. 1, Huston, Texas, Gulf Pub. Co., 1996, 396 p. (ISBN 0-88415-857-8)
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 10-205.
↑ « tétrahydrofuranne », sur ESIS (consulté le 18 février 2009).
↑ ECHA, [1] (28 janvier 2021).
↑ « Tétrahydrofurane » 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 25 avril 2009
↑ « Tetrahydrofuran », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)
↑ (en) Karas, Lawrence et Piel, W. J., « Ethers », Kirk‑Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons,‎ 2004.
↑ Budavari, Susan, éd., The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals, Merck, 2001, 13^e éd. (ISBN 0911910131).

Liens externes[modifier | modifier le code]

Portail de la chimie

[ICSC-1] {a b c d e f g h et i} TETRAHYDROFURANNE, Fiches internationales de sécurité chimique

[2] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 9-50.

[Yitzhak_Marcus-3] {a et b} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).

[4] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[5] (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer, 2007, 2^e éd., 1076 p. (ISBN 978-0-387-69002-5 et 0-387-69002-6, lire en ligne), p. 294

[6] « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010).

[7] (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams : Organic Compounds C8 to C28, vol. 1, Huston, Texas, Gulf Pub. Co., 1996, 396 p. (ISBN 0-88415-857-8)

[8] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 10-205.

[9] « tétrahydrofuranne », sur ESIS (consulté le 18 février 2009).

[10] ECHA, [1] (28 janvier 2021).

[11] « Tétrahydrofurane » 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 25 avril 2009

[12] « Tetrahydrofuran », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)

[13] (en) Karas, Lawrence et Piel, W. J., « Ethers », Kirk‑Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons,‎ 2004.

[14] Budavari, Susan, éd., The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals, Merck, 2001, 13^e éd. (ISBN 0911910131).

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