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Chlorure de cyanogène

composé chimique

Le chlorure de cyanogène est un composé chimique de formule N≡C–Cl. C'est un pseudohalogène triatomique linéaire qui se présente sous la forme d'un gaz incolore facilement liquéfiable. Il est moins couramment utilisé au laboratoire que le bromure de cyanogène, qui est solide à température ambiante et est largement utilisé pour les préparations et les analyses biochimiques.

Chlorure de cyanogène
Image illustrative de l’article Chlorure de cyanogène
Structure du chlorure de cyanogène
Identification
No CAS 506-77-4
No ECHA 100.007.321
No CE 208-052-8
No RTECS GT2275000
PubChem 10477
SMILES
InChI
Propriétés chimiques
Formule CClN
Masse molaire[1] 61,47 ± 0,003 g/mol
C 19,54 %, Cl 57,67 %, N 22,79 %,
Propriétés physiques
T° fusion −6,9 °C[2]
T° ébullition 12,9 °C[2]
Solubilité hydrolyse rapide dans l'eau
Masse volumique 1,218 g·cm-3[2] à 4 °C
Point triple −6,9 °C et 44,9 kPa[2]
Précautions
SGH[2]
SGH04 : Gaz sous pressionSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H280, H314, H330 et EUH071
Transport[2]
   1589   
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Réactions

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Le chlorure de cyanogène peut être obtenu par oxydation du cyanure de sodium NaCN avec le chlore Cl2 avec comme intermédiaire le cyanogène (CN)2[3] :

NaCN + Cl2 → ClCN + NaCl.

Il est très soluble dans l'éthanol et l'éther diéthylique mais s'hydrolyse dans l'eau en libérant des ions chlorure et cyanate à pH neutre :

ClCN + H2O → NCO− + Cl− + 2 H+.

Il se trimérise en présence d'un acide en formant un hétérocycle appelé chlorure cyanurique C3N3Cl3 :

3 ClCN → C3N3Cl3.

C'est un précurseur pour la synthèse des chlorures de sulfonyle[4] et de l'isocyanate de chlorosulfonyle (en)[5]. Le chlorure de cyanogène et le bromure de cyanogène sont utilisés en chimie organique comme réactifs pour la cyanation (en) et la synthèse d'hétérocycles. Dans les conditions favorables, une réaction de Friedel-Crafts peut permettre d'introduire un groupe cyano sur les composés aromatiques[6],[7]. Les alcènes et les alcynes donnent une réaction d'addition par catalyse acide[6],[8]. Le chlorure et le bromure de cyanogène peuvent être utilisés pour éliminer l'extrémité C-terminale de l'insuline obtenue comme protéine de fusion afin d'assurer un repliement correct.

Toxicité

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Le chlorure de cyanogène, également désigné par le code CK, est un poison respiratoire très toxique utilisé comme arme chimique au cours de la Première Guerre mondiale. Il provoque des lésions immédiates au contact avec les yeux ou avec l'appareil respiratoire. Parmi les symptômes d'une exposition au CK, on peut observer somnolence, rhinorrhée, toux, confusion, nausée, vomissements, œdème, syncope, convulsions, paralysie, et jusqu'à la mort[9]. Il est instable en raison de sa tendance à la polymérisation, parfois accompagnée d'explosion violente.

Le chlorure de cyanogène est inscrit au tableau 3 de la Convention sur l'interdiction des armes chimiques : toute production doit être déclarée à l'Organisation pour l'interdiction des armes chimiques.

Arme chimique

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En 1945, le Chemical Corps de l'armée américaine met au point des roquettes de guerre chimique destinées aux nouveaux bazooka M9 et M9A1. Une roquette M26 est alors adaptée pour tirer des ogives remplies de chlorure de cyanogène[10]. Le chlorure de cyanogène étant capable de pénétrer les barrières filtrantes de protection de certains masques à gaz[9], il a été envisagé comme un agent efficace pendant la guerre du Pacifique contre les forces japonaises dont les masques à gaz standards ne comportaient pas les barrières nécessaires pour les en protéger, en particulier les troupes qui se cachaient dans des grottes ou des bunkers[10],[11],[12]. Les États-Unis ont ajouté cette arme à leur arsenal et ont envisagé de l'utiliser, ainsi que du cyanure d'hydrogène, dans le cadre de l'opération Downfall, l'invasion prévue du Japon, mais le président Harry Truman a préféré utiliser les bombes atomiques mises au point dans le cadre du projet secret Manhattan[13]. La roquette CK n'a jamais été déployée ni distribuée à des troupes de combat[10].

Notes et références

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  1. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ↑ a b c d e et f Entrée « Cyanogen chloride » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 27 avril 2018 (JavaScript nécessaire)
  3. ↑ (en) George H. Coleman, Robert W. Leeper, Chris C. Schulze, Louis D. Scortt et W. Conard Fernelius, « Cyanogen Chloride », Inorganic Syntheses, vol. 2,‎ , p. 90-94 (DOI 10.1002/9780470132333.ch25, lire en ligne)
  4. ↑ (en) M. S. A. Vrijland, Y. Sugimura et G. Büchi, « Sulfonyl Cyanides: Methanesulfonyl Cyanide », Organic Syntheses, vol. 57,‎ , p. 88 (DOI 10.15227/orgsyn.057.0088, lire en ligne)
  5. ↑ (en) Roderich Graf, Jerome F. Levy et William D. Emmons, « Chlorosulfonyl Isocyanate », Organic Syntheses, vol. 46,‎ , p. 23 (DOI 10.15227/orgsyn.046.0023, lire en ligne)
  6. ↑ a et b (en) Ernst Gail, Stephen Gos, Rupprecht Kulzer, Jürgen Lorösch, Andreas Rubo, Manfred Sauer, Raf Kellens, Jay Reddy, Norbert Steier et Wolfgang Hasenpusch, « Cyano Compounds, Inorganic », Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry,‎ (DOI 10.1002/14356007.a08_159.pub3, lire en ligne)
  7. ↑ (en) E. H. Bartlett, C. Eaborn et D. R. M. Walton, « Interaction of aryltrimethylstannanes with cyanogen chloride and bromide. A route to aryl cyanides », Journal of Organometallic Chemistry, vol. 46, no 2,‎ , p. 267-269 (DOI 10.1016/S0022-328X(00)88327-8, lire en ligne)
  8. ↑ (en) Issei Iwai, Tadahiro Iwashige, Yasuo Yura, Norio Nakamura et Kiyoshi Shinozaki, « Studies on Acetylenic Compounds. XXXIX. The Addition Reaction of Cyanogen Bromide to Acetylenic Compounds », Chemical and Pharmaceutical Bulletin, vol. 12, no 12,‎ , p. 1446-1451 (PMID 14269447, DOI 10.1248/cpb.12.1446, lire en ligne)
  9. ↑ a et b (en) « CYANOGEN CHLORIDE (CK) : Systemic Agent », sur https://www.cdc.gov/niosh/ (consulté le ).
  10. ↑ a b et c Jeffrey Smart, History of Chemical and Biological Warfare: An American Perspective, Aberdeen, MD, USA, Army Chemical and Biological Defense Command, , 32 p., « chap. 2 » .
  11. ↑ Field Manual 3-5, Washington, DC, War Department, , 108–119 p. .
  12. ↑ John R. Skates, The Invasion of Japan : Alternative to the Bomb, University of South Carolina Press, , 93–96 p. (ISBN 978-1-57003-354-4) .
  13. ↑ Binkov's Battlegrounds, « How would have WW2 gone if the US had not used nuclear bombs on Japan? », sur youtube.com, .
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