Chlorate de potassium

composé chimique

Chlorate de potassium
Image illustrative de l’article Chlorate de potassium
Image illustrative de l’article Chlorate de potassium
Bécher rempli de cristaux de chlorate de potassium.
Identification
Nom UICPA Chlorate de potassium
No CAS 3811-04-9
No ECHA 100.021.173
No CE 223-289-7
SMILES
InChI
Apparence cristaux incolores ou poudre blanche[1].
Propriétés chimiques
Formule ClKO3KClO3
Masse molaire[2] 122,55 ± 0,003 g/mol
Cl 28,93 %, K 31,9 %, O 39,17 %,
Propriétés physiques
fusion 368 °C[1]
ébullition Se décompose au-dessous du point d'ébullition à 400 °C[1]
Solubilité dans l'eau : 73 g·l-1[1]
Masse volumique 2,3 g·cm-3[1]
Cristallographie
Symbole de Pearson [3]
Classe cristalline ou groupe d’espace P21/m (n°11) [3]
Strukturbericht G06 [3]
Précautions
SGH[5]
SGH03 : ComburantSGH07 : Toxique, irritant, sensibilisant, narcotiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H271, H302, H332 et H411
SIMDUT[6]
C : Matière comburante
C,
Transport
50
   1485   
[4]

50
   2427   
[4]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorate de potassium est un composé chimique de formule KClO3. Lorsqu'il est pur, c'est une substance blanche cristalline. C'est le chlorate le plus commun dans l'industrie. Il est notamment utilisé :

  • Comme agent oxydant
  • Comme désinfectant
  • Dans les explosifs et les feux d'artifice

SynthèseModifier

La synthèse du chlorate de potassium peut être réalisée par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium et précipitation du chlorate de sodium produit, avec du chlorure de potassium. Pour mener cette électrolyse particulière, au lieu de séparer la cathode (en acier) et l'anode (en titane activé) par une membrane comme cela a lieu dans le procédé chlore-alcali, on doit les juxtaposer : ainsi le chlore intermédiaire dissocié par électrolyse réagit avec de la soude caustique et forme de l'hypochlorite de sodium:

 

À haute température, l'hypochlorite de sodium se dissocie en chlorures et chlorates :

 

Mais on peut obtenir du chlorate de potassium par voie directe, par électrolyse d'une solution de chlorure de potassium ; le mécanisme réactionnel est le suivant :

À la cathode:

 
 

À l'anode:

 
 

Autrefois, on produisait le chlorate de potassium par barbotage de chlore dans une solution de soude caustique. Il se formait d'abord du chlorure de potassium et de l'hypochlorite de potassium à proportions égales. La chaleur produite par le caractère exothermique de cette réaction suffisait à dissocier l'hypochlorite en deux parties de chlorures et une partie de chlorate. On retrouve donc au fond les mêmes réactions que précédemment, avec des réactifs plus coûteux (chlore gazeux et soude caustique), mais en se passant d'électricité. Le bilan chimique s'écrit :

 

On voit cependant que le chlorate n'a fixé qu'un sixième du chlore investi.

PropriétésModifier

 
Chlorate de potassium.

Le chlorate de potassium est soluble dans l'eau chaude uniquement : contrairement au chlorate de sodium, il est peu hygroscopique. Par évaporation ménagée d'une solution de chlorate de potassium, on obtient un agrégat de cristaux blancs étincelants ; en revanche, si l'on fait précipiter avec un sel de potassium cette même solution, on obtient une poudre fine, d'un blanc brillant : c'est un oxydant, qui par chauffage au-delà du point de fusion se dissocie en perchlorate de potassium et chlorure de potassium[7]:

 

Au-delà de 550 °C il se dissocie intégralement en oxygène et chlorure de potassium. Cette décomposition peut être provoquée dès une température de 150 à 200 °C si elle est catalysée par du dichromate de potassium ou du dioxyde de manganèse[8].

 

Combiné à des éléments réducteurs tels le soufre, le phosphore, l'iode ou le carbone, il forme des explosifs puissants, susceptibles de détonation par simple frottement, choc ou secousse. Les explosifs les plus détonants s'obtiennent avec le phosphore rouge et en préparation stœchiométrique (mélange d'Armstrong) : comparables en efficacité à la dynamite, ils ne sont employés dans l'industrie qu'à dose infime, toujours en solution et piégés dans un fulmicoton.

 
Le chlorate de potassium réagit avec le soufre pour former du chlorure de potassium et du dioxyde de soufre.
 
La réaction de chlorate du potassium avec du charbon produit du chlorure de potassium et du dioxyde de carbone.
 
Décomposition du chlorate de potasse par la chaleur, avec production de gaz oxygène pur.

En laboratoire, on se sert de chlorate de potassium pour la synthèse d'oxygène[9]. En réaction avec l'acide sulfurique ≥60 % il forme du dioxyde de chlore, gaz jaune-verdâtre, qui en abaissant la température se décompose en chlore et oxygène par condensation. En présence d'un combustible il s'enflamme. On trouvera ci-dessous le lien vers une vidéo de cette réaction.

 
Le chlorate de potassium réagit avec l'acide sulfurique pour former de l'acide chlorhydrique et du bisulfate de potassium.
 
Par auto-oxydation, l'acide chlorhydrique se décompose en dioxyde de chlore, acide perchlorique et vapeur d'eau.
 
Le dioxyde de chlore se décompose chlore gazeux et dioxygène.

UtilisationsModifier

Il est également utilisé dans les feux d'artifices et les pétards, mais surtout pour la fabrication des allumettes. Pour les feux d'artifice, on le remplace autant que possible par du perchlorate de potassium, moins dangereux à manipuler. Toutefois le chlorate de potassium est parfois recherché pour obtenir des colorations spectaculaires dans les manifestations pyrotechniques[10].

On s'en est aussi naturellement servi pour la production d'explosifs. La chloratite contient par ex. à peu près 90 % de chlorate de potassium, 10 % d'hydrocarbures et un additif à base de sciure de bois ; mais cet explosif sensible au frottement a été largement remplacé par des oxydants moins dangereux à manier et au moins aussi efficaces que le perchlorate de potassium, en particulier pour préparer des explosifs nettement plus stables. Si l'on recherche un oxydant moins dangereux, par ex. pour l'amorce à poudre noire d'un feu d'artifice, ou les bombes pyrotechniques, on se rabat aujourd'hui plutôt sur le traditionnel nitrate de potassium.

 
Les « bombes algériennes » sont des pétards contenant du chlorate de potassium.

L'utilisation des bombes algériennes, ces pétards constitués d'un mélange de chlorate de potassium, de phosphore rouge et de gomme arabique séchés, roulés en boule et serrés dans une papillote, n'est pas sans danger. Ce mélange de chlorate de potassium est appelé couramment mélange d'Armstrong et sa manipulation directe entraîne presque toujours des blessures, à cause de sa vulnérabilité au moindre choc, frottement ou décharge électrostatique.

Cette substance hautement explosive est aussi utilisée pour l'amorçage des allumettes de sûreté : elle forme l'amorce de l'allumette, et réagit avec les traces de phosphore rouge du grattoir. La séparation matérielle des deux réactifs constituait alors le véritable secret de fabrication, découvert en 1844 par le chimiste suédois Gustaf Erik Pasch : ainsi, l'allumette ne peut s'enflammer spontanément ; car les allumettes au phosphore et les bâtonnets soufrés qu'elles ont remplacés, contenaient du chlorate de potassium[8].

Le chlorate de potassium, comme le chlorate de soude, était utilisé comme herbicide jusqu'à son interdiction[11].

D'une manière générale, on ne doit manipuler le chlorate de potassium pur qu'avec de grandes précautions, car la moindre impureté, non seulement de phosphore, mais même de soufre ou de limaille métallique, est susceptible de le rendre explosif.

Le chlorate de potassium entrait dans la composition d'une variété d'eau forte, le « bain (ou mordant) hollandais », une préparation des plaques à graver composée à 88 % d'eau, 10 % d'acide chlorhydrique fumant et 2 % de chlorate[12].

On attribuait naguère une vertu antiseptique au chlorate de potassium, qui entrait dans la composition des bains de bouche[13], mais cette thèse est désormais controversée, voire révoquée en doute. La dose thérapeutique maximale, c'est-à-dire non-toxique, est de 1 g pour un sujet adulte[8] : au-delà, il altère le sang et détruit les tissus nerveux. La dose létale est de 5 à 15 g[14]. On doute aujourd’hui de sa possible action antiseptique : compte tenu de sa toxicité, il vaut mieux éviter de s'en servir en pharmacopée.

En revanche, la désignation Kalium chloratum, que l'on retrouve entre autres dans certaines préparations homéopathiques, en crème ou granules, est la forme latine du chlorure de potassium, et n'a aucun rapport avec le chlorate toxique.

RéférencesModifier

  1. a b c d et e CHLORATE DE POTASSIUM, fiche(s) de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée(s) le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. a b et c « The KClO3 (G06) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le )
  4. a et b Entrée du numéro CAS « 3811-04-9 » 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 novembre 2008 (JavaScript nécessaire)
  5. Numéro index 017-004-00-3 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  6. « Chlorate de potassium » 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
  7. A. F. Holleman, E. Wiberg et N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie., Berlin, Walter de Gruyter (réimpr. (1995) 101) (ISBN 3-11-012641-9)
  8. a b et c Alexander P. Hardt, Pyrotechnics, Post Falls Idaho USA, Pyrotechnica Publications, (ISBN 0-929388-06-2), p. 74 et suiv.
  9. Louis Figuier, Les merveilles de l'industrie : ou Description des principales industries modernes, vol. I, Paris, Furne, Jouvet, 1873-1877
  10. Takeo Shimizu, Fireworks — The Art, Science and Technique,, Midland (Texas), Pyrotechnica Publications (réimpr. 4e éd) (ISBN 0-929388-05-4), p. 53 et suiv., p. 92 et suiv.
  11. Règlement n° 98/2013 de l’Union européenne ; article 115 de la loi n° 2016-731 du 3 juin 2016 (codifié à l’art. L. 2351-1 du code de la défense).
  12. (en) Manly Banister, Practical Guide to Etching and Other Intaglio Printmaking Techniques, New York, Sterling Publ. Co., , « 3. Etching the plate », p. 28
  13. Céline Couteau, « Si Grand-mère sait faire un bon café, Boiron, en revanche, n’est pas fort en produits bucco-dentaires… », sur Regard sur les cosmétiques, (consulté le )
  14. (de) Hermann Ammon (dir.), Hunnius pharmazeutisches Wörterbuch, Berlin, de Gruyter, (réimpr. 11) (ISBN 978-3-11-030990-4), « Kaliumchlorat »

Voir égalementModifier