Cyclohexane

Le cyclohexane est un hydrocarbure alicyclique non éthylénique de la famille des (mono)cycloalcanes[16] de formule brute C₆H₁₂. Le cyclohexane est utilisé comme solvant apolaire dans l'industrie chimique, mais aussi comme réactif pour la production industrielle de l'acide adipique et du caprolactame, intermédiaires utilisés dans la production du nylon. La formule topologique du cyclohexane est présentée ci-contre.

cyclohexane

Différentes représentations
d'une molécule de cyclohexane.

Identification

Nom UICPA

cyclohexane

N^o CAS

110-82-7

N^o ECHA

100.003.461

N^o CE

203-806-2

DrugBank

ChEBI

Apparence

liquide incolore[1]

Propriétés chimiques

Formule

C₆H₁₂ [Isomères]

Masse molaire[2]

84,159 5 ± 0,005 6 g/mol
C 85,63 %, H 14,37 %,

Susceptibilité magnétique

\chi _{M}

68,1×10^-6 cm³·mol^-1[3]

Propriétés physiques

T° fusion

6,47 °C[4]

T° ébullition

80,75 °C[5]

Solubilité

dans l'eau : nulle[1] ;

sol. dans l'alcool, l'éther, l'acétone ;
miscible avec l'huile d'olive ;
100 ml de méthanol dissout 57 g à 20 °C[4]

Paramètre de solubilité δ

16,8 MPa^1/2 (25 °C)[6]

Masse volumique

0,778 6 g·cm^-3 (25 °C) [7]

équation[8] : $\rho =0.8908/0.27396^{(1+(1-T/553.58)^{0.2851})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 279,69 à 553,58 K.
Valeurs calculées :
0,77311 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
279,69	6,54	9,3797	0,7894
297,95	24,8	9,18818	0,77329
307,08	33,93	9,09025	0,76504
316,21	43,06	8,99078	0,75667
325,34	52,19	8,88968	0,74816
334,47	61,32	8,78682	0,73951
343,6	70,45	8,6821	0,73069
352,73	79,58	8,57538	0,72171
361,86	88,71	8,46651	0,71255
370,99	97,84	8,35533	0,70319
380,12	106,97	8,24163	0,69362
389,25	116,1	8,12521	0,68383
398,38	125,23	8,00582	0,67378
407,51	134,36	7,88316	0,66345
416,64	143,49	7,7569	0,65283

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
425,76	152,61	7,62665	0,64187
434,89	161,74	7,49192	0,63053
444,02	170,87	7,35215	0,61876
453,15	180	7,20664	0,60652
462,28	189,13	7,05452	0,59372
471,41	198,26	6,89467	0,58026
480,54	207,39	6,72565	0,56604
489,67	216,52	6,54552	0,55088
498,8	225,65	6,35154	0,53455
507,93	234,78	6,13975	0,51673
517,06	243,91	5,90385	0,49687
526,19	253,04	5,63296	0,47408
535,32	262,17	5,30499	0,44647
544,45	271,3	4,85919	0,40895
553,58	280,43	3,252	0,27369

T° d'auto-inflammation

260 °C[1]

Point d’éclair

−18 °C (coupelle fermée)[1]

Limites d’explosivité dans l’air

1,3–8,4 %vol[1]

Pression de vapeur saturante

à 20 °C : 12,7 kPa[1]

équation[8] : $P_{vs}=exp(116.51+{\frac {-7103.3}{T}}+(-15.49)\times ln(T)+(1.6959E-2)\times T^{1})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 279,69 à 553,58 K.
Valeurs calculées :
13 173,57 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
279,69	6,54	5 380,2
297,95	24,8	13 055,28
307,08	33,93	19 400,67
316,21	43,06	28 055,7
325,34	52,19	39 587,36
334,47	61,32	54 631,85
343,6	70,45	73 891,57
352,73	79,58	98 131,53
361,86	88,71	128 175,29
370,99	97,84	164 900,96
380,12	106,97	209 237,44
389,25	116,1	262 161,33
398,38	125,23	324 694,54
407,51	134,36	397 902,89
416,64	143,49	482 895,71

T (K)	T (°C)	P (Pa)
425,76	152,61	580 826,48
434,89	161,74	692 894,67
444,02	170,87	820 348,54
453,15	180	964 489,08
462,28	189,13	1 126 674,95
471,41	198,26	1 308 328,4
480,54	207,39	1 510 942,12
489,67	216,52	1 736 087,02
498,8	225,65	1 985 420,88
507,93	234,78	2 260 697,87
517,06	243,91	2 563 778,89
526,19	253,04	2 896 642,84
535,32	262,17	3 261 398,75
544,45	271,3	3 660 298,76
553,58	280,43	4 095 800

Viscosité dynamique

0,98 mPa·s à 20 °C[4]

Point critique

280,3 °C[5], 40,7 bar[9]

Vitesse du son

1 280 m·s^-1 à 19 °C[10]

Thermochimie

Δ_vapH°

3,6×10⁵ J·kg-1[4]

C_p

équation[8] : $C_{P}=(-220600)+(3118.3)\times T+(-9.4216)\times T^{2}+(1.0687E-2)\times T^{3}$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 279,69 à 400 K.
Valeurs calculées :
154,847 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
279,69	6,54	148 360	1 763
287	13,85	150 944	1 794
291	17,85	152 346	1 810
295	21,85	153 744	1 827
299	25,85	155 144	1 843
303	29,85	156 550	1 860
307	33,85	157 964	1 877
311	37,85	159 392	1 894
315	41,85	160 838	1 911
319	45,85	162 305	1 929
323	49,85	163 798	1 946
327	53,85	165 321	1 964
331	57,85	166 878	1 983
335	61,85	168 473	2 002
339	65,85	170 110	2 021

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
343	69,85	171 794	2 041
347	73,85	173 528	2 062
351	77,85	175 317	2 083
355	81,85	177 164	2 105
359	85,85	179 074	2 128
363	89,85	181 050	2 151
367	93,85	183 098	2 176
371	97,85	185 220	2 201
375	101,85	187 422	2 227
379	105,85	189 707	2 254
383	109,85	192 080	2 282
387	113,85	194 543	2 312
391	117,85	197 103	2 342
395	121,85	199 762	2 374
400	126,85	203 230	2 415

équation[11] : $C_{P}=(13.783)+(2.0742E-1)\times T+(5.3682E-4)\times T^{2}+(-6.3012E-7)\times T^{3}+(1.8988E-10)\times T^{4}$
Capacité thermique du gaz en J·mol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 100 à 1 500 K.
Valeurs calculées :
108,145 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
100	−173,15	39 282	467
193	−80,15	69 545	826
240	−33,15	86 404	1 027
286	12,85	103 544	1 230
333	59,85	121 448	1 443
380	106,85	139 503	1 658
426	152,85	157 103	1 867
473	199,85	174 818	2 077
520	246,85	192 081	2 282
566	292,85	208 389	2 476
613	339,85	224 317	2 665
660	386,85	239 391	2 844
706	432,85	253 229	3 009
753	479,85	266 364	3 165
800	526,85	278 437	3 308

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
846	572,85	289 202	3 436
893	619,85	299 123	3 554
940	666,85	307 973	3 659
986	712,85	315 638	3 750
1 033	759,85	322 512	3 832
1 080	806,85	328 503	3 903
1 126	852,85	333 616	3 964
1 173	899,85	338 199	4 018
1 220	946,85	342 284	4 067
1 266	992,85	345 967	4 111
1 313	1 039,85	349 601	4 154
1 360	1 086,85	353 321	4 198
1 406	1 132,85	357 274	4 245
1 453	1 179,85	361 890	4 300
1 500	1 226,85	367 371	4 365

PCS

3 919,6 kJ·mol^-1[4]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

n_{D}^{20}

1,426 62[4]

Précautions

SGH[12]

Danger

H225, H304, H315, H336 et H410

B2, D2B,

33
1145

Écotoxicologie

DL₅₀

930–1 360 mg·kg^-1 (rats, oral)[14]

LogP

3,44[4]

Seuil de l’odorat

bas : 0,52 ppm
haut : 784 ppm[15]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Production

Synthèses historiques

Contrairement à d'autres hydrocarbures, le cyclohexane n'est pas trouvable dans la nature. Plusieurs chimistes ont donc cherché à le synthétiser[17]:

En 1867, Marcelin Berthelot procède à la réduction du benzène par l'acide iodhydrique à température élevée. Il nomme son produit hexahydrobenzène, pensant en avoir synthétisé[18]^,[19]. En 1870, Adolf von Baeyer réitère cette réaction[20] et obtient le même produit.
En 1890, Vladimir Markovnikov pense pouvoir obtenir le même produit par distillation de pétrole du Caucase. Il nomme son produit final hexanaphtène.

Cependant, les deux produits ont une température d'ébullition supérieure d'environ 10 °C à celles de l'hexahydrobenzène et de l'hexanaphtène tabulées. L'incohérence est levée en 1895 par V. Markovnikov, N. Kischner (en) et N. Zelinsky qui montrent que les produits obtenus ont une structure de type méthylcyclopropane, obtenue par une réaction inattendue de réarrangement.

Il faut attendre 1894 pour que Baeyer synthétise pour la première fois du cyclohexane par condensation de Dieckmann de l'acide pimélique, suivi de multiples étapes de réduction.

La même année, E. Haworth et W. H. Perkin Jr. synthétise du cyclohexane en réalisant une réaction de Wurtz avec le 1,6-dibromohexane.

Synthèse actuelle

De nos jours, le cyclohexane est produit à échelle industrielle par hydrogénation du benzène catalysée par le nickel de Raney[21]. La production de cyclohexane correspond à environ 10 % des besoins mondiaux annuels en benzène[22]. La réaction réalisée à haute température, elle est alors hautement exothermique avec ΔH(500 K) = -216,37 kJ/mol. La réaction de déshydrogénation n'est significative qu'à partir de 300 °C, reflétant une entropie de réaction négative pour la réaction d'hydrogénation[23].

Utilisations

En tant qu'hydrocarbure, le cyclohexane est une molécule peu réactive. Cependant, la très grande majorité du cyclohexane est utilisée pour être catalytiquement oxydée en cyclohexanol et en cyclohexanone. Ces deux composés servent respectivement à la production d'acide adipique, utilisé comme matière première pour la fabrication nylon-6,6, et à la production de caprolactame, un précurseur du nylon-6. Plusieurs milliers de tonnes de cyclohexanol et de cyclohexanone sont produits chaque année[23].

Le cyclohexane est également utilisé comme solvant organique apolaire, bien que le n-hexane tende aujourd'hui à lui être préféré. Il est souvent utilisé comme solvant de recristallisation car de nombreux composés organiques sont solubles à chaud dans le cyclohexane mais pas à froid.

Le cyclohexane est également utilisé pour calibrer les instruments de calorimétrie différentielle à balayage en raison de son changement de phase cristalline net à 186 K[24]. Les vapeurs de cyclohexane sont également utilisées dans les usines de traitement thermique des équipements.

Géométrie

Approche historique

En 1890, Hermann Sachse (de), un assistant berlinois de 28 ans, publie des instructions pour plier une feuille de papier pour représenter deux formes du cyclohexane, qu'il appelle "symétrique" et "antisymétrique" (aujourd'hui appelées chaise et bateau). Il comprend que pour chaque forme, il existe deux positions distinctes pour les atomes d'hydrogène (aujourd'hui appelées axial et équatorial), que deux formes "symétriques" peuvent s'interconvertir et même comment certains substituants peuvent favoriser une forme ou l'autre (théorie de Sachse-Mohr (de)). Malheureusement, il exprime toutes ses découvertes en langage mathématique et peu de chimistes le comprennent. Il mourra en 1893 sans que ses idées aient pu se développer.

En 1918, Ernst Mohr (de) reprend les travaux de Sachse. Il étudie tous les cycloalcanes pour élargir sa théorie. Il prédit notamment qu'il existe deux formes stables de même énergie pour la décaline, ce qui sera confirmé par Walter Hückel (de) en 1925. Mohr aura également l'idée que la diffraction des rayons X pourrait permettre de valider sa théorie, mais la technique est trop nouvelle pour qu'elle puisse être utilisée de manière fiable[25].

Il faudra attendre 1943 pour que Odd Hassel puisse démontrer l'existence de ces deux conformations et des deux positions non équivalents pour les atomes d'hydrogène en étudiant les vapeurs de cyclohexane par diffraction des électrons[26].

Principales conformations du cyclohexane

Comme beaucoup de composés possèdent une structure cyclique à 6 chaînons, la structure et la dynamique du cyclohexane sont des prototypes importants. Les angles d'un hexagone régulier plan mesurent 120°. Cependant, l'angle formé par deux liaisons successives dans une chaîne carbonée est d'environ 109° d'après la théorie VSEPR. Par conséquent, la molécule de cyclohexane n'est pas plane pour minimiser la tension du cycle.

La conformation majoritaire du cyclohexane à température ambiante est appelée la conformation chaise. Plus de 99 % des molécules de cyclohexane en solution adoptent cette conformation à 25 °C. Tous les atomes de carbone y sont équivalents et il existe deux positions distinctes pour les atomes d'hydrogène: un atome d'hydrogène qui appartient au plan médian du cycle est dit en position équatoriale, tandis qu'un atome d'hydrogène n'appartenant pas à ce plan est dit en position axiale. Chaque atome de carbone est donc relié à un atome d'hydrogène en position axiale et à un autre en position équatoriale. Les liaisons carbone-hydrogène successives sont décalées, ce qui minimise la contrainte de torsion du cycle.

Molécule de cyclohexane en conformation chaise. Les atomes de carbone sont en noir. Les atomes d'hydrogène en position axiale sont en rouge, ceux en position équatoriale sont en bleu.

La seconde conformation stable de la molécule de cyclohexane est la conformation bateau tordu (twist-boat en anglais). Si la proportion de molécules de cyclohexane dans cette conformation n'est que d'environ 0,1 % à 25 °C, elle atteint 30 % à 800 °C. Un refroidissement brutal de l'échantillon permet alors de "geler" la conformation des différentes molécules. La conformation bateau tordu est moins stable que la conformation chaise et est de fait peu courante dans la nature. On peut noter le cas du twistane, un isomère synthétique de l'adamantane, dont tous les cyclohexanes sont en conformation bateau tordu.

Inversion de conformation chaise

Il existe en réalité deux conformations chaise différentes, et la molécule de cyclohexane peut changer sa conformation d'équilibre entre ces deux formes. Les atomes d'hydrogène en position axiale dans une conformation chaise se retrouvent en position équatoriale dans l'autre, et vice-versa. Ces deux conformations chaise sont en équilibre rapide à température ambiante et sont donc indiscernables par RMN du proton à 25 °C. Le mécanisme détaillé de l'inversion de conformation chaise a été sujet à beaucoup d'études et de débats, mais il est aujourd'hui connu.

Mécanisme de l'inversion de conformation chaise. Les conformations les plus importantes sont indiquées: chaise (1), demi-chaise (2), bateau tordu (3) et bateau (4). On remarque que les atomes d'hydrogène en position axiale (en bleu dans la structure en haut à gauche) se retrouvent en position équatoriale dans la seconde conformation chaise, et vice-versa.

Le profil énergétique de l'inversion de conformation chaise est également connu. La conformation demi-chaise est l'état de transition permettant d'atteindre la première conformation bateau tordu, et la conformation bateau est l'état de transition entre les deux conformations bateau tordu. L'énergie d'activation de l'inversion de conformation chaise est de 43 kJ/mol, ce qui est inférieur à l'énergie d'agitation thermique à 25 °C: c'est pourquoi les deux conformations chaise sont en équilibre à température ambiante.

Profil énergétique de l'inversion de conformation chaise. On retrouve les conformations chaise (A), bateau tordu (B), bateau (C) et demi-chaise (D). La conformation chaise est choisie comme référence d'énergie.

Dérivés monosubstitués

Les deux conformations chaise du cyclohexane sont de même énergie. En revanche, si un atome d'hydrogène est remplacé par un substituant, ces deux conformations n'ont plus la même énergie. Dans une conformation chaise, le substituant se trouve en position axiale, tandis qu'il se trouve en position équatoriale dans l'autre. En position axiale, le substituant provoque une gêne stérique avec les deux autres atomes d'hydrogène en position axiale: ces interactions sont appelées interactions 1,3-diaxiales. En position équatoriale, ces interactions n'existent pas: c'est donc la conformation chaise pour laquelle le substituant est en position équatoriale qui est de plus basse énergie. La différence d'enthalpie libre entre ces deux conformations chaise est appelée facteur A, et dépend fortement du substituant. La valeur de A varie entre presque zéro pour de petits substituants comme le deutérium et environ 21 kJ/mol pour des substituants volumineux comme le groupement tert-butyle.

Dans le cas du méthylcyclohexane, la conformation chaise de gauche est favorisée de 7,3 kJ/mol.

Dérivés disubstitués

Considérons que les deux substituants sont en position relative 1,2 ou 1,4. S'ils sont en configuration cis, les deux conformations chaise possèdent toutes les deux un groupement en position axiale et un autre en position équatoriale: les deux conformations chaise sont alors de même énergie. En revanche, si les deux substituants sont en configuration trans, seule la conformation chaise possédant les deux groupements en position équatoriale peut exister significativement, car les interactions 1,3-diaxiales fortes empêchent les deux groupements d'être en position axiale simultanément.

Considérons que les deux substituants sont à présent en position relative 1,3. S'ils sont en configuration cis, le cas est semblable à la configuration trans pour des substituants en position relative 1,2 ou 1,4. À l'inverse, s'ils sont en configuration trans, le cas est semblable à la configuration cis pour des substituants en position relative 1,2 ou 1,4.

Si les substituants sont très encombrants, la conformation chaise peut ne pas être la plus stable: dans le cas du cis-1,4-di-tert-butylcyclohexane[27], la conformation bateau tordu permet de placer les deux groupements en position plus favorable que pour la conformation chaise, pour laquelle une groupement tert-butyle se trouve en position axiale. Il a ainsi été mesuré par RMN que la conformation bateau tordu était plus stable de 0,47 kJ/mol à 125 K que la conformation chaise.

Analogues hétérocycliques

Les analogues hétérocycliques du cyclohexane sont omniprésents dans le domaine des sucres, des pipéridines ou des dioxanes entre autres. La conformation chaise est généralement la plus stable, mais les valeurs du facteur A varient fortement lorsque l'on remplace un groupement méthylène par un atome d'oxygène ou d'azote, comme en témoigne l'effet anomérique. On peut aussi noter certains analogues hétérocycliques comme le 1,2,4,5-tétrathiane (SCH₂S)₂ pour lesquels les interactions 1,3-diaxiales n'existent pas: beaucoup plus de molécules sont alors en conformation bateau tordu. Pour son analogue tétraméthylé, le 3,3,6,6-tétraméthyl-1,2,4,5-tétrathiane, la conformation bateau tordu est la conformation majoritaire.

Toxicité et risques

Toxicité

Du fait de la toxicité du cyclohexane, il existe des valeurs limite d'exposition pour protéger les personnes qui travaillent avec ce composé :

entre 300 et 375 ppm en France, selon la durée de l'exposition,
200 ppm en Allemagne,
100 ppm aux États-Unis[28].

Inflammabilité

Le cyclohexane est très inflammable. Une fuite de cyclohexane dans une usine britannique située à Flixborough a provoqué une explosion en 1974, entraînant la mort de 28 personnes travaillant sur le site[29].

Notes et références

CYCLOHEXANE, Fiches internationales de sécurité chimique
Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
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Voir aussi

Articles connexes

Lien externe

Fiche toxicologique de l'INRS

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[20] Adolf Baeyer (1870) "Ueber die Reduction aromatischer Kohlenwasserstoffe durch Jodphosphonium" (Sur la réduction de composés aromatiques par l'iodure de phosphonium [H₄IP]), Annalen der Chemie und Pharmacie, 155 : 266-281

[21] Fred Fan Zhang, Thomas van Rijnman, Ji Soo Kim, Allen Cheng "On Present Methods of Hydrogenation of Aromatic Compounds, 1945 to Present Day" Lunds Tekniska Högskola 2008

[22] Ceresana, « Benzene - Study: Market, Analysis, Trends 2021 - Ceresana » [archive du 21 décembre 2017], sur www.ceresana.com (consulté le 4 mai 2018)

[:0-23] (en) Michael Tuttle Musser, « Cyclohexanol and Cyclohexanone », dans Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 15 juin 2000 (ISBN 978-3-527-30673-2, DOI 10.1002/14356007.a08_217, lire en ligne), a08_217

[24] (en) D. M. Price, « Temperature Calibration of Differential Scanning Calorimeters », Journal of Thermal Analysis, vol. 45, n^o 6,‎ 1995, p. 1285–1296 (DOI 10.1007/BF02547423)

[25] Cette histoire est résumée ici: https://web.archive.org/web/20120228222221/https://webspace.yale.edu/chem125/125/history99/6Stereochemistry/Baeyer/Sachse.html Archivé le 28/02/2012 sur Wayback Machine

[26] (en) « Odd Hassel - Biographical », sur nobelprize.org (consulté le 20 avril 2020)

[27] (en) Gurvinder Gill, Diwakar M. Pawar et Eric A. Noe, « Conformational Study of cis -1,4-Di- tert -butylcyclohexane by Dynamic NMR Spectroscopy and Computational Methods. Observation of Chair and Twist-Boat Conformations », The Journal of Organic Chemistry, vol. 70, n^o 26,‎ décembre 2005, p. 10726–10731 (ISSN 0022-3263 et 1520-6904, DOI 10.1021/jo051654z, lire en ligne, consulté le 20 avril 2020)

[28] INRS, fiche toxicologique n°17, Cahiers de notes documentaires - Hygiène et sécurité du travail - N^o 190, 1^er trimestre 2003

[29] Ministère chargé de l’environnement - DPPR / SEI / BARPI N^o 5611