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Acide acétique — Wikipédia

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Acide acétique
composé chimique
« Acétique » redirige ici. Pour l’article
homophone, voir Ascétique.
Acide acétique
Formule topologique et représentation 3D de
l'acide acétique
Identification
Nom UICPA acide acétique
Nom
acide éthanoïque
systématique
Synonymes acide acétique glacial
acide éthylique, acide
méthanecarboxylique
No CAS
No ECHA
No CE
No RTECS
Code ATC
DrugBank
PubChem
ChEBI
64-19-7
100.000.528
200-580-7
AF1225000
G01AD02 S02AA10
DB03166
176
15366
No E
FEMA
SMILES
InChI
Apparence
E260
2006
liquide incolore, d'odeur âcre et
fortement vinaigrée[1].
Propriétés chimiques
Formule
C2H4O2 [Isomères]
brute
Masse
60,052 ± 0,0025 g/mol
molaire[5]
C 40 %, H 6,71 %, O 53,29 %,
pKa
4,76 à 25 °C[2]
Moment
1,70 ± 0,03 D[3]
dipolaire
Diamètre
0,442 nm[4]
moléculaire
Propriétés physiques
T° fusion
16,64 °C[6]
T° ébullition 117,9 °C[6]
Solubilité
Miscible avec l'eau, l'acétone,
l'alcool, le benzène, le glycérol,
l'éther, le tétrachlorure de
carbone; Pratiquement insol.
dans le disulfure de carbone[2]
Totalement miscible à
l'hexane, au toluène.
Paramètre de 20,7 MPa1/2 (25 °C)[7];
solubilité δ 18,9 J1/2·cm-3/2 (25 °C)[4];
12,4 cal1/2·cm-3/2[8]
Masse
1,0492 g·cm-3 (liquide,20 °C)[6]
volumique
T° d'auto465 °C[10]
inflammation
Point d’éclair 39 °C (coupelle fermée)[1]
Limites
d’explosivité 5,4–16 %vol[1]
dans l’air
Pression de
vapeur
1,5 kPa à 20 °C[1]
saturante
Viscosité
1,22 mPa·s à 25 °C
dynamique
Point critique 4,53 MPa à 319,56 °C[10]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar
282,848 J·mol-1·K-1[11]
S0liquide, 1 bar
158,0 J·mol-1·K-1[11]
ΔfH0gaz
-433 kJ·mol-1[11]
ΔfH0liquide
-483,52 kJ·mol-1[11]
ΔfusH°
11,728 kJ·mol-1 à 16,75 °C[11]
ΔvapH°
23,7 kJ·mol-1 à 117,95 °C[11]
Cp
123,1 J·mol-1·K-1
(liquide,25 °C)
63,44 J·mol-1·K-1 (gaz,25 °C)[11]
PCS
874,2 kJ·mol-1[13] (liquide)
PCI
-875,16 kJ·mol-1[11]
Propriétés électroniques
1re énergie
10,65 ± 0,02 eV (gaz)[14]
d'ionisation
Cristallographie
Classe
cristalline ou
Pna21 [15]
groupe
d’espace
Paramètres a = 13,151 Å
de maille
Å
b = 3,923 Å
c = 5,762 Å
α = 90,00 °
β = 90,00 °
γ = 90,00 °
Z = 4 [15]
Volume
Indice de
réfraction
297,27 Å3[15]
Propriétés optiques
1,3720[6]
Précautions
SGH[16],[17]
Danger
H226, H314, P280, P305, P310, P338, P351,
SIMDUT[18]
B3, E,
NFPA 704
3
2
0
Transport
83
2789
80
2790
Écotoxicologie
DL50
3,31 g·kg-1 (rat, oral)
525 mg·kg-1 (souris, i.v.)[19]
LogP
-0,31[1]
Seuil de
bas : 0,03 ppm
l’odorat
haut : 0,15 ppm[20]
Composés apparentés
Isomère(s) Glycolaldéhyde
Autres
Anhydride acétique
composés
Unités du SI et CNTP, sauf indication
contraire.
modifier
L'acide acétique ou acide éthanoïque est
un acide carboxylique avec une chaîne
carbonée théorique en C2, analogue à
l'éthane, de masse molaire 60 g/mol et
de formule chimique brute C2H4O2 ou
semi-développée CH3-CO-OH. L'adjectif
du nom courant provient du latin acetum,
signifiant vinaigre. En effet, l'acide
acétique représente le principal
constituant du vinaigre après l'eau,
puisqu'il lui donne son goût acide et son
odeur piquante détectable à partir
d'1 ppm[22].
La distillation du vinaigre, attestée dès
l'époque médiévale en Europe, a permis
d'obtenir l'acide acétique pur, liquide
combustible incolore à forte odeur de
vinaigre, de masse volumique de l'ordre
d'1,05 g·cm-3 à 20 °C qui se solidifie par
simple immersion dans un bain eauglace[23]. Il est encore connu sous le nom
d'acide acétique glacial ou autrefois de
vinaigre fort. C'est le premier acide
industriel connu.
Ce liquide très faiblement conducteur,
incolore, inflammable et hygroscopique
représente à température ambiante un
des plus simples acides
monocarboxyliques, avec l'acide
formique. Son acidité caractérisée en
solution aqueuse par un pKa = 4,76 vient
de sa capacité à perdre temporairement
le proton de sa fonction carboxylique, le
transformant ainsi en ion acétate
CH3COO-. C'est un acide faible.
Cet acide coagule le latex et a des
propriétés bactériostatiques, ce qui
permet de l'utiliser comme désinfectant.
Il est également utilisé comme
composant d'insecticides et d'agent de
nettoyage pour la fabrication de semiconducteurs[22]. Il est corrosif et ses
vapeurs sont irritantes pour le nez et les
yeux.
Très corrosif vis-à-vis des tissus
organiques et vivants, il doit être
manipulé avec soin. Bien qu'il n'ait pas
été jugé cancérogène ou dangereux pour
l'environnement, il peut causer des
brûlures ainsi que des dommages
permanents à la bouche, au nez, à la
gorge et aux poumons. À certaines
doses et en co-exposition chronique avec
un produit cancérogène, son caractère
irritant en fait un promoteur tumoral de
tumeurs (bénignes et malignes)[22]. Ceci
a été démontré expérimentalement chez
le rat[22].
Dans le corps humain, l'acide acétique
est normalement produit après la
consommation d'alcool : l'éthanol est
converti en acétaldéhyde qui est alors
converti en acide acétique sous
l'influence de l'enzyme acétaldéhyde
déshydrogénase et ensuite en acetyl-coA
par la ligase acétate-CoA.
Production
La demande mondiale d'acide acétique
est d'environ 6,5 millions de tonnes par
an (Mt/a). Industriellement, il est produit
par l'oxydation en phase liquide du nbutane, ou il est récupéré dans la
production d'acétate de cellulose ou
d'alcool polyvinylique.
Usages
C'est un réactif très utilisé dans
l'industrie ou les laboratoires
notamment :
comme solvant : miscible à l'eau et à
divers solvants organiques tels
l'éthanol, l'oxyde de diéthyle, le
glycérol[22] mais insoluble dans le
disulfure de carbone[22], c'est aussi un
bon solvant des gommes, résines, du
phosphore, du soufre et d’acides
halogénohydriques[22] ? ;
dans la production d'anhydride
acétique, acétate de cellulose,
d'acétate de vinyle monomère, et
d'autres acétates, ainsi que de
médicaments, pesticides, colorants, la
fabrication de produits
photographiques[22] ;
dans l'alimentation (production de
vinaigres de fruit[22]…), additif
alimentaire ;
les textiles[22] ;
comme agent de nettoyage (de semiconducteurs[22]) ;
coagulant (du latex naturel[22]) ;
bactériostatique (en solution[22]) ;
dans la fabrication de plastiques tels le
polytéréphtalate d'éthylène (PET) ou
l'acétate de cellulose, utile à la
production d'acétate de vinyle
(peintures, adhésifs) et de solvants
organiques ;
comme additif dans les produits
dérivés du tabac (arôme).
mordançage lors de colorations de
coupes histologiques (ex : coloration
au carmino-vert)
processus d'hydrolyse[24], de
condensation[24] et/ou de gélification
pour la fabrication de catalyseur ou
lors du procédé sol-gel[25]
antibactérien et acidification gastrique
dans l'élevage notamment porcin[26].
Nomenclature
Le nom trivial ancien, acide acétique,
dérive d'acetum, mot latin qui désigne le
vinaigre ou aceti-vinum. Il est encore le
plus utilisé dans l'espace francophone et
anglophone mais l'IUPAC a normalisé le
terme acide éthanoïque, à la place de
l'ancien nom chimique français acide
éthylique. Plus tolérant que la
nomenclature IUPAC en 1960, les
Chemical Abstracts ont conservé
néanmoins les noms courants pour les
deux premiers acides carboxyliques en
C1 et C2, soit l'acide formique et l'acide
acétique.
Acide acétique glacial reste aussi un nom
trivial qui désigne communément l'acide
acétique pur au laboratoire. Similaire au
nom allemand « Eisessig »
(littéralement : vinaigre glacé), ce nom
s'explique par les cristaux d'acide
acétique semblables à de la glace qui se
forment à une température légèrement
inférieure à la température ambiante (à
moins de 17 °C, température de fusion de
l'acide acétique pur).
L'abréviation la plus courante pour l'acide
acétique est AcOH ou HOAc, Ac
désignant le groupe fonctionnel acétyle
CH3−CO−.
La formule brute de l'acide acétique est
C2H4O2. On l'écrit également souvent
CH3COOH ou CH3CO2H afin de mieux
traduire sa structure. L'ion résultant de la
perte du proton H+ porte le nom
d'acétate. Acétate peut également faire
référence à un sel contenant cet anion ou
à un ester de l'acide acétique.
Historique
Acide acétique cristallisé
Le vinaigre fort est connu en
Mésopotamie il y a plus de 3 000 ans
av. J.-C.[27]. Les bactéries acétiques
produisant l'acide acétique à partir du vin
et d'oxygène ont été décrites par le
chimiste Louis Pasteur. Elles sont
présentes partout dans le monde civilisé,
et toute culture pratiquant le brassage de
la bière ou du vin a inévitablement
découvert le vinaigre, résultat naturel de
l'évolution de ces boissons alcoolisées
laissées à l'air libre.
L'usage de l'acide acétique en chimie
remonte à l'Antiquité. Au
e
siècle av. J.-C., le philosophe grec
Théophraste décrit comment le vinaigre
agit sur le métal et produit ainsi des
pigments utiles pour l'art, incluant le
plomb blanc (carbonate de plomb) et
vert-de-gris, un mélange vert de sels de
cuivre incluant l'acétate de cuivre II (tous
produits toxiques). Les anciens Romains
faisaient bouillir le « vin aigre » dans des
récipients de plomb pour produire un
sirop très sucré appelé sapa. Le sapa
était riche en acétate de plomb, une
substance sucrée appelée sucre de
plomb ou sucre de Saturne, et qui
provoqua de nombreux
empoisonnements au plomb dans
l'aristocratie romaine, la maladie
correspondant à une intoxication aiguë
ou chronique par le plomb est
notamment nommée saturnisme.
L'alchimiste perse Jabir Ibn Hayyan
(Geber) concentra l'acide acétique à
partir du vinaigre par
distillation [réf. nécessaire].
Durant la Renaissance, l'acide acétique
« glacial » était préparé par distillation
sèche d'acétates de métal. Au
e
siècle,
l'alchimiste allemand Andreas Libavius
en décrivit la procédure, et compara
l'acide pur ainsi produit au vinaigre. La
présence d'eau dans le vinaigre a tant
d'influence sur les propriétés de l'acide
acétique que pendant des siècles de
nombreux chimistes ont cru que l'acide
acétique glacial et l'acide présent dans le
vinaigre étaient deux substances
différentes. C'est le chimiste français
Pierre Auguste Adet qui prouva qu'ils
étaient le même composé chimique.
En 1847, le chimiste allemand Hermann
Kolbe synthétisa l'acide acétique à partir
de matières inorganiques pour la
première fois. La séquence de cette
réaction consistait en la chloration de
disulfure de carbone en
tétrachlorométhane, suivie d'une pyrolyse
en tétrachloroéthylène, puis d'une
chloration aqueuse en acide
trichloroacétique, et enfin conclure par
une réduction par électrolyse pour
obtenir l'acide acétique[28].
Vers 1910, la majorité de l'acide acétique
glacial était obtenue à partir de la
« liqueur pyroligneuse » issue de la
distillation du bois[27]. L'acide acétique
était isolé grâce à un traitement à
l'hydroxyde de calcium, et l'acétate de
calcium ainsi obtenu était alors acidifié
par un ajout d'acide sulfurique pour
reformer l'acide acétique. L'Allemagne en
produisait à l'époque 10 000 tonnes par
an, dont 30 % était utilisé pour la
production de colorant indigo[29],[30].
Propriétés physicochimiques
Acidité
L'atome d'hydrogène (H) du groupe
carboxyle (–COOH) des acides
carboxyliques tels que l'acide acétique
peut être libéré sous forme d'ion H+
(proton). C'est la capacité à libérer ce
proton qui lui confère son acidité. L'acide
acétique est un acide faible, monoprotonique en solution aqueuse, avec un
pKa d'environ 4,8 à 25 °C. Une solution à
1,0 mol/L (concentration du vinaigre
domestique) a un pH de 2,4, ce qui
signifie que seules 0,4 % des molécules
d'acide acétique sont dissociées.
Dimère cyclique
Dimère cyclique de l'acide acétique; les pointillés
représentent les liaisons hydrogène.
La structure cristalline de l'acide
acétique[31] montre que les molécules se
mettent par deux en dimères connectés
par des liaisons hydrogène. Ces dimères
peuvent aussi être observés sous forme
gazeuse à 120 °C. Ils sont probablement
également présents dans la phase
liquide de l'acide acétique pur, mais sont
rapidement brisés à la moindre présence
d'eau. Cette dimérisation existe chez
d'autres acides carboxyliques. Elle a
également lieu en solution aqueuse avec
une constante d'association KD dont la
valeur est proche de 1[32].
Solvant
L'acide acétique liquide est un solvant
protique hydrophile (polaire), similaire à
l'éthanol et l'eau. Avec une constante
diélectrique moyenne de 6,2, il peut
dissoudre non seulement les composés
polaires tels que les sels inorganiques et
les sucres, mais aussi les composés non
polaires tels que les huiles, ou des corps
purs comme le soufre et le diiode. Il se
mélange facilement avec de nombreux
autres solvants polaires ou non polaires
tels que l'eau, le chloroforme ou l'hexane.
Ces propriétés de solvant et la miscibilité
de l'acide acétique font qu'il est
largement utilisé dans l'industrie
chimique.
Réactions chimiques
L'acide acétique est corrosif pour de
nombreux métaux, notamment le fer, le
magnésium et le zinc. Il forme du
dihydrogène et des sels de métaux
appelés acétates. L'aluminium forme au
contact de l'oxygène une fine couche
d'oxyde d'aluminium relativement
résistante, qui recouvre sa surface. Aussi
les réservoirs d'aluminium sont-ils
souvent utilisés pour transporter l'acide
acétique. Les acétates de métal peuvent
être produits à partir du mélange d'acide
acétique et d'une base appropriée,
comme dans la réaction bicarbonate de
sodium+vinaigre qui donne de l'eau et du
CO2. À la notable exception de l'acétate
de chrome(II), presque tous les acétates
sont solubles dans l'eau.
Mg (s) + 2 CH3COOH(aq) →
(CH3COO)2Mg(aq) + H2 (g)
NaHCO3 (s) + CH3COOH(aq) →
CH3COONa (aq) + CO2 (g) + H2O (l)
L'acide acétique subit également les
réactions typiques des acides
carboxyliques, en particulier la formation
d'éthanol par réduction, et la formation
de dérivés tels que le chlorure d'acétyle
par substitution nucléophile d'acyle.
Parmi d'autres dérivés de substitution, on
trouve l'anhydride acétique. Cet
anhydride est le résultat de la perte d'une
molécule d'eau par deux molécules
d'acide acétique. Les esters de l'acide
acétique peuvent être formés par
l'estérification de Fischer, et on peut
également l'utiliser pour produire des
amides. Chauffé au-delà de 440 °C,
l'acide acétique se décompose en
dioxyde de carbone et méthane, ou en
eau et cétène.
Détection
L'acide acétique peut être détecté grâce à
son odeur caractéristique. Les sels
d'acide acétique dissous dans une
solution de chlorure de fer (III) donnent
une profonde couleur rouge qui disparaît
après acidification. En chauffant les
acétates avec du tri-oxyde d'arsenic, on
obtient de l'oxyde de cacodyle qui peut
être identifié par ses vapeurs
malodorantes.
Biochimie
Le groupe acétyle, dérivé de l'acide
acétique, est fondamental pour la
biochimie de quasiment toutes les
formes de vie. Lorsqu'il est lié au
coenzyme A, il a une importance centrale
dans le métabolisme des glucides et des
lipides. Cependant, la concentration
d'acide acétique libre dans les cellules
est maintenue à un niveau bas, afin de ne
pas perturber le contrôle du pH. À la
différence d'autres acides carboxyliques
à longue chaîne carbonée (acides gras),
l'acide acétique n'apparaît pas dans la
formation de triglycérides naturels. Il
existe un triglycéride artificiel de l'acide
acétique, la triacétine (triacétate de
glycéryle), qui est couramment utilisé
comme additif alimentaire (dans les
cosmétiques, les aliments et certains
médicaments) et comme solvant.
L'acide acétique est naturellement
produit et sécrété par certaines
bactéries, en particulier l'Acetobacter et
la Clostridium acetobutylicum
(en)
ainsi que
la levure Saccharomyces cerevisiae.
Ces bactéries sont présentes dans
certaines denrées alimentaires, l'eau, le
lait (bactéries lactiques[33]) et le sol, et
l'acide acétique se forme naturellement
lorsque des fruits ou autres denrées
alimentaires se décomposent. L'acide
acétique est aussi un composant de la
lubrification vaginale des humains et
d'autres primates, où il semble faire
office d'agent antibactérien[34].
Production et synthèse
L'acide acétique est produit de façon
synthétique ou par fermentation
bactérienne. Aujourd'hui, la méthode
biologique ne concerne plus que 10 % de
la production, mais elle demeure
importante pour la fabrication de vinaigre
car, dans la plupart des pays, la loi
dispose que le vinaigre à usage
alimentaire doit être d'origine biologique.
Environ 75 % de l'acide acétique destiné
à l'industrie chimique est produit par
carbonylation du méthanol, voir détails
ci-dessous. Le reste est constitué de
diverses méthodes alternatives[35].
La production totale d'acide acétique est
estimée à 5 Mt/a (millions de tonnes par
an), dont environ la moitié vient des
États-Unis. La production européenne
arrive aux alentours de 1 Mt/a et est en
diminution. Enfin 0,7 Mt/a sont
fabriquées au Japon. 1,5 Mt/a sont
recyclées ce qui amène le marché
mondial à 6,5 Mt/a[36],[37]. Les deux plus
grands producteurs sont Celanese et BP
Chimie. On trouve aussi parmi les
principaux producteurs Millenium
Chimie, Sterling Chimie, Samsung,
Eastman, et Svens Etanolkemi.
Carbonylation du méthanol
La grande partie de l'acide acétique non
recyclé est produit par carbonylation du
méthanol. Dans ce procédé, le méthanol
et le monoxyde de carbone réagissent
pour produire l'acide acétique selon
l'équation :
CH3OH + CO → CH3COOH
Ce procédé utilise de l'acide iodhydrique
comme intermédiaire et se produit en
trois étapes. Un catalyseur, généralement
un complexe métallique, est nécessaire
pour la carbonylation (étape 2).
1. CH3OH + HI → CH3I + H2O
2. CH3I + CO → CH3COI
3. CH3COI + H2O → CH3COOH + HI
En modifiant le processus, l'anhydride
acétique peut être produit par la même
usine. Le méthanol et le monoxyde de
carbone étant des matières premières
courantes, la carbonylation du méthanol
est longtemps apparue comme une
méthode intéressante pour la production
de l'acide acétique. Henry Dreyfus de la
British Celanese a développé une usine
pilote de carbonylation du méthanol dès
1925[10]. Cependant, le manque de
matériel adéquat pour contenir le
mélange réactionnel corrosif aux
pressions nécessaires (200 atm ou plus)
a freiné la commercialisation de cette
méthode pendant un certain temps. Le
premier processus commercialisé de
carbonylation du méthanol, qui utilise du
cobalt comme catalyseur, a été
développé par l'entreprise chimique
allemande BASF en 1963. En 1968, on a
découvert un nouveau catalyseur à base
de rhodium (cis−[Rh(CO)2I2]−) capable
d'agir efficacement à basse pression et
avec très peu de sous-produits. La
première usine utilisant ce catalyseur a
été bâtie par l'entreprise américaine
Monsanto en 1970, et la carbonylation du
méthanol catalysée au rhodium est alors
devenue la méthode dominante de
production d'acide acétique (connue
sous le nom de procédé Monsanto). Vers
la fin des années 1990, BP a
commercialisé le catalyseur Cativa
([Ir(CO)2I2]−), favorisé par le ruthénium.
Ce processus est plus écologique et
efficace[38] que le précédent, et a
largement supplanté le processus
Monsanto, souvent dans les mêmes
usines.
Oxydation de l'acétaldéhyde
Avant la commercialisation du processus
Monsanto, la majeure partie de l'acide
acétique était produit par oxydation de
l'acétaldéhyde. Cette méthode demeure
la seconde plus importante voie de
synthèse de l'acide acétique, bien qu'elle
ne soit pas compétitive avec la
carbonylation du méthanol.
L'acétaldéhyde peut être produit par
oxydation de butane ou de naphta léger,
oxydation de l'éthylène ou encore par
hydratation de l'acétylène.
Quand le butane ou le naphta léger est
chauffé dans l'air en présence de
différents ions métalliques, en particulier
de manganèse, de cobalt et de chrome,
un peroxyde se forme puis se
décompose pour former de l'acide
acétique :
2 C4H10 + 5 O2 → 4 CH3COOH + 2
H2O
On travaille avec une combinaison de
température et de pression permettant
d'avoir un mélange réactionnel aussi
chaud que possible tout en gardant le
butane à l'état liquide. 150 °C et 55 atm
sont des conditions habituelles.
Plusieurs sous-produits peuvent
également être formés, parmi lesquels la
butanone, l'acétate d'éthyle, l'acide
formique et l'acide propanoïque. Ces
sous-produits ont également une valeur
marchande, et les conditions de réaction
peuvent être altérées pour en produire
davantage si cela a un avantage
économique. Cependant, la séparation
de l'acide acétique de ses sous-produits
ajoute au coût du processus. Avec des
conditions et des catalyseurs similaires à
ceux utilisés pour l'oxydation du butane,
l'acétaldéhyde peut être oxydé par le
dioxygène de l'air pour produire de l'acide
acétique :
2 CH3CHO + O2 → 2 CH3COOH
Grâce aux catalyseurs modernes, cette
réaction peut atteindre un rendement de
plus de 95 %. Les principaux sousproduits sont l'acétate d'éthyle, l'acide
formique et le formaldéhyde. Tous ces
composés ont une température
d'ébullition inférieure à celle de l'acide
acétique et peuvent être facilement
séparés par distillation.
Oxydation de l'éthylène
L'acétaldéhyde peut être préparé à partir
de l'éthylène via le procédé Wacker, puis
oxydé comme détaillé ci-dessus. Plus
récemment, une transformation de
l'éthylène en acide acétique en une seule
étape a été commercialisée par
l'entreprise Shōwa Denkō, qui a ouvert
une usine d'oxydation d'éthylène à Oita,
Japon, en 1997[39]. Le processus est
catalysé par un catalyseur métallique à
base de palladium avec l'assistance d'un
hétéropolyacide tel que l'acide
tungstosilicique. Ce processus pourrait
être un concurrent de la carbonylation du
méthanol pour les petites usines
(100–250 kt/a) en fonction du prix de
l'éthylène.
Synthèse malonique
Synthèse malonique, en utilisant un
halogénométhane comme substituant
(R-X).
Commerce
En 2014, la France est nette importatrice
d'acide acétique, d'après les douanes
françaises. Le prix moyen à la tonne à
l'import était de 430 €[40].
Divers
L'acide acétique, utilisé topique en ORL,
fait partie de la liste des médicaments
essentiels de l'Organisation mondiale de
la santé (liste mise à jour en avril
2013)[41].
Notes et références
1. ACIDE ACETIQUE , fiche(s) de
sécurité du Programme International
sur la Sécurité des Substances
Chimiques , consultée(s) le 9 mai
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2. « ACETIC ACID » dans la base de
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23. La température de fusion avoisine
16,6 °C. Sa température d'ébullition
est légèrement inférieure à 117,9 °C.
Le produit est inflammable avec un
point éclair inférieur à 40 °C alors
que le point d'auto-inflammation
s'élève à 465 °C.
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Voir aussi
Vinaigre
Liste d'acides
Liste d'additifs dans les cigarettes
Acide gras
Acétate
Coenzyme A
Autres liens externes
Mémento technique
Introduction à la nomenclature des
acides carboxyliques
Noms courants en chimie
Présentation acide acétique SCF
Portail de la chimie
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