Methane

Le méthane (prononcé mé-tane en français) est un composé chimique de formule CH₄ — un atome de carbone lié à quatre atomes d'hydrogène. Il appartient aux hydrures du groupe 14, est l'alcane le plus simple et constitue l'essentiel du gaz naturel. En raison de son abondance sur Terre, le méthane est un combustible économiquement intéressant, mais son stockage et sa capture sont délicats car il reste un gaz dans les conditions normales de température et de pression. Dans notre atmosphère, le méthane est transparent à la lumière visible mais piège le rayonnement infrarouge, agissant comme un gaz à effet de serre. C'est un hydrocarbure organique et l'un des composés organiques les plus simples.

Le méthane se trouve naturellement à la fois sous terre et sous le plancher océanique, formé par des processus géologiques et biologiques. Le plus grand réservoir de méthane se trouve sous le plancher océanique sous forme de clathrates de méthane. Lorsqu'il atteint la surface et pénètre dans l'air, on l'appelle méthane atmosphérique. Du méthane a également été découvert sur d'autres planètes, comme Mars, ce qui est important pour la recherche en astrobiologie.

Structurellement, le méthane est une molécule tétraédrique avec quatre liaisons C–H identiques. Sa structure électronique implique deux orbitales moléculaires liantes issues du recouvrement des orbitales de valence du carbone et de l'hydrogène. L'orbitale de plus basse énergie provient du recouvrement de l'orbitale 2s du carbone avec la combinaison en phase des quatre orbitales 1s de l'hydrogène ; au-dessus se trouve une orbitale triplement dégénérée résultant du recouvrement avec diverses combinaisons linéaires des orbitales 1s de l'hydrogène. Cette liaison « trois sur un » correspond aux mesures de spectroscopie photoélectronique.

Dans les conditions normales de température et de pression, le méthane est inodore, incolore et transparent. Il absorbe la lumière visible, en particulier à l'extrémité rouge, en raison de bandes harmoniques, mais cela n'est perceptible que sur de très longues distances lumineuses — ce qui donne à Uranus et Neptune leur couleur bleue ou bleu-vert lorsque la lumière traverse des atmosphères riches en méthane et est diffusée. L'odeur familière du gaz naturel domestique provient d'odorisants ajoutés, généralement des mélanges contenant du tert-butylthiol, pour des raisons de sécurité. Le méthane bout à −161,5 °C sous une pression d'une atmosphère. En tant que gaz, il est inflammable dans l'air à des concentrations comprises entre 5,4 % et 17 % à pression normale.

Le méthane solide existe sous plusieurs formes, dont neuf sont connues. Le refroidissement du méthane à pression normale produit le méthane I, qui cristallise dans un système cubique (groupe d'espace Fm3m). Sous cette forme, les atomes d'hydrogène ne sont pas fixes — les molécules de méthane peuvent tourner librement, ce qui en fait un cristal plastique.

Les principales réactions chimiques du méthane sont la combustion, le reformage à la vapeur pour produire du gaz de synthèse et l'halogénation. Ces réactions sont généralement difficiles à contrôler. Comme les autres hydrocarbures, le méthane est un acide extrêmement faible, avec un pKa dans le DMSO estimé à 56. Il ne peut pas être déprotoné en solution, mais sa base conjuguée existe sous des formes comme le méthyllithium. Plusieurs ions positifs dérivés du méthane ont été observés, principalement comme espèces instables dans des mélanges gazeux à basse pression, notamment le cation méthyle (CH₃⁺), le cation méthane (CH₄⁺) et le méthane protoné (CH₅⁺). Certains ont été détectés dans l'espace. Le méthanium peut également être produit en solutions diluées à partir de méthane avec des superacides. Des cations à charge plus élevée comme CH₆²⁺ et CH₇³⁺ ont été étudiés théoriquement et sont considérés comme stables. Malgré la force de ses liaisons C–H, il existe un fort intérêt pour les catalyseurs qui activent ces liaisons dans le méthane et d'autres alcanes inférieurs.

Le pouvoir calorifique du méthane est de 55,5 MJ/kg. La combustion suit une réaction en plusieurs étapes : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O (ΔcH = −891 kJ/mol dans les conditions standard ; −802 kJ/mol si de la vapeur d'eau se forme). La chimie en quatre étapes de Peters est un modèle simplifié pour la combustion du méthane. L'oxydation partielle en méthanol est réalisée par certaines enzymes, comme la méthane monooxygénase. Certaines bactéries oxydent le méthane en utilisant le nitrite comme oxydant en l'absence d'oxygène — un processus appelé oxydation anaérobie du méthane. L'oxydation à l'échelle industrielle n'a jamais été commercialement réussie, même avec un apport limité d'oxygène. Des systèmes catalytiques homogènes et hétérogènes ont été démontrés, mais aucun n'est économique ; ils génèrent généralement des produits protégés pour éviter la suroxydation, comme le système Catalytica, les zéolithes de cuivre et les zéolithes de fer stabilisant les sites actifs d'oxygène alpha.

Dans des conditions appropriées, le méthane réagit avec les radicaux halogènes : •X + CH₄ → HX + •CH₃, puis •CH₃ + X₂ → CH₃X + •X, où X est le fluor, le chlore, le brome ou l'iode. Cette halogénation radicalaire est déclenchée par la lumière UV ou des initiateurs de radicaux comme les peroxydes, produisant un atome d'halogène. Une réaction en chaîne en deux étapes suit : l'atome d'halogène arrache un hydrogène du méthane, formant un halogénure d'hydrogène et un radical méthyle (•CH₃), qui réagit ensuite avec une molécule d'halogène pour créer un halométhane et un nouvel atome d'halogène. Des réactions similaires peuvent remplacer des atomes d'hydrogène supplémentaires, produisant du dihalométhane, du trihalométhane et du tétrahalométhane selon les conditions.