Éthylène glycol

Éthylène glycol
Structure de l'éthylène glycol.
Identification
Nom UICPA	Éthane-1,2-diol
Synonymes	1,2-dihydroxyéthane
N^o CAS	107-21-1
N^o ECHA	100.003.159
N^o CE	203-473-3
PubChem	174
SMILES	C(CO)O PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/C2H6O2/c3-1-2-4/h3-4H,1-2H2
Apparence	liquide incolore, visqueux, hygroscopique[1].
Propriétés chimiques
Formule	C2H6O2  [Isomères]
Masse molaire[2]	62,067 8 ± 0,002 6 g/mol C 38,7 %, H 9,74 %, O 51,55 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−12,69 °C pur[3] −26 °C à 40 % vol dans l'eau^[réf. nécessaire]
T° ébullition	197,3 °C[3]
Solubilité	Miscible avec l'eau, le glycérol, la pyridine, l'acétone, les aldéhydes, l'acide acétique. Peu sol. dans l'éther (1 pour 200). Pratiquement insol. dans le benzène, les huiles.
Paramètre de solubilité δ	29,9 MPa^1/2 (25 °C)[4] ; 32,4 J^1/2 cm^−3/2 (25 °C)[5]
Masse volumique	1,127 4 g cm^−3 (0 °C) 1,120 4 g cm^−3 (10 °C) 1,113 5 g cm^−3 (20 °C) 1,106 5 g cm^−3 (30 °C) équation[6] : ${\displaystyle \rho =1.3151/0.25125^{(1+(1-T/719.7)^{0.2187})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 260,15 à 719,7 K. Valeurs calculées : 1,11016 g·cm^-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m^-3) ρ (g·cm^-3) 260,15 −13 18,31 1,13647 290,79 17,64 17,96983 1,11535 306,11 32,96 17,79509 1,10451 321,42 48,27 17,617 1,09345 336,74 63,59 17,43533 1,08218 352,06 78,91 17,24986 1,07066 367,38 94,23 17,06031 1,0589 382,7 109,55 16,86641 1,04686 398,02 124,87 16,66782 1,03454 413,33 140,18 16,46417 1,0219 428,65 155,5 16,25504 1,00892 443,97 170,82 16,03995 0,99557 459,29 186,14 15,81835 0,98181 474,61 201,46 15,58961 0,96762 489,93 216,78 15,35296 0,95293 T (K) T (°C) ρ (kmol·m^-3) ρ (g·cm^-3) 505,24 232,09 15,10753 0,93769 520,56 247,41 14,85226 0,92185 535,88 262,73 14,58588 0,90532 551,2 278,05 14,30682 0,888 566,52 293,37 14,01312 0,86977 581,84 308,69 13,70228 0,85047 597,15 324 13,37102 0,82991 612,47 339,32 13,01492 0,80781 627,79 354,64 12,6278 0,78378 643,11 369,96 12,20048 0,75726 658,43 385,28 11,71849 0,72734 673,75 400,6 11,15651 0,69246 689,06 415,91 10,46256 0,64939 704,38 431,23 9,49138 0,58911 719,7 446,55 5,234 0,32486
T° d'auto-inflammation	398 °C[1]
Point d’éclair	111 °C (coupelle fermée)[1].
Limites d’explosivité dans l’air	3,2–15,3 % vol[1]
Pression de vapeur saturante	à 20 °C : 7 Pa[1] équation[6] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(79.276+{\frac {-10105}{T}}+(-7.521)\times ln(T)+(7.3408E-19)\times T^{6})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 260,15 à 719,7 K. Valeurs calculées : 12,59 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 260,15 −13 0,248 290,79 17,64 6,44 306,11 32,96 24,91 321,42 48,27 83,23 336,74 63,59 245,14 352,06 78,91 647,59 367,38 94,23 1 556,39 382,7 109,55 3 443,93 398,02 124,87 7 087,15 413,33 140,18 13 679,63 428,65 155,5 24 947,42 443,97 170,82 43 255,79 459,29 186,14 71 693,2 474,61 201,46 114 121,01 489,93 216,78 175 180,76 T (K) T (°C) P (Pa) 505,24 232,09 260 255,71 520,56 247,41 375 388,44 535,88 262,73 527 161,01 551,2 278,05 722 547,66 566,52 293,37 968 752,35 581,84 308,69 1 273 044,39 597,15 324 1 642 604,72 612,47 339,32 2 084 394,23 627,79 354,64 2 605 053,24 643,11 369,96 3 210 838,85 658,43 385,28 3 907 604,58 673,75 400,6 4 700 824,06 689,06 415,91 5 595 659,3 704,38 431,23 6 597 072,22 719,7 446,55 7 710 000
Viscosité dynamique	(16,06 × 10^−3 Pa s à 25 °C)[7]
Point critique	8 MPa, 446,85 °C[8]
Vitesse du son	1 658 m s^−1 à 25 °C[9]
Thermochimie
S^0gaz, 1 bar	303,8 J mol^−1 K^−1[10]
S^0liquide, 1 bar	163,2 J mol^−1 K^−1[10]
ΔfH^0gaz	−392,2 kJ mol^−1[10]
ΔfH^0liquide	−460,0 kJ mol^−1[10]
Cp	équation[6] : ${\displaystyle C_{P}=(3.5540E4)+(436.78)\times T+(-0.18486)\times T^{2}}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 260,15 à 493,15 K. Valeurs calculées : 149,333 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 260,15 −13 136 660 2 202 275 1,85 141 674 2 283 283 9,85 144 343 2 326 291 17,85 146 989 2 368 298 24,85 149 284 2 405 306 32,85 151 885 2 447 314 40,85 154 462 2 489 322 48,85 157 016 2 530 330 56,85 159 546 2 571 337 63,85 161 740 2 606 345 71,85 164 226 2 646 353 79,85 166 688 2 686 361 87,85 169 126 2 725 368 94,85 171 241 2 759 376 102,85 173 635 2 797 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 384 110,85 176 005 2 836 392 118,85 178 351 2 873 399 125,85 180 385 2 906 407 133,85 182 688 2 943 415 141,85 184 966 2 980 423 149,85 187 221 3 016 431 157,85 189 452 3 052 438 164,85 191 385 3 083 446 172,85 193 572 3 119 454 180,85 195 736 3 154 462 188,85 197 875 3 188 469 195,85 199 728 3 218 477 203,85 201 823 3 252 485 211,85 203 895 3 285 493,15 220 205 980 3 319 équation[11] : ${\displaystyle C_{P}=(48.218)+(1.9073E-1)\times T+(-6.6117E-5)\times T^{2}+(-1.8834E-8)\times T^{3}+(1.2555E-11)\times T^{4}}$ Capacité thermique du gaz en J·mol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 200 à 1 500 K. Valeurs calculées : 98,807 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 200 −73,15 83 589 1 347 286 12,85 97 002 1 563 330 56,85 103 431 1 666 373 99,85 109 427 1 763 416 142,85 115 140 1 855 460 186,85 120 692 1 945 503 229,85 125 834 2 027 546 272,85 130 696 2 106 590 316,85 135 387 2 181 633 359,85 139 696 2 251 676 402,85 143 741 2 316 720 446,85 147 613 2 378 763 489,85 151 143 2 435 806 532,85 154 431 2 488 850 576,85 157 556 2 538 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 893 619,85 160 387 2 584 936 662,85 163 009 2 626 980 706,85 165 489 2 666 1 023 749,85 167 728 2 702 1 066 792,85 169 801 2 736 1 110 836,85 171 767 2 767 1 153 879,85 173 553 2 796 1 196 922,85 175 224 2 823 1 240 966,85 176 835 2 849 1 283 1 009,85 178 333 2 873 1 326 1 052,85 179 777 2 896 1 370 1 096,85 181 222 2 920 1 413 1 139,85 182 627 2 942 1 456 1 182,85 184 047 2 965 1 500 1 226,85 185 545 2 989
PCS	1 189,2 kJ mol^−1[12] (liquide)
Propriétés électroniques
1^re énergie d'ionisation	10,16 eV (gaz)[13]
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d’espace	P 212121[14]
Paramètres de maille	a = 5,013 Å b = 6,915 Å c = 9,271 Å α = 90,00° β = 90,00° γ = 90,00° Z = 4 (−143,0 °C)[14]
Volume	321,38 Å^3[14]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle n_{D}^{20}}$ 1,431 8[3]
Précautions
SGH[15]
Attention H302, H373, P260, P301, P312 et P330 H302 : Nocif en cas d'ingestion H373 : Risque présumé d'effets graves pour les organes (indiquer tous les organes affectés, s'ils sont connus) à la suite d'expositions répétées ou d'une exposition prolongée (indiquer la voie d'exposition s'il est formellement prouvé qu'aucune autre voie d'exposition ne conduit au même danger) P260 : Ne pas respirer les poussières/fumées/gaz/brouillards/vapeurs/aérosols. P301 : En cas d'ingestion : P312 : Appeler un CENTRE ANTIPOISON ou un médecin en cas de malaise. P330 : Rincer la bouche.
SIMDUT[16]
D2A, D2A : Matière très toxique ayant d'autres effets toxiques tératogénicité et embryotoxicité chez l'animal Divulgation à 0,1 % selon les critères de classification
NFPA 704
1 2 0
Inhalation	Vomissements, paralysie
Écotoxicologie
DL50	8,54 g kg^−1 (rat, oral) 6,61 (cochon d'Inde, oral) 13,79 ml kg^−1 (souris, oral)
Valeur d'exposition	10 mL m^−3, 26 mg m^−3
autre	S'enflamme au contact de KMnO4 après 10 à 20 s.
LogP	−1,93[1]
Seuil de l’odorat	bas : 0,08 ppm haut : 25 ppm[17]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier

L'éthylène glycol ou glycol ou encore éthane-1,2-diol est le plus simple composé chimique de la famille des glycols.

Sa formule semi-développée est HO—CH₂—CH₂—OH et sa formule brute C₂H₆O₂. L'éthylène glycol est fréquemment employé en tant qu'antigel, dans le liquide de refroidissement des automobiles. À température ambiante, c'est un liquide visqueux incolore et sans odeur, avec un goût sucré. L'éthylène glycol est toxique et son ingestion nécessite des soins médicaux urgents.

Nom

« Éthane-1,2-diol » est le nom systématique défini par la nomenclature des composés organiques pour une molécule avec deux atomes de carbone (préfixe éth-) ayant une liaison simple entre eux (suffixe -ane) et attaché à deux groupes hydroxyle sur chacun des deux carbones (suffixe -1,2-diol). « Éthylène glycol » est l'appellation triviale communément utilisée pour l'éthane-1,2-diol.

Histoire

L'éthylène glycol est synthétisé pour la première fois en 1859 par le chimiste français Charles Adolphe Wurtz via la saponification du diacétate d'éthylène glycol par l'hydroxyde de potassium, d'une part^[19], et par l'hydratation de l'oxyde d'éthylène d'autre part^[20]. Il fut produit en petite quantité durant la Première Guerre mondiale comme réfrigérant et comme constituant d'explosifs. Sa production industrielle débuta en 1937, dès lors que son précurseur, l'oxyde d'éthylène, fut lui-même produit en quantité industrielle à bas prix.

Il provoqua une petite révolution dans le monde de l'aéronautique en remplaçant l'eau du système de refroidissement. Sa température d'ébullition élevée permit ainsi de diminuer la taille du radiateur, et donc son poids et sa traînée aérodynamique. Avant que l'éthylène glycol ne soit disponible, les systèmes de refroidissement utilisaient en effet de l'eau à haute pression ; ces systèmes étaient encombrants et peu fiables, et en cas de combat aérien, trop exposés aux balles ennemies.

Propriétés physico-chimiques

L'éthylène glycol est le plus simple des diols vicinaux, et possède des propriétés physico-chimiques particulières du fait de sa structure comprenant deux groupes hydroxyle adjacents le long de la chaîne hydrocarbonée.

C'est un liquide incolore, inodore, peu volatil et hygroscopique avec une faible viscosité (16,06 × 10⁻³ Pa s à 25 °C)^[7]. Il est complètement miscible avec de nombreux solvants polaires, comme l'eau, les alcools et l'acétone, et très peu soluble dans les solvants apolaires, comme le benzène, le toluène, le dichloroéthane ou le chloroforme^[21].

L'éthylène glycol a une constante molaire cryoscopique de 3,11 K kg mol^−1[22] et une constante molaire ébullioscopique de 2,26 K kg mol^−1[23].

• 
  Température de gel.
• 
  Viscosité du mélange avec l'eau.
• 
  Viscosité en fonction de la température.

Des données pour le mélange eau-éthylène glycol sont également indiquées sur le site en anglais The Engineering ToolBox^[24].

Production

Il est synthétisé à partir d'éthylène, via un intermédiaire d'oxyde d'éthylène qui réagit avec l'eau, selon l'équation :

C₂H₄O + H₂O → C₂H₆O₂

Cette réaction peut être catalysée en milieu acide ou basique, ou bien encore à haute température. En milieu acide et avec un excès d'eau, le rendement de la réaction peut atteindre 90 %. Les oligomères d'éthylène glycol (diéthylène glycol, triéthylène glycol, tétraéthylène glycol) peuvent être obtenus de la même manière.

Il peut aussi être produit par des vers de cire, lors de leur ingestion de polyéthylène (HDPE). Cette digestion est possible par l'intermédiaire d'une bactérie présente dans le système digestif du ver^[25].

Réactivité et réactions

L'utilisation de l'éthylène glycol est limitée par quelques précautions :

• éviter tout contact avec les oxydants forts, l'aluminium, le chlorure de chromyle, les hydroxydes alcalins, l'acide perchlorique ;
• l'éthylène glycol est combustible, hygroscopique, incompatible avec les différentes matières synthétiques. Il peut exploser au contact de l'air après chauffage sous forme de vapeur ou de gaz.

L'éthylène glycol est utilisé comme groupe protecteur des groupes carbonyle au cours des réactions de synthèse des composés organiques. Le traitement d'un aldéhyde ou d'une cétone avec de l'éthylène glycol en présence d'un catalyseur acide (par exemple acide p-toluène sulfonique ; trifluorure de bore) donne le 1,3-dioxolane correspondant, qui est résistant à l'action des bases et les autres composés nucléophiles. En outre, le groupe protecteur 1,3-dioxolanne peut ensuite être éliminé par hydrolyse acide. Dans cet exemple, l'isophorone est protégée par l'éthylène glycol et l'acide p-toluènesulfonique à faible rendement. L'eau a été éliminée par distillation azéotropique pour déplacer l'équilibre vers la droite.

Il est utilisé pour la protection des fonctions carbonyle, dans la réaction d'acétalisation.

Utilisation

L'éthylène glycol fut surtout connu et employé en tant qu'antigel et fluide réfrigérant^[26]. Son point de fusion étant bas, il a aussi été utilisé comme dégivrant pour les pare-brise et pour les moteurs à réaction. L'éthylène glycol est principalement une base chimique dans le domaine des industries pétrochimiques, où il permet la production de fibres textiles et de résines de polyesters, dont le polytéréphtalate d'éthylène, principal matériau des bouteilles en plastique. Ses propriétés antigel en font aussi un constituant important des solutions destinées à la conservation de tissus organiques à basse température.

La température d'ébullition élevée de l'éthylène glycol et sa grande affinité pour l'eau en font un déshydratant idéal pour la production de gaz naturel. Dans les tours de déshydratation, on fait ainsi se rencontrer l'éthylène glycol liquide coulant du haut de la tour avec le mélange d'eau et d'hydrocarbures gazeux s'échappant du bas. Le glycol capte l'eau et s'écoule au fond, tandis que les vapeurs d'hydrocarbures sont récupérées au sommet. On réinjecte ensuite l'éthylène glycol pour renouveler l'opération.

Intoxication au produit

Le principal danger de l'éthylène glycol provient de sa toxicité en cas d'ingestion. À cause de son goût sucré, les enfants et les animaux peuvent ingérer une grande quantité d'éthylène glycol si on le laisse à leur portée et les cas sont loin d'être rares (plus de 7 000 intoxications suspectées aux États-Unis en 2011^[27]). La toxicité est essentiellement due à ses métabolites et non pas à l'éthylène glycol lui-même. La progression des symptômes d'une intoxication se fait en plusieurs étapes. La première est l'apparition de symptômes neurologiques. La victime peut paraître légèrement intoxiquée, se plaindre d'étourdissements et avoir l'air confus. Ensuite, le corps convertit l'éthylène glycol en une autre toxine, l'acide oxalique qui va précipiter dans les reins, causant une insuffisance rénale aiguë^[28].

En cas d'intoxication, il arrive qu'on diagnostique à tort une élévation importante du taux de lactates sanguins, à cause de la proximité chimique entre le lactate et les produits de dégradation du glycol : le glycolate et le glyoxylate. Ces derniers donnent en effet des réactions croisées avec certains systèmes de mesure de la concentration en lactate^[29]. Il existe également un « trou osmolaire » avec une osmolalité mesurée bien supérieure à celle évaluée par la mesure de la natrémie, de la glycémie et de l'urémie^[29].

L'éthylène glycol peut être mortel pour les adultes. Dans tous les cas, des soins médicaux urgents sont nécessaires. Si la victime est encore consciente, il faut si possible lui faire boire 100 mL (un verre) d'un alcool fort à 45°^[30]. L'éthanol remplace en effet l'éthylène glycol auprès des enzymes qui dégradent ce dernier en composés plus toxiques, ce qui limite la production de toxines (on parle d'inhibiteur compétitif). Il convient également d'amener la personne dans un hôpital où l'on pourra lui administrer, plutôt que de l'éthanol, d'autres inhibiteurs de l'alcool déshydrogénase, enzyme responsable chez l'homme de la transformation de l'éthanol en éthanal, et l'éthylène glycol en aldéhyde oxalique, qui se transformera (grâce à d'autres déshydrogénases) finalement en oxalate, qui lui est toxique. L'un de ces inhibiteurs est le fomépizole^[31].

À cause de sa toxicité, l'éthylène glycol a déjà fait parler de lui dans les médias :

• en 2007, on a découvert du glycol dans des dentifrices en provenance de Chine. Les fabricants qui ont accepté de répondre à des journalistes ont expliqué que le glycol permet à la pâte d'avoir la bonne consistance. En principe, on n'avale pas de dentifrice en se lavant les dents, mais en pratique cela peut très bien arriver, surtout en ce qui concerne les enfants^{[réf. nécessaire]} ;
• en 2020, l'ours Cachou meurt dans les Pyrénées espagnoles par ingestion d'éthylène glycol, probablement empoisonné^[32].

Sécurité

Inflammabilité

Peu inflammable à l'état liquide, l'éthylène glycol peut se montrer explosif à l'état gazeux. Il est donc indispensable de le manipuler dans des locaux bien aérés (concentration inférieure à 100 mg m⁻³).

L'électrolyse de l'éthylène glycol avec une anode en argent produit une réaction exothermique^{[réf. nécessaire]}.

Précautions

Les vapeurs d'éthylène glycol sont irritantes avant d'être dangereuses. L'exposition chronique est toutefois la source de pathologies reconnues, en France, comme maladies professionnelles par le code de la Sécurité sociale^[30].

Notes et références

1. ETHYLENE - GLYCOL, Fiches internationales de sécurité chimique
2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
3. D. R. Lide, 2007, chap. 3 (« Physical Constants of Organic Compounds »), p. 232.
4. (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer, 2007, 2^e éd., 1076 p. (ISBN 978-0-387-69002-5 et 0-387-69002-6, lire en ligne), p. 294.
5. (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).
6. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, États-Unis, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50.
7. D. R. Lide, 2007, chap. 15 (« Practical Laboratory Data »), p. 17.
8. D. R. Lide, 2007, chap. 6 (« Fluid Properties »), p. 49.
9. D. R. Lide, 2007, chap. 14 (« Geophysics, Astronomy, and Acoustics »), p. 40.
10. D. R. Lide, 2007, chap. 5 (« Thermochemistry, Electrochemistry, and Kinetics »), p. 22.
11. (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams : Organic Compounds C8 to C28, vol. 1, Huston, Texas, Gulf Pub., 1996, 396 p. (ISBN 0-88415-857-8).
12. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press, 18 juin 2002, 83^e éd., 2664 p. (ISBN 0849304830, présentation en ligne), p. 5-89.
13. D. R. Lide, 2007, chap. 10 (« Atomic, Molecular, and Optical Physics »), p. 213.
14. « Ethylene glycol », sur reciprocalnet.org (consulté le 14 juin 2012).
15. Sigma-Aldrich, FDS.
16. « Éthylène glycol » 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 24 avril 2009.
17. « Ethylene glycol », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009).
18. « Éthane-1,2-diol », sur ESIS (consulté le 20 février 2009).
19. C. A. Wurtz, « Mémoire sur les glycols ou alcools diatomiques », Annal. Chim. Phys., 3^e série, vol. 55,‎ 1859, p. 400-478 (lire en ligne).
20. C. A. Wurtz, « Synthèse du glycol avec l'oxyde d'éthylène et l'eau », C.R. Hebd. Séances Acad. Sci., vol. XLIX, n^o 21,‎ 1859, p. 813-815 (lire en ligne).
21. H. Yue, 2012.
22. D. R. Lide, 2007, chap. 15 (« Practical Laboratory Data »), p. 28.
23. D. R. Lide, 2007, chap. 15 (« Practical Laboratory Data »), p. 27.
24. Ethylene Glycol Heat-Transfer Fluid Properties.
25. (en) Jeff Kart, « ‘Mysterious’ Worms Eat Plastic And Poop Alcohol », sur Forbes (consulté le 10 février 2022).
26. « Теплоноситель этиленгликоль », sur xotxim.ru (consulté le 12 avril 2023).
27. Bronstein A.C., Spyker D.A., Cantilena L.R., Rumack B.H. et Dart R.C., 2011 annual report of the American Association of Poison Control Centers’ National Poison Data System (NPDS): 29th annual report, Clin. Toxicol. (Phila), 2012, 50:911-1164.
28. Guo C., Cenac T.A., Li Y. et McMartin K.E., Calcium oxalate, and not other metabolites, is responsible for the renal toxicity of ethylene glycol, Toxicol. Lett., 2007, 173:8-16.
29. Oostvogels R., Kemperman H., Hubeek I. et ter Braak E.W., The importance of the osmolality gap in ethylene glycol intoxication, BMJ, 2013, 347:f6904.
30. INRS, « Fiche toxicologique n° 25 », septembre 2016.
31. Brent J., McMartin K., Phillips S. et al., Fomepizole for the treatment of ethylene glycol poisoning, N. Engl. J. Med., 1999, 340:832-838.
32. Stéphanie Bascou, « Un ancien élu et un garde forestier espagnols inculpés pour l’empoisonnement de l'ours Cachou », sur geo.fr.

Voir aussi

Bibliographie

• (en) H. Yue, Y. Zhao et al., « Ethylene glycol: properties, synthesis, and applications », Chem. Soc. Rev., vol. 41,‎ 2012, p. 4218-4244 (ISSN 0306-0012, DOI 10.1039/C2CS15359A).
• (en) D. R. Lide (dir.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, FL, CRC Press, 2007, 88^e éd., 2640 p. (ISBN 978-0-8493-0488-0).

Articles connexes

• Propylène glycol
• Diéthylène glycol
• Éther de glycol

Liens externes

• INRS, « Fiche toxicologique n° 25 », septembre 2016.
• Fiche internationale de sécurité.