Méthanol
Molécule de méthanol
Identification
Nom UICPA	Méthanol
Synonymes	alcool méthylique
No CAS	67-56-1
No ECHA	100.000.599
No CE	200-659-6
PubChem	887
SMILES	CO PubChem, vue 3D
InChI	Std. InChI : vue 3D InChI=1S/CH4O/c1-2/h2H,1H3 Std. InChIKey : OKKJLVBELUTLKV-UHFFFAOYSA-N
Apparence	liquide incolore, d'odeur caractéristique[1]
Propriétés chimiques
Formule	CH4O [Isomères]
Masse molaire[2]	32,041 9 ± 0,001 4 g/mol C 37,48 %, H 12,58 %, O 49,93 %,
pKa	15,2
Moment dipolaire	1,70 ± 0,02 D[3]
Diamètre moléculaire	0,408 nm[4]
Propriétés physiques
T° fusion	−98 °C[1]
T° ébullition	65 °C[1]
Paramètre de solubilité δ	29,7 MPa1/2 (25 °C)[5]; 12,9 cal1/2 cm−3/2[6]
Miscibilité	miscible dans l'eau et dans l'acétone en toute proportion[1]
Masse volumique	0,791 0 g cm−3[7] équation[8] : ${\displaystyle \rho =2.288/0.2685^{(1+(1-T/512.64)^{0.2453})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 175,47 à 512,64 K. Valeurs calculées : 0,78958 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 175,47 −97,68 27,912 0,89436 197,95 −75,2 27,36176 0,87673 209,19 −63,96 27,07974 0,86769 220,43 −52,72 26,79275 0,85849 231,67 −41,49 26,50048 0,84913 242,9 −30,25 26,20259 0,83958 254,14 −19,01 25,89869 0,82985 265,38 −7,77 25,58836 0,8199 276,62 3,47 25,2711 0,80974 287,86 14,71 24,94637 0,79933 299,1 25,95 24,61357 0,78867 310,34 37,19 24,27199 0,77772 321,58 48,43 23,92081 0,76647 332,82 59,67 23,55912 0,75488 344,06 70,91 23,18581 0,74292 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 355,29 82,14 22,7996 0,73054 366,53 93,38 22,39894 0,71771 377,77 104,62 21,98199 0,70435 389,01 115,86 21,54646 0,69039 400,25 127,1 21,0895 0,67575 411,49 138,34 20,6075 0,66031 422,73 149,58 20,0957 0,64391 433,97 160,82 19,54774 0,62635 445,21 172,06 18,95467 0,60735 456,45 183,3 18,30334 0,58648 467,68 194,53 17,57296 0,56307 478,92 205,77 16,72737 0,53598 490,16 217,01 15,69264 0,50282 501,4 228,25 14,26369 0,45704 512,64 239,49 8,521 0,27303
T° d'auto-inflammation	464 °C[1]
Point d’éclair	12 °C (coupelle fermée)[1]
Limites d’explosivité dans l’air	Inférieure : 6,7 Vol% Kohn-Birett Supérieure : 36,5 Vol% Kohn-Birett
Pression de vapeur saturante	à 20 °C : 12,3 kPa[1], 410 mmHg à 50 °C équation[8] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(81.768+{\frac {-6876}{T}}+(-8.7078)\times ln(T)+(7.1926E-6)\times T^{2})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 175,47 à 512,64 K. Valeurs calculées : 16 841,9 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 175,47 −97,68 0,111 197,95 −75,2 3,55 209,19 −63,96 14,66 220,43 −52,72 51,41 231,67 −41,49 157,07 242,9 −30,25 426,61 254,14 −19,01 1 047,36 265,38 −7,77 2 356,71 276,62 3,47 4 916,54 287,86 14,71 9 601,73 299,1 25,95 17 697,92 310,34 37,19 31 002,28 321,58 48,43 51 921,07 332,82 59,67 83 558,67 344,06 70,91 129 794,46 T (K) T (°C) P (Pa) 355,29 82,14 195 345,89 366,53 93,38 285 818,39 377,77 104,62 407 744,26 389,01 115,86 568 614,41 400,25 127,1 776 907,33 411,49 138,34 1 042 120,47 422,73 149,58 1 374 809 433,97 160,82 1 786 636,85 445,21 172,06 2 290 444,58 456,45 183,3 2 900 338,3 467,68 194,53 3 631 803,39 478,92 205,77 4 501 846,72 490,16 217,01 5 529 170,84 501,4 228,25 6 734 383,66 512,64 239,49 8 140 200
Viscosité dynamique	0,551 3 mPa s à 25 °C (liquide)
Point critique	239,35 °C, 8,08 MPa, 0,117 l mol−1[9]
Conductivité thermique	190,16 mW m−1 K−1 à 25 °C (liquide)
Conductivité électrique	5 × 10−9 Ω−1 cm−1 à 25 °C
Vitesse du son	1 121 m s−1 à 20 °C[10]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar	186,9 J mol−1 K−1
S0liquide, 1 bar	127,19 J mol−1 K−1
S0solide	1,117 J mol−1 K−1
ΔfH0gaz	−201,54 kJ mol−1[11]
ΔfH0liquide	−239,00 kJ mol−1[11]
Cp	79,5 J mol−1 K−1 équation[8] : ${\displaystyle C_{P}=(105800)+(-362.23)\times T+(0.93790)\times T^{2}}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 175,47 à 400 K. Valeurs calculées : 81,174 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 175,47 −97,68 71 120 2 220 190 −83,15 70 834 2 211 197 −76,15 70 840 2 211 205 −68,15 70 958 2 215 212 −61,15 71 160 2 221 220 −53,15 71 504 2 232 227 −46,15 71 903 2 244 235 −38,15 72 471 2 262 242 −31,15 73 068 2 280 250 −23,15 73 861 2 305 257 −16,15 74 654 2 330 265 −8,15 75 673 2 362 272 −1,15 76 663 2 393 280 6,85 77 907 2 431 287 13,85 79 094 2 468 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 295 21,85 80 563 2 514 302 28,85 81 947 2 557 310 36,85 83 641 2 610 317 43,85 85 222 2 660 325 51,85 87 141 2 720 332 58,85 88 919 2 775 340 66,85 91 063 2 842 347 73,85 93 038 2 904 355 81,85 95 407 2 978 362 88,85 97 579 3 045 370 96,85 100 173 3 126 377 103,85 102 542 3 200 385 111,85 105 362 3 288 392 118,85 107 927 3 368 400 126,85 110 970 3 463 équation[12] : ${\displaystyle C_{P}=(40.046)+(-3.8287E-2)\times T+(2.4529E-4)\times T^{2}+(-2.1679E-7)\times T^{3}+(5.9909E-11)\times T^{4}}$ Capacité thermique du gaz en J mol−1 K−1 et température en kelvins, de 100 à 1 500 K. Valeurs calculées : 45,163 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 100 −173,15 38 459 1 200 193 −80,15 40 318 1 258 240 −33,15 42 188 1 317 286 12,85 44 489 1 388 333 59,85 47 228 1 474 380 106,85 50 270 1 569 426 152,85 53 463 1 669 473 199,85 56 872 1 775 520 246,85 60 361 1 884 566 292,85 63 795 1 991 613 339,85 67 271 2 099 660 386,85 70 666 2 205 706 432,85 73 873 2 306 753 479,85 76 998 2 403 800 526,85 79 944 2 495 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 846 572,85 82 636 2 579 893 619,85 85 179 2 658 940 666,85 87 506 2 731 986 712,85 89 577 2 796 1 033 759,85 91 491 2 855 1 080 806,85 93 215 2 909 1 126 852,85 94 741 2 957 1 173 899,85 96 164 3 001 1 220 946,85 97 486 3 042 1 266 992,85 98 724 3 081 1 313 1 039,85 99 982 3 120 1 360 1 086,85 101 288 3 161 1 406 1 132,85 102 677 3 204 1 453 1 179,85 104 278 3 254 1 500 1 226,85 106 141 3 313
PCS	726,1 kJ mol−1 (25 °C, liquide)[13]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	10,85 ± 0,01 eV (gaz)[14]
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d’espace	P212121[15]
Paramètres de maille	a = 4,873 Å b = 4,641 Å c = 8,867 Å α = 90,00° β = 90,00° γ = 90,00° Z = 4[15]
Volume	200,53 Å3[15]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle {\textit {n}}_{D}^{25}}$ 1,3265[4]
Précautions
SGH[16]
Danger H225, H301, H311, H331 et H370 H225 : Liquide et vapeurs très inflammables H301 : Toxique en cas d'ingestion H311 : Toxique par contact cutané H331 : Toxique par inhalation H370 : Risque avéré d'effets graves pour les organes (ou indiquer tous les organes affectés, s'ils sont connus)(indiquer la voie d'exposition s'il est formellement prouvé qu'aucune autre voie d'exposition ne conduit au même danger)
SIMDUT[17]
B2, D1B, D2A, D2B, B2 : Liquide inflammable point d'éclair = 11,1 °C coupelle fermée méthode Setaflash D1B : Matière toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 6.1 groupe d'emballage indéterminé D2A : Matière très toxique ayant d'autres effets toxiques tératogénicité chez l'animal ; embryotoxicité chez l'animal D2B : Matière toxique ayant d'autres effets toxiques irritation des yeux chez l'animal Divulgation à 0,1 % selon les critères de classification
NFPA 704
3 1 0
Transport
336 1230 Code Kemler : 336 : matière liquide très inflammable et toxique Numéro ONU : 1230 : MÉTHANOL Classe : 3 Étiquettes : 3 : Liquides inflammables 6.1 : Matières toxiques Emballage : Groupe d'emballage II : matières moyennement dangereuses ;
Inhalation	toxique, peut être mortelle
Peau	assèchement
Yeux	dangereux, rend aveugle
Écotoxicologie
LogP	−0,82/−0,66[1]
Seuil de l’odorat	bas : 4,2 ppm haut : 5 960 ppm[18]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le méthanol (ou alcool méthylique, carbinol, alcool de bois, naphte de bois ou esprit de bois) est un composé organique de formule : CH₃OH (souvent abrégé en MeOH). C’est le plus simple des alcools. Il se présente sous la forme d'un liquide léger, volatil, incolore, inflammable, toxique ayant une odeur caractéristique, plus douce et sucrée que celle de l’éthanol (alcool éthylique).

À température ambiante, ce liquide polaire sert d'antigel (pour liquide de refroidissement par exemple), de solvant, de carburant (en aéromodélisme ou en speedway) et comme dénaturant de l’alcool éthylique. Ces deux alcools restent néanmoins dissociables par distillation. En effet, la température d'ébullition de l'alcool méthylique n'est que de 65 °C alors que celle de l'éthanol est de 79 °C. Le méthanol sert aussi à produire le biogazole par réaction de transestérification.

Le méthanol est naturellement produit par le métabolisme d'organismes anaérobies de nombreuses variétés de bactéries, ce qui explique une petite fraction de vapeur de méthanol présente dans l'atmosphère. En quelques jours, ce méthanol atmosphérique est oxydé par l'oxygène de l’air avec l’action favorisante de la lumière du Soleil pour former du dioxyde de carbone et de l'eau.

Le méthanol brûle dans l'air en formant du dioxyde de carbone et de l'eau :

2 CH₃OH + 3 O₂ → 2 CO₂ + 4 H₂O.

Sa flamme presque incolore et invisible est source de risque de brûlure.

Pour ses propriétés toxiques, le méthanol est fréquemment utilisé comme additif dénaturant pour l'éthanol fabriqué à usage industriel. Cet ajout d'un poison permet aux industriels de l'éthanol d’économiser le versement des taxes perçues sur les boissons alcoolisées.

Il est dit « alcool de bois », car autrefois sous-produit de la distillation du bois. Le principal mode de synthèse nécessite plusieurs étapes : du gaz naturel et de la vapeur d'eau sont « reformés » dans un four pour produire de l'hydrogène et du monoxyde de carbone. L'hydrogène et le monoxyde de carbone en mélange gazeux à haute pression réagissent ensuite ensemble en présence d'un catalyseur, pour produire du méthanol.

Histoire

Dans leur procédé d’embaumement, les anciens Égyptiens utilisent un grand nombre de substances, y compris le méthanol, obtenu par pyrolyse du bois. Cependant, le méthanol pur n’a été isolé pour la première fois qu’en 1661 par Robert Boyle, qui lui donne le nom d’esprit de bois, parce qu'il est produit par la distillation, ou pyrolyse du bois^[19]. Il est connu plus tard sous le nom d’esprit de pyrolyse. En 1834, les chimistes français Jean-Baptiste Dumas et Eugène-Melchior Péligot déterminent sa composition élémentaire. Ils introduisent aussi le mot méthylène en chimie organique, formé à partir des mots grecs methy = vin + hŷlē = bois (écorce d'arbres). À l’origine, il signifie « alcool fabriqué à partir du bois », mais une erreur a été commise dans l’utilisation du grec. Le terme dérivé méthyle apparaît aux environs de 1840 par abréviation du mot méthylène, et est ensuite utilisé pour décrire l'« alcool méthylique ». Ce terme est ensuite transformé en méthanol en 1892 par la Conférence internationale sur la nomenclature des produits chimiques. Le suffixe -yl, qui est utilisé en chimie organique pour former les noms des radicaux, est dérivé du mot « méthyle ».

En 1923, le chimiste allemand Matthias Pier, travaillant pour BASF, développe un procédé pour convertir un gaz de synthèse (un mélange d’oxydes de carbone — monoxyde et dioxyde — et d’hydrogène) en méthanol. Cette méthode utilise le chromate de zinc (en) comme catalyseur et exige des conditions de pression extrêmes, allant de 30 à 100 MPa (300 à 1 000 atmosphères), et des températures très élevées, de l'ordre de 400 °C. La production moderne du méthanol est rendue plus efficace grâce à l'utilisation de catalyseurs (en général le cuivre) capables d’agir à basse pression.

L'utilisation du méthanol comme carburant suscite beaucoup d’intérêt pendant les crises pétrolières des années 1970, en raison de sa disponibilité et de son faible coût. Les problèmes surviennent très rapidement dans l'élaboration des mélanges essence-méthanol. En raison de son faible prix, certains commercialisent du carburant contenant trop de méthanol. D'autres utilisent des techniques de manipulation et de mélange inappropriées.

En 2006, des astronomes utilisant le radio télescope MERLIN (en) de l’Observatoire Jodrell Bank découvrent dans l'espace un nuage de méthanol d'un diamètre de cinq cents milliards de kilomètres, soit environ 25 fois le diamètre du Système solaire (20 milliards de kilomètres). En 2017, du méthanol est détecté dans le nuage de Magellan, c'est-à-dire en dehors de la Voie lactée^[20].

Sources naturelles et anthropiques

Production et synthèse

Le méthanol n'étant pas présent en quantité importante dans la nature, il doit être produit industriellement. Plusieurs voies de synthèse existent à partir des molécules les plus accessibles contenant un seul atome de carbone : CO et CO₂. C'est ce que Igor Tkatchenko appelait déjà dans les années 1980 la chimie des molécules en C1^[26]. La synthèse à partir de CO₂ serait un moyen de valoriser ce gaz produit en grande quantité, mais elle n'est pas au point. La production du méthanol est donc faite à partir de CO et de H₂. La question est donc de produire CO qui n'est pas non plus présent dans la nature.

La production du monoxyde de carbone a été très étudiée car son mélange avec H₂ est un bon combustible industriel appelé gaz de synthèse. Il est traditionnellement produit par la réaction de la vapeur d'eau sur le carbone incandescent (à haute température) :

C + H₂O → CO + H₂

Cependant, au début du XXI^e siècle, le gaz de synthèse, c'est-à-dire le mélange de CO et de H₂, est le plus souvent réalisé à partir du méthane composant du gaz naturel plutôt que du charbon. Trois procédés sont utilisés commercialement. À des pressions modérées de 1 à 2 MPa (10 à 20 atm) et haute température (environ 850 °C), le méthane réagit avec la vapeur d'eau en présence d’un catalyseur, le nickel, pour produire un gaz de synthèse, selon l’équation chimique :

CH₄ + H₂O → CO + 3 H₂

Cette réaction, connue sous le nom de vaporeformage du méthane ou SMR, est endothermique et les impératifs de transfert thermique imposent des limites à la taille des réacteurs à catalyse utilisés. Le méthane peut aussi subir une oxydation partielle par l'oxygène moléculaire pour produire du gaz de synthèse, comme le montre l'équation suivante :

2 CH₄ + O₂ → 2 CO + 4 H₂

Cette réaction est exothermique et la chaleur dégagée peut être utilisée in situ pour amorcer la réaction de reformage du méthane par la vapeur. Lorsque les deux processus sont combinés, on parle de reformage autothermique. Le rapport entre les quantités de CO et de H₂ peut être ajusté en utilisant la réaction à effet de glissement de vapeur d’eau, pour fournir la stœchiométrie voulue pour la synthèse du méthanol :

CO + H₂O → CO₂ + H₂

Le monoxyde de carbone et l'hydrogène réagissent ensuite sur un second catalyseur pour produire du méthanol. Aujourd'hui, le catalyseur le plus largement utilisé est un mélange de cuivre, d’oxyde de zinc et d’alumine utilisé pour la première fois par ICI en 1966. À une pression de 5 à 10 MPa (50 à 100 atm) et une température de 250 °C, il peut catalyser la production de méthanol à partir du monoxyde de carbone et de l'hydrogène de façon très sélective :

CO + 2 H₂ → CH₃OH

La production de gaz de synthèse à partir du méthane produit trois moles de dihydrogène pour chaque mole de monoxyde de carbone, tandis que la synthèse de méthanol consomme seulement deux moles de dihydrogène pour chaque mole de monoxyde de carbone. Une façon de pallier l'excès de dihydrogène consiste à injecter du dioxyde de carbone dans le réacteur de synthèse du méthanol, où il réagit lui aussi, pour former du méthanol selon l’équation chimique :

CO₂ + 3 H₂ → CH₃OH + H₂O

Cette dernière réaction est parfois appelée méthanolisation.La société française Air liquide est leader mondial dans l'ingénierie de la production de méthanol à partir du méthane, c'est-à-dire en pratique, du gaz naturel. En effet, cette synthèse consomme des quantités très importantes de dioxygène dont Air liquide est un des plus gros producteurs mondiaux. L'ingénierie d'unité de grande taille est protégée sous le nom de « Megamethanol ». Plusieurs unités ont été installées aux États-Unis en 2014, pays où le gaz naturel est très bon marché et où la production de méthanol est un moyen de valoriser le gaz de schiste^[27].

Bien que le gaz naturel soit le produit le plus économique et le plus largement utilisé, d’autres matières premières peuvent également être employées pour produire du méthanol. Là où le gaz naturel n'est pas disponible, les dérivés légers du pétrole peuvent être utilisés à sa place. La firme sud africaine Sasol produit du méthanol à l'aide de gaz de synthèse à partir du charbon.

Utilisation

Le méthanol est utilisé comme solvant dans les vernis-laques, peintures, ciments, encres, antigel, colorants, plastiques et diverses peintures industrielles. C'est aussi un carburant pour les fusées.

Santé et sécurité

Le méthanol est toxique par deux mécanismes. Premièrement, le méthanol (s’il pénètre dans l’organisme par ingestion, inhalation, absorption cutanée) peut provoquer la mort en raison de ses propriétés de dépresseur du système nerveux central de la même façon que l’éthanol. Deuxièmement, il devient toxique après avoir été métabolisé dans le foie sous l’action d’une enzyme, l’alcool déshydrogénase qui le transforme en formaldéhyde. Celui-ci est ensuite métabolisé en acide formique par une aldéhyde déshydrogénase ou une formaldéhyde déshydrogénase. Ces composés sont à l'origine d'acidose métabolique, de cécité par destruction du nerf optique^[34], etc. Les tissus fœtaux sont très sensibles aux effets du méthanol. La dose dangereuse est rapidement atteinte si une personne est régulièrement exposée à des vapeurs ou manipule des liquides sans protection cutanée. Si le méthanol a été ingéré, un médecin doit être contacté immédiatement. La dose mortelle communément admise est de 100 à 125 mL. Les effets toxiques apparaissent au bout de plusieurs heures et des antidotes efficaces peuvent souvent éviter la survenue de dommages irréversibles. Ce traitement utilise l’éthanol ou le fomépizole^[35]. Ces deux médicaments ont pour effet de ralentir l'action de l’alcool déshydrogénase sur le méthanol par le mécanisme de l’inhibition compétitive, pour qu'il soit excrété par le rein, plutôt que transformé en métabolites toxiques.

Les premiers symptômes de l'intoxication par le méthanol sont les signes de dépression du système nerveux central : maux de tête, étourdissements, nausées, troubles de coordination, confusion, somnolence, et aux doses élevées, le coma et la mort. Les premières manifestations de l'exposition au méthanol sont en général moins graves que les symptômes résultant de l'ingestion d'une quantité analogue d’alcool éthylique.

Lorsque les premiers symptômes ont disparu, de nouveaux symptômes apparaissent dix à trente heures après la première exposition au méthanol : diminution ou perte complète de la vision, accompagnée d’une acidose. Ces symptômes sont provoqués par l'accumulation de formiate atteignant des niveaux toxiques dans le sang, et peuvent conduire à la mort par insuffisance respiratoire. Les esters dérivés du méthanol ne jouent aucun rôle dans cet effet toxique.

L'éthanol est parfois dénaturé (frelaté), et par conséquent rendu imbuvable, par l'ajout de méthanol. Le résultat est connu sous le nom d’alcool dénaturé ou « meths » (utilisation au Royaume-Uni). (Cette dernière ne doit pas être confondue avec meth, une abréviation désignant communément la méthamphétamine.)

Le méthanol pur a été utilisé dans des courses automobiles open depuis le milieu des années 1960. Contrairement aux feux de pétrole, les feux de méthanol peuvent être éteints avec de l'eau ordinaire (bien que le méthanol soit moins dense que l'eau, les deux substances sont miscibles, et l'ajout d'eau permet d'absorber la chaleur de l'incendie, du fait de la forte quantité de chaleur requise pour vaporiser l'eau). En outre, un incendie à base de méthanol brûle sans fumée, à la différence de l'essence, qui brûle en produisant une épaisse fumée noire. Si un incendie se produit sur la piste, il n'y a pas de dégagement de fumée risquant de diminuer la visibilité des pilotes arrivant à pleine vitesse sur les lieux de l’accident. La décision de passer au méthanol en permanence dans la course américaine de l’IndyCar (American Car Championship) a été une conséquence du crash et de l'explosion dévastatrice à la course d’Indianapolis de 1964, qui a provoqué la mort des pilotes Eddie Sachs et Dave MacDonald (en).

Ces considérations sur l'ajout de méthanol aux carburants auto ont été mises en lumière par l’impact récemment constaté sur les eaux souterraines d'un additif du carburant, le méthyl tert-butyl éther (MTBE). Un défaut d’étanchéité des réservoirs souterrains de stockage d'essence a provoqué des fuites de MTBE, provoquant la contamination des nappes phréatiques. La solubilité élevée du méthanol dans l'eau suscite des préoccupations analogues à propos de l’éventuelle contamination de l'eau qui pourrait découler de l'utilisation généralisée du méthanol comme carburant automobile.

Précautions

Le méthanol est une substance très toxique. Sa consommation peut entraîner la cécité et même la mort. De l'alcool frelaté est parfois fabriqué avec du méthanol : le buveur est moins sujet à l'ébriété (qu'avec de l'éthanol) mais le nerf optique est atteint et l'individu est exposé à un risque certain de cécité.

Avant toute utilisation régulière, consulter la fiche toxicologique^[36] de l'INRS.

Radiolyse

La radiolyse du méthanol en présence d'une radioactivité intense présente certaines similitudes avec celle de l'eau^[37].

Accident mortel

Le 5 juin 2023, il est rapporté, qu'en Russie, 16 à 18 personnes sont mortes et d'autres intoxiquées à la suite de la consommation de cidre contenant du méthanol^[38],[39].

Un article en anglais de Wikipédia décrit un évènement similaire en 2016 : 2016 Irkutsk mass methanol poisoning (en)

Notes et références

Voir aussi