Carbonate de sodium
Le carbonate de sodium est un composé chimique de formule Na2CO3 correspondant à l'espèce minérale naturelle dénommée natrite. Il s'agit d'un sel de sodium de l'acide carbonique. Il constitue l'un des grands produits polyvalents de la chimie moderne. Dans le langage courant, ce solide ionique, le plus souvent sous forme poudreuse, et ses solutions aqueuses sont dénommés communément respectivement cristaux de soude et soude, du nom ancien de cet alcali minéral, utilisé précocement dans l'industrie verrière antique[6].
| Carbonate de sodium | |
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| Structure du carbonate de sodium | |
| Identification | |
|---|---|
| Nom UICPA | carbonate de sodium |
| Synonymes |
trioxocarbonate de disodium ; carbonate de soude anhydre |
| No CAS | |
| No ECHA | 100.007.127 |
| No CE | 207-838-8 |
| PubChem | 10340 |
| No E | E500(i) |
| Apparence | poudre blanche hygroscopique. (anhydre)[1] |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | Na2CO3 |
| Masse molaire[2] | 105,988 4 ± 0,001 7 g/mol C 11,33 %, Na 43,38 %, O 45,29 %, |
| pKa | 10,33 ou 10,35 (couple acido-basique HCO3 −/CO3 2−) |
| Propriétés physiques | |
| T° fusion | 851 °C (anhydre)[1]; 109 °C (monohydrate ou thermonatrite); 32 °C (heptahydrate); 34 °C (décahydrate ou natron) |
| T° ébullition | se décompose avant |
| Solubilité | dans l'eau à 20 °C : 300 g·l-1 (anhydre)[1] |
| Masse volumique | 2,532 g·cm-3 (anhydre)[1] |
| Cristallographie | |
| Système cristallin | Monoclinique pour les formes polymorphiques (γ, β, δ)[3] |
| Classe cristalline ou groupe d’espace | groupe ponctuel 2/m pour γ, β, δ (anhydre)[3] groupe d'espace C2/m pour γ, β, δ |
| Propriétés optiques | |
| Indice de réfraction | 1,535 1,485 raie D |
| Précautions | |
| SGH[4] | |
 Attention H319 : Provoque une sévère irritation des yeux |
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| SIMDUT[5] | |
  D2B, E, D2B : Matière toxique ayant d'autres effets toxiques irritation des yeux chez l'animal E : Matière corrosive corrode des surfaces en aluminium Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients |
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| Écotoxicologie | |
| DL50 | 4 090 mg·kg-1 (rats, oral) |
| Composés apparentés | |
| Autres cations | carbonate de lithium carbonate de potassium carbonate de césium |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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Il ne faut pas confondre le carbonate de sodium Na2CO3 avec l'hydroxyde de sodium NaOH, dit « soude caustique », ni avec le bicarbonate de sodium NaHCO3, autrefois couramment appelé « bicarbonate de soude ».
Obtention
modifierLe carbonate de sodium peut être obtenu à partir de gisements de natron Na2(CO3) • 10 H2O, souvent stocké en réserve géologique sous forme de thermonatrite Na2(CO3) • H2O, ou encore de trona Na2CO3 • NaHCO3 • 2H2O[7]. En Égypte antique, on le trouvait dans la fleur de natron des lacs Amers ou dans les cendres lessivées des nombreuses plantes de la famille des chénopodiacées poussant sur les salisols. La salicorne sur les rivages de la mer Méditerranée ou diverses plantes des rivages atlantiques, communément dénommées soude, donnaient par combustion des cendres, dont on tirait un sel soluble ou alcali nommé soude[8]. Il s'agit de l'« alcali minéral » des Anciens.
Les déserts alcalins et, surtout, leurs lacs endoréiques alcalins offrent de nombreuses ressources en carbonate de sodium ; par exemple, le lac Magadi au Kenya, le lac Owens et les nombreux lac Soda ou Alkali lake en Californie, en Oregon et en Colombie-Britannique. Il existe également un grand nombre d'anciens lacs asséchés, comme le lac Searles (en) dans le désert des Mojaves en Californie.
Le procédé Leblanc a été élaboré entre 1771 et 1791. Il a connu un essor vigoureux après 1830, mais s'est effondré vers 1870[9].
Le procédé Solvay, ou procédé à l'ammoniac, qui produit du carbonate de sodium à partir de sel et de craie, l'a supplanté avant 1870, car il est moins coûteux en termes de charge de combustible et relativement moins polluant[10]. Il exploite souvent les saumures de sel gemme peu coûteuses et la grande solubilité du bicarbonate d'ammonium dans l'eau, à l'inverse de la faible solubilité à froid du bicarbonate de sodium NaHCO3. Le carbonate de sodium, ou soude Solvay, est finalement obtenu en chauffant du bicarbonate de sodium à 100 °C. Les soudières produisent un composé Na2CO3 pulvérulent, nommé soude légère. Sa densité apparente est de l'ordre de 0,5 t/m3. Pour diverses applications industrielles, une recristallisation du monohydrate, puis une calcination au four tournant, sont nécessaires pour obtenir différents carbonates de sodium plus denses : ce sont les soudes denses (souvent marquées d'une majuscule indiquant l'application), de densité apparente de l'ordre de 1 t/m3.
Les procédés de fabrication de Na2CO3, anhydre et purifié, à partir d'extractions minières, de natron ou de trona, l'emportent sur le procédé Solvay, qui conserve au mieux les deux tiers de la production mondiale. Celle-ci est estimée à 40 millions de tonnes au début des années 1990[11].
Propriétés physico-chimiques
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La solubilité du carbonate de sodium dans l'eau croît avec la température, jusqu'à 33 % en masse à 40 °C, puis décroît au-delà, pour tendre vers une valeur légèrement inférieure, à 30 % en masse. Sa solubilité à saturation pour 100 g d'eau pure est de 7,1 g à 0 °C et de 45,5 g à 100 °C.
Une solution à 50 g/L présente une masse volumique de 1,045 g/mL aux conditions normales de température et de pression. Son pH mettant en jeu le couple hydrogénocarbonate HCO3−/carbonate CO32− est de 11,9.
Exposé à l'air humide, le carbonate de sodium anhydre se dégrade en bicarbonate de sodium.
- Na2CO3 (s) + H2O + CO2 (g) → 2 NaHCO3 (s)
Na2CO3 est peu soluble dans l'éthanol et insoluble dans l'acétone.
Le carbonate de sodium réagit avec les acides et libère du CO2. Il précipite également les métaux dont les carbonates ou les hydroxydes sont peu solubles.
Toxicité
modifierEn fonction de sa concentration dans une solution, (dilution), le carbonate de sodium peut-être toxique pour l'environnement. Son usage n'est pas sans impact pour les écosystèmes.
Nombreux risques existent en fonction de sa concentration, brûlures, irritations pour les yeux et la peau, il est préférable de le manipuler avec précaution et équipements de protections.
Utilisation
modifierDès l'Antiquité égyptienne, il y a 4 000 ans, cet alcali a servi à la fabrication du verre. Dans l'industrie verrière, il sert toujours à apporter du Na2O ou oxyde de sodium à la composition verrière[12]. Elle porte le nom technique de soude V. Cette dernière intervient dans la fabrication d'émail, de couverts, d'émaux pour la céramique.
L'alcali minéral a été utilisé en quantité industrielle en savonnerie à l'époque moderne. Il l'est toujours dans l'industrie des savons et des détergents, en particulier les lessives. Utilisé en complément de la lessive lorsque l'eau est dure, il en augmente l'efficacité mais n'empêche pas les dépôts de calcaire[13].
Il est largement utilisé comme alcali dans l'industrie de la cellulose et du papier.
En sidérurgie, le carbonate de sodium Na2CO3 est à la fois un fondant, un désulfurant, un désiliciant, un déphosphorant et un dénitrurant. Les opérations de désulfuration réalisées entre le haut fourneau et le convertisseur en aciérie utilisent des briquettes de carbonate de sodium.
La métallurgie des métaux non ferreux, par exemple Cr, V ou U, emploie du carbonate de sodium.
Le carbonate de sodium est largement utilisé en synthèse chimique. Pour résumer ces nombreux emplois, son adjonction permet souvent de préparer des dérivés sodiques d'un ou de plusieurs composés, ces dérivés devenant beaucoup plus solubles dans l'eau que le composé initial[14]. Quelques produits obtenus à partir du carbonate de sodium sont le bicarbonate de sodium purifié, le silicate de sodium et ses dérivés, les phosphates, le percarbonate de sodium, le dichromate de potassium, les sulfites, des engrais...
Le carbonate de sodium est utilisé dans l'alimentation comme additif alimentaire et réglementé sous le numéro E500(i). Il sert comme anti-agglomérant, régulateur alimentaire de pH et levure chimique[15].
C'est un agent de neutralisation des eaux agressives ; il intervient dans la production d'eaux potables conformes aux normes officielles. Il neutralise également l'acide sulfurique des batteries.
Le carbonate de sodium est également le constituant principal ou exclusif des poudres destinées à relever le pH des piscines.
Nettoyant ménager
modifierDe plus en plus, le carbonate de sodium (anciennement vendu sous le nom de « cristaux de soude ») est utilisé par les particuliers comme produit ménager écologique.
En effet, l'ion carbonate étant une base moyenne (pH de 11,5 à 12,5), il aura la capacité d'hydrolyser et donc de saponifier les graisses présentes (des esters d'acides gras hydrophobes).
Autrement dit, alors que les tensioactifs et les savons vont directement former des micelles et des suspensions colloïdales avec les particules hydrophobes au moyen de leur queue apolaire et les disperser dans l'eau avec leur tête polaire, le carbonate de sodium va saponifier in situ les graisses immiscibles dans l'eau et produire indirectement du savon qui les maintiendra en suspension et permettra leur élimination par rinçage.
Ainsi, le carbonate de sodium ne « lave » pas directement au sens premier du terme, mais solubilise les molécules de corps gras, en les hydrolysant et en les transformant en molécules de savon.
Au laboratoire
modifierLe carbonate de sodium est une base faible, commode d'emploi. En dehors de son rôle en synthèse chimique, il est également utilisé, au laboratoire, pour la préparation de solution tampon à des pH élevés.
De même, en biochimie, une solution tampon permet d’arrêter une réaction enzymatique.
Il entre dans le processus d'extraction de nombreux alcaloïdes, comme celui de la cocaïne extraite de la feuille de coca.
Le carbonate de sodium entre dans la composition du Caffenol, un révélateur film noir et blanc que l'on peut aisément préparer chez soi[16].
Le carbonate de sodium est également utilisé dans le processus de fabrication de la nitroglycérine (plus précisément lors de son lavage).
Histoire
modifierÀ la Belle Époque, le carbonate de sodium figure parmi les substances les plus utilisées dans l'industrie. C'est véritablement le procédé Solvay qui a permis la banalisation du produit et de ses dérivés dans de nombreux usages quotidiens, artisanaux ou industriels, au point que ceux-ci étaient désignés sous le nom de « soude Solvay ».
L'industriel belge Ernest Solvay fut également un mécène européen des sciences et des techniques, en favorisant leur essor ainsi que les rencontres et les sommets scientifiques, notamment ceux qui entrèrent dans l'histoire des sciences sous le nom de « congrès Solvay ».
Notes et références
modifier- 1 2 3 4 CARBONATE DE SODIUM ANHYDRE, Fiches internationales de sécurité chimique
- ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- 1 2 (en) Michal Dusek, Gervais Chapuis, Mathias Meyer et Vaclav Petricek, « Sodium carbonate revisited », Acta Crystallographica Section B, International Union of Crystallography, vol. 59, no 3, , p. 337–352 (ISSN 0108-7681, DOI 10.1107/S0108768103009017, lire en ligne, consulté le )
- ↑ Numéro index dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
- ↑ « Carbonate de sodium » 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 23 avril 2009
- ↑ Le terme latin adapté du copte ou ancien égyptien nous a donné le mot "natron" qui désigne aujourd'hui précisément le décahydrate naturel de carbonate de sodium, le mot grec correspondant était nitrum.
- ↑ L'ensemble des minéraux x Na2CO3 • y NaHCO3 • z H2O (x entier non nul, contrairement à y et z) sont dénommés par les géologues les natrons.
- ↑ Ce qu'on appelle communément soude de varech est produit sur les rivages de l'Atlantique et de la Manche, notamment à partir de cendres d'algues brunes (fucus), drossées sur les rivages, ainsi qu'au moyen de four à goémon en Bretagne. Ces sels de varech sont essentiellement constitués de sel marin (NaCl) et de sels de potasse (chlorure de potassium, KCl, et sulfate de potassium, K2SO4), mais contiennent également une très faible proportion de carbonate de sodium, Na2CO3. Billon, op. cit., § « Sels de potasse ».
- ↑ Des installations ont subsisté jusqu'en 1920, dans des environnements locaux dépourvus de calcaire ou d'alcali.
- ↑ La température maximale de la seule phase énergétique du procédé n'excède pas 200 °C.
- ↑ La France ne produit qu'à peine 1,3 Mt début 1990. L'exploitation des gisements de carbonates naturels se développe depuis lors à travers le monde. L'estimation des deux tiers est proposée par Robert Perrin, Jean-Pierre Scharff, dans le tome 1 de Chimie industrielle, op. cit.
- ↑ C'est un fondant très commun avec CaO.
- ↑ « BBC - GCSE Bitesize Science - Hard and soft water : Revision, Page 4 » (consulté le )
- ↑ C'est la propriété miraculeuse, et connue de l'Antiquité, des alcalis.
- ↑ Codex Alimentarius (1989) Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires. CAC/GL 36-1989, p. 1-35.
- ↑ Ross den Otter, « Le Caffenol : Développer vos films argentiques avec du café et d’autres ingrédients d’épiceries », sur le blog photo, (consulté le )
Voir aussi
modifierBibliographie
modifier- F. Billon, « Soudes et potasses », Petite encyclopédie de chimie industrielle pratique no 3, E. Bernard et Cie imprimeurs-éditeurs, Paris, 1898, 160 p.
- Henri Guérin, Chimie industrielle, coll. « Euclide », 2 tomes format in 8°, PUF, 1969, en particulier tome 2 Du sel au téflon. Le chlorure de sodium et les industries dérivées ou connexes, 58 figures, 567 p., préface du professeur Georges Champetier (pour mémoire : tome 1, La Grande Industrie chimique. Les industries du soufre et de ses composés, 1962, 415 p., préface de Louis Hackspill)
- Robert Perrin, Jean-Pierre Scharff, Chimie industrielle, Masson, Paris, 1993, 1136 p. en deux tomes avec bibliographie et index (ISBN 978-2-225-84037-1 et 978-2-225-84181-1) (en particulier, petite partie du tome 1 sur le carbonate de sodium)
- Karl Winnaker, Léopold Kuchler, Auguste Zundel, Technologie minérale, Paris, 1962, 3 tomes ; en particulier le tome I par Karl Winnaker et Léopold Kuchler (sommaire : eau ; liquéfaction et séparation des gaz; industrie de la potasse ; le bore et ses combinaisons ; sel de cuisine, soude et potasse ; chlore ; fluor ; combinaisons peroxydées, 647 p.)
