Sulfate de sodium

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Sulfate de sodium
Sulfate de sodium
Sulfate de sodium
Général
No CAS 7757-82-6
No EINECS 231-820-9
No E E514
Apparence solide blanc
Propriétés chimiques
Formule brute Na2O4SNa2SO4
Heptahydrate Na2SO4·7H2O
Décahydrate: Na2SO4·10H2O
Masse molaire[1] 142,042 ¬Ī 0,006 g¬∑mol-1
Na 32,37 %, O 45,06 %, S 22,58 %,
Propriétés physiques
T¬į fusion 884 ¬įC, anhydre
32,4 ¬įC d√©cahydrate
Solubilit√© 47,6 g¬∑kg-1 (eau, ¬įC)
427 g¬∑kg-1 (eau, 100 ¬įC)
Masse volumique 2.68 (anhydre)
Thermochimie
őĒfH0solide 78.2 kJ/mol
Cristallographie
Système cristallin monoclinique, orthorhombique ou hexagonal
Précautions
SIMDUT[2]
Produit non contr√īl√©
Peau Irritant
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le sulfate de sodium est un compos√© chimique courant form√© d'un ion sulfate et de deux ions sodium. Lorsqu'il est anhydre, il prend l'apparence d'un solide cristallin blanc de formule chimique Na2SO4. La forme d√©ca-hydrat√©e, Na2SO4¬∑10H2O, est connue sous le nom de sel de Glauber ou mirabilite. Parmi un grand nombre d'usages diff√©rents, les principales utilisations du sulfate de sodium concernent la fabrication des d√©tergents et dans le proc√©d√© de Kraft de traitement de la p√Ęte √† papier. La moiti√© environ de la production mondiale provient de l'extraction de la forme naturelle d√©cahydrat√©e, et l'autre moiti√© de productions secondaires dans des proc√©d√©s de l'industrie chimique.

Sommaire

Histoire

La forme naturelle décahydratée du sulfate de sodium porte le nom de sel de Glauber, ou sal mirabilis. Elle a été baptisée d'après Johann Rudolf Glauber, qui la découvrit au XVIIe siècle. Elle se présentait sous la forme de cristaux blancs ou transparents, utilisés originellement comme laxatifs.

Propriétés physiques et chimiques

Le sulfate de sodium est très stable chimiquement. Il ne se décompose pas même sous l'effet de la chaleur, et il ne réagit pas aux températures courantes avec des agents oxydants ou réducteurs. A des températures élevées, il peut être réduit en sulfure de sodium. Etant dérivé d'un acide fort (acide sulfurique H2SO4) et d'une base forte (hydroxyde de sodium NaOH ou Bicarbonate de sodium), c'est un sel neutre dont la solution aqueuse est de pH 7.

Le sulfate de sodium peut r√©agir en solution aqueuse. Il r√©agit notamment avec une quantit√© √©quivalente d'acide sulfurique pour former un sel d'acide selon un √©quilibre chimique, comme par exemple dans la r√©action suivante :

Na2SO4(aq) + H2SO4(aq) ‚áĒ 2 NaHSO4(aq)

En réalité, l'équilibre est beaucoup plus complexe et dépend à la fois de la concentration et de la température, tout en mettant en jeu d'autres sels d'acide.

Na2SO4 constitue typiquement un sulfate ionique. Il peut former des pr√©cipit√©s en solution aqueuse lorsqu'il est combin√© avec des sels de baryum ou de plomb qui forment des sulfates insolubles :

Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) ‚Üí 2 NaCl(aq) + BaSO4(s)

L'√©volution de la solubilit√© du sulfate de sodium dans l'eau en fonction de la temp√©rature est assez inhabituelle, comme le montre la courbe ci-apr√®s. La solubilit√© cro√ģt de plus d'un facteur 10 entre ¬įC et 32,4 ¬įC, temp√©rature √† laquelle elle atteint un maximum de 49.7g pour 100g d'eau. A cette temp√©rature, l'√©volution change brusquement et la solubilit√© devient presque ind√©pendante de la temp√©rature. La solubilit√© est nettement plus faible si l'on ajoute du chlorure de sodium dans la solution. Cette √©volution inhabituelle de la solubilit√© avec la temp√©rature est √† la base de l'utilisation du sulfate de sodium dans des syst√®mes passifs de chauffage solaire.

Na2SO4 solubility(fr).png


Cette caract√©ristique de la solubilit√© du sulfate de sodium peut √™tre expliqu√©e par le fait que 32,4 ¬įC correspond √† la temp√©rature √† laquelle la forme d√©cahydrat√©e (sel de Glauber) se d√©compose pour former une phase liquide est une phase solide anhydre.

Extraction du sulfate de sodium

La moiti√© environ de la production mondiale provient de l'extraction de la forme d√©cahydrat√©e (sel de Glauber) du lit de lacs. En 1990, les principaux producteurs de sulfate de sodium naturel √©taient le Mexique et l'Espagne (avec chacun environ 500 000 tonnes) suivis par l'URSS, les √Č.-U. et le Canada (avec chacun environ 350 000 tonnes).

On peut également trouver le sulfate de sodium dans une forme moins hydratée, la thénardite dans des environnements arides. Elle se transforme rapidement en mirabilite à l'air humide.

Production industrielle

La seconde moiti√© de la production mondiale est issue de productions secondaires de proc√©d√©s de l'industrie chimique. La plus importante survient lors de la production d'acide chlorhydrique √† partir de chlorure de sodium et d'acide sulfurique selon le proc√©d√© Mannheim. Le sulfate de sodium est alors appel√© "g√Ęteau de sel".

2 NaCl + H2SO4 ‚Üí Na2SO4 + 2 HCl

Il est produit √©galement √† partir de dioxyde de soufre selon le proc√©d√© Hargreaves :

4 NaCl + 2 SO2 + O2 + H2O ‚Üí 2 Na2SO4 + 4 HCl

Aux √Č.-U. et au Royaume-Uni, l'une des principales source de sulfate de sodium synth√©tique provient de la production de dichromate de sodium. Il y a √©galement un grand nombre de proc√©d√©s industriels au cours desquels un exc√®s d'acide sulfurique est neutralis√© par de la soude, ce qui conduit √† la production de sulfate de sodium. Cette m√©thode est √©galement la technique de fabrication la plus ais√©e en laboratoire :

2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) ‚Üí Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)

Le sulfate de sodium est généralement purifié via la forme décahydratée, la forme anhydre ayant tendance à réagir avec les composés à base de fer et avec les composés organiques. La forme anhydre est ensuite produite par chauffage modéré de la forme hydratée.

Utilisation

En 1995, le sulfate de sodium se vendait environ 70$ la tonne aux √Čtats-Unis, ce qui en fait un compos√© chimique relativement bon march√©. La premi√®re utilisation du sulfate de sodium √† l'heure actuelle est probablement dans le domaine des d√©tergents. La consommation totale en Europe √©tait d'environ 1,6 million de tonnes en 2001, dont 80% dans le domaine des d√©tergents. Cependant, cet usage tend √† diminuer avec l'utilisation croissante de d√©tergents sous forme liquide qui ne contiennent pas de sulfate de sodium.

Une des autres applications majeures du sulfate de sodium, tout particuli√®rement aux √Čtats-Unis, est dans le proc√©d√© Kraft de traitement de la p√Ęte √† papier. Les compos√©s organiques pr√©sents dans la "liqueur noire" form√©e au cours de ce proc√©d√© sont br√Ľl√©s pour produire de la chaleur, avec en parall√®le une r√©duction du sulfate de sodium en sulfure de sodium. Cependant, ce proc√©d√© a √©t√© remplac√© dans une certaine mesure par un nouveau proc√©d√©, et l'utilisation du sulfate de sodium dans l'industrie papeti√®re am√©ricaine a d√©cru de 980 000 tonnes en 1970 √† 210 000 tonnes en 1990[r√©f. n√©cessaire].

L'industrie du verre est √©galement une grande utilisatrice de sulfate de sodium, avec une consommation d'environ 30 000 tonnes en 1990 aux √Čtats-Unis (4% de la consommation totale). Il est utilis√© pour r√©duire la quantit√© de petites bulles d'air dans le verre fondu. Il contribue √©galement √† fluidifier le verre, et √† pr√©venir la formation de mousse dans le verre fondu durant l'√©laboration.

Le sulfate de sodium est utilisé dans l'industrie textile, en particulier au Japon. Il réduit la quantité de charges négatives sur les fibres ce qui facilite la pénétration des teintures. Contrairement au chlorure de sodium, il a l'avantage de ne pas corroder les instruments en acier inoxydable utilisé pour la teinture.

Le sel de Glauber, la forme décahydratée, était utilisé dans le passé comme laxatif. Elle a également été proposée pour stocker la chaleur dans des systèmes passifs de chauffage solaire. Cette utilisation profite de ses propriétés de solubilité inhabituelle, ainsi que de sa chaleur de cristallisation élevée (78.2 kJ/mol).

Les autres utilisations du sulfate de sodium incluent le dégivrage des vitres, le nettoyage des moquettes et la fabrication d'amidon. Il est utilisé comme additif dans l'alimentation du bétail (numéro E514). En laboratoire, le sulfate de sodium anhydre est utilisé comme agent de séchage pour les solutions organiques.

Précautions à prendre

Bien que le sulfate de sodium soit généralement considéré comme non-toxique, il convient de le manipuler avec précautions.En effet, étant corrosif et irritant, il convient de porter des gants et des lunettes de protection lorsqu'il est manipulé sous sa forme cristalline.

Références

  1. . Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  2. . The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, √Čtats-Unis, 1960.
  3. . "W. F. Linke, A. Seidell, Solubilities of Inorganic and Metal Organic Compounds, 4th edition, Van Nostrand, 1965.
  4. . D. Butts, in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4th edition, v22, p403-411 (1997).
  5. . H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.
  6. . Maria Telkes, Improvements in or relating to a device and a composition of matter for the storage of heat, British Patent No. GB694553 (1953).
  1. ‚ÜĎ Masse molaire calcul√©e d‚Äôapr√®s Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ‚ÜĎ ¬ę Sulfate de sodium ¬Ľ dans la base de donn√©es de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme qu√©b√©cois responsable de la s√©curit√© et de la sant√© au travail), consult√© le 23 avril 2009