Bicarbonate de sodium

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Bicarbonate de sodium
Structure du bicarbonate de sodium
Structure du bicarbonate de sodium
Identification
Nom UICPA hydrogénocarbonate de sodium
Synonymes

bicarbonate de soude, carbonate acide de sodium (ancienne appellation en pharmacie).

No CAS 144-55-8
No EINECS 205-633-8
No E E500(ii)
SMILES
InChI
Apparence solide blanc en prisme (pur), mais aussi en pratique de formes variables[1]
Propriétés chimiques
Formule brute CHNaO3NaHCO3
Masse molaire[2] 84,0066 ± 0,0018 g/mol
C 14,3 %, H 1,2 %, Na 27,37 %, O 57,14 %,
84,01 g/mol
pKa {{pKa1|10.33}} du couple HCO3- / CO32-, {{pKa2|6.33}} du couple CO2 dissous / HCO3-/
Propriétés physiques
fusion 270 °C (décomposition en NaOH par perte de CO2) mais bicarbonate avec traces d'acides se décompose lentement dès 50 °C en solide Na2CO3, gaz CO2 et vapeur d'eau[3]
Solubilité 87 g·l-1 (eau, 20 °C)[1]
Insol. dans EtOH et alcool à 95%[3]
Masse volumique g2,20 g·cm-3 à (20 °C, 2,22 g·cm-3 selon fiche technique[4]
Thermochimie
ΔfH0solide −1 131 kJ·mol-1(24,85 °C)
Δfus 136 J·mol-1·K-1(24,85 °C)
Cp 87,7 kJ·K-1·mol-1 (25 °C)[3]
Cristallographie
Système cristallin monoclinique
Propriétés optiques
Indice de réfraction 1,500
Précautions
SIMDUT[5]

Produit non contrôlé
Considérations thérapeutiques
Classe thérapeutique Antiacide
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L'hydrogénocarbonate de sodium est un corps chimique composé minéral, décrit par la formule brute NaHCO3. C'est un composé ionique blanc de l'anion hydrogénocarbonate et du cation sodium, qui se présente sous forme de poudres. La forme ultra pure, très rare, est constituée de cristaux prismatiques blancs. Ce corps minéral anhydre, sous l'appellation minéralogique de nahcolite, apparaît néanmoins dans la nature sous la forme d'agrégats de cristaux prismatiques, le plus souvent en veines fibreuses ou en concrétions. Au laboratoire, l'hydrogénocarbonate de sodium apparaît sous la forme de fins cristaux blancs, solubles dans l'eau.

Il est nommé de façon commune très souvent bicarbonate de sodium, mais aussi carbonate monosodique ou carbonate acide de sodium, cette dernière appellation étant la plus employée dans la composition des pâtisseries industrielles). Notons que le bicarbonate de soude demeure encore une appellation triviale, popularisée par la pharmacie traditionnelle. Toutes ces dénominations ne correspondent plus aux dénominations normalisées des composés chimiques.

Histoire[modifier | modifier le code]

Les Égyptiens de l'Antiquité connaissaient déjà la poudre blanche que forme le bicarbonate de soude, sur les bords des eaux saumâtres de nombreux lacs africains, souvent à côté des efflorescences pures de natron, un minéral à base d'un sel décahydraté de carbonate de sodium, très recherché pour les rituels d'embaumement. Cette poudre de bicarbonate de sodium, plus ou moins pure, apparaissait lors de l'évaporation des lacs salés à eau bicarbonatée. Il est probable qu'ils l'employaient pour maints usages, comme se frotter les dents ou purifier leur logis, pour l'hygiène ritualisée de leur corps, mais aussi une grande part de nos usages actuels.

Le bicarbonate de soude, nom ancien et impropre du NaHCO3, n'est pas considéré par les Anciens comme un alcali, on le trouve souvent dans les eaux de sources chaudes ou sources thermales antiques[6]. Il est parfois dénommé sel Vichy exclusivement sous forme d'un monohydrate[7]. Lorsque les eaux chaudes des sources bicarbonatées se refroidissent, le bicarbonate de sodium se dépose facilement, sa solubilité à 20°C et à pression ambiante n'est que 9,61 g/100 g d'eau.

Il est étonnant de lire, dans le journal de voyage de Michel de Montaigne, la description d'eaux à écume blanche qui se fixe, produit une croûte dure sur l'eau, s'incruste et reste aussi ferme que la glace[8]. Un ramassage à l'aide de toiles permet de recueillir le produit naturel, pilé en poudre mise en flacon et exportée au loin, en particulier pour nettoyer les dents. D'après cette description naturaliste, elle apparaît principalement à base de bicarbonate de sodium ou de sel Vichy.

En 1791, le chimiste français Nicolas Leblanc élabore par un procédé artificiel le carbonate de sodium, tel que nous le connaissons aujourd'hui. Mais le raffinage industriel du carbonate de sodium pour donner du bicarbonate de sodium n'a été mis au point qu'en 1846 par deux boulangers new-yorkais : John Dwight et Austin Church.

Production et synthèse[modifier | modifier le code]

Le bicarbonate de sodium peut être obtenu à partir de gisements naturels de natron ou de trona, donc en partant de carbonate de sodium hydraté, mais il est plus souvent recueilli à moindre frais en traitant les eaux saumâtres, par exemple celles des zones productrices de ces précédents minerais.

Le procédé Solvay, du nom de son inventeur Ernest Solvay, produit du carbonate de sodium (Na2CO3) à partir de sel et de craie, mais en passant par le bicarbonate de sodium en voie humide, qui précipite. Mais, pour des raisons techniques ou de pureté, ce carbonate de sodium ou soude Solvay redonne du bicarbonate de sodium selon la réaction suivante (1):

Na2CO3 + H2O + CO2 → 2 NaHCO3.

Propriétés physico-chimiques[modifier | modifier le code]

Solubilité aqueuse

L'hydrogénocarbonate de sodium montre une faible solubilité dans l'eau. C'est cette facile précipitation à froid qui est utilisée pendant la seconde étape du procédé Solvay, promouvant la voie humide par les saumures. Pour 100 g d'eau, on peut dissoudre 6,9 g à 0°C (eau froide), 8,15 g à 10 °C, 9,6 g à 20 °C, 11,1 g à 30°C, 12,7 g à 40°C, 14,45 g à 50°C, 16,4 à 60°C (eau chaude)[9]. En pratique, on peut en dissoudre par litre d'eau au maximum 95,7 g à 20°C et 197 g à 80°C.

L'ion hydrogénocarbonate est amphotère, il participe à deux couples acido-basiques soient HCO3- / CO32- de pKa 10,3, et CO2 dissous / HCO3- de pKa 6,33. En abaissant le pH, on obtient donc un dégagement d'acide carbonique dissous, voire une effervescence rapide caractéristique des anions carbonates ou des roches carbonatées en réaction à l'acide fort. Par augmentation du pH, c'est-à-dire en alcalinisant le milieu, on obtient de la soude ou carbonate de sodium en milieu aqueux.

Dissous dans l'eau, il évite la précipitation, d'ordinaire si facile, des ions Ca2+ en carbonate de calcium ou calcaire. Voici l'origine de ces propriétés adoucissantes.

Le bicarbonate de sodium, solide et impur, perd du dioxyde de carbone, très faiblement à partir de 50 °C mais plus fortement à partir de 70 °C. Il s'agit de la réaction inverse de dégradation (1) de la soude Solvay

2 NaHCO3 poudre chauffée → Na2CO3 solide + CO2 gaz + H20 vapeur

Plus la température s'élève, plus un véritable dégazage de CO2 est constaté, notamment à 100°C. Il est ainsi utilisé comme un agent chimique levant de pâtes farineuses et de divers gâteaux. La levure chimique comprend NaHCO3, mais aussi deux acides et un liant comme l'amidon. Le premier des deux acides est l'acide tartrique humide qui permet la naissance de cavité à faible température. Un second sel acide est nécessaire pour son action d'accroissement de la cavité à température plus élevée[10].

Piégé dans le réseau élastique du gluten, protéine du blé permettant d'obtenir par exemple une pâte à pain plastique et malaxable mécaniquement, ce gaz en expansion, émis par l'action différenciée des deux acides, augmente le volume de la pâte avant d'être évacué en fin de cuisson. Le gâteau révèle au final une texture plus moelleuse.

Il est converti en carbonate de sodium à 100 °C[3].

2 NaHCO3 poudre solide → Na2CO3 anhydre + H2O gaz+ CO2 gaz

Le bicarbonate de sodium est biodégradable et n'est toxique ni pour l'environnement ni pour la santé.

Utilisations[modifier | modifier le code]

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Sodium bicarbonate.jpg

Le bicarbonate est utilisé pour l'entretien du linge et de la maison, mais aussi pour l'hygiène, les soins du corps et pour la cuisine. Par exemple, il est agent nettoyant type poudre à récurer pour les baignoires et les lavabos, adoucissant pour le linge, adoucisseur d'eau (pour réduire la dureté de l'eau d'une piscine par exemple) et désodorisant pour les tapis ou moquettes, les réfrigérateurs. Il peut être utilisé pour éteindre un incendie lorsque l'usage de l'eau est déconseillé, par exemple pour les feux de friture[11].

Le bicarbonate est aussi utilisé comme agent de blanchiment des dents. Utilisé pour certains gargarismes. Il est aussi utilisé pour l'hygiène des dreadlocks.

Le bicarbonate de sodium, générateur potentiel de gaz carbonique CO2, est présent dans les extincteurs incendie, de classe B, contre les feux gras d'hydrocarbures liquides, y compris l'essence, mais aussi les alcools et dérives carbonyliques[12]. L'action d'une substance inerte, comme la terre, le sable, le gaz carbonique, empêche le comburant d'atteindre le carburant, par étouffement du feu. On le trouve dans les liquides extincteurs, les mousses chimiques, et les poudres sèches anti-incendie.

  • La réaction d'une solution aqueuse d'acide sulfurique sur une solution aqueuse de bicarbonate de sodium explique le dégagement rapide du gaz CO2, dans le liquide extincteur.
  • La mousse chimique est générée par la réaction avec le sulfate d'aluminium, nécessairement en présence d'émulsifiant(s), soit :
Al2(SO4)3 + 6 NaHCO3 poudre solide → 3 Na2 SO4 + 2 Al(OH)3 + 6 CO2 gaz

La pression de projection du gaz permet une détente adiabatique de celui-ci, à effet refroidissant.

  • Les poudres sèches anti-incendie sont à base de bicarbonate de sodium ou bicarbonate de potassium. La chaleur de l'incendie permet de décomposer les composés cités légèrement impurs, à traces acides, mais stables à température ordinaire. Il se produit un dégagement d'eau vapeur et de gaz carbonique au contact du foyer ou de ses abords chauds. Les poudres bien répandues génèrent un effet de souffle, contrant la propagation de l'incendie.

Le bicarbonate, pour son rôle de générateur potentiel de gaz carbonique, est abondamment utilisé dans la fabrication des boissons et eaux gazeuses. Dans l'industrie alimentaire, c'est l'additif alimentaire numéro E500(ii)[13]. Il est utilisé comme agent de levuration, anti-agglomérant ou comme régulateur de pH[14].

Dans la cuisine traditionnelle il est l'élément de plusieurs recettes. Il est entre autres utilisé pour conserver leurs propriétés à certains légumes et légumineuses lors de la cuisson. Au jardin, il peut être employé comme fongicide, par exemple, pour lutter contre l'oïdium et contre l'attaque de mildiou sur tomates. Le bicarbonate de soude permet d’atténuer l’acidité. En pulvérisant sur les feuilles un mélange de 1 cm3 de bicarbonate de sodium et 1 cm3 de savon noir dans un litre d'eau, leur surface devient moins acide et limiterait la capacité des spores de champignons à se développer. Il est utilisé en jardinage contre les fourmis, en solution et en grande quantité (plus de 3 litres soit deux bouteilles classiques) à verser dans la fourmilière.

Le bicarbonate de sodium, associé au chlorure de calcium, peut être employé dans les procédés de reminéralisation rapides des eaux trop faiblement minéralisées ou trop pures. Néanmoins les teneurs en chlorure de calcium doivent être limitées à une valeur inférieure à 100 mg/litre pour ne pas rendre corrosives les eaux et altérer leurs goûts[15].

Le bicarbonate de sodium, ainsi que les eaux minérales qui en contiennent, facilite la digestion. La pharmacopée l'a ainsi utilisée traditionnellement contre les maux d'estomac et calmer l'hyperchlorhydrie gastrique. Il était prescrit aussi pour le traitement des dyspepsies. A la Belle Époque, il est aussi considéré comme un médicament digestif, anti-acide et diurétique.

En médecine, il est utilisé en soluté de perfusion servant à l'alcalinisation des patients, notamment en cas d'acidose. Le bicarbonate de sodium, acteur principal de la régulation des milieux tampons de l'organisme, constitue l'essentiel de la réserve alcaline du plasma sanguin. Sa mobilisation, par exemple en réaction face à une acidose, permet de maintenir un pH constant. Sa concentration standard dans le plasma et le sang total est situé entre 22 et 26 milliéquivalent par litre.

Le bicarbonate de sodium n'est pas un médicament, et ne fait pas partie de la liste des médicaments essentiels de l'Organisation mondiale de la santé (liste mise à jour en avril 2013)[16]. Il est toutefois l'objet d'une abondante littérature concernant le bien être et la vie pratique.

Trois qualités différentes[modifier | modifier le code]

Il existe trois qualités différentes de bicarbonate de soude : technique, alimentaire et médicinale. Même si l'appellation est la même, les critères de pureté sont différents : on doit veiller à n'utiliser la qualité « technique » que pour un usage ménager. La qualité alimentaire est indiquée avec le code FCC.

Autres utilisations[modifier | modifier le code]

Petitevache.jpg
  • En modélisme, il est utilisé pour simuler de la neige en le mélangeant à de la colle PVA ou colle à bois.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a et b BICARBONATE DE SODIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. a, b, c et d « Sodium bicarbonate » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 10 août 2010
  4. Entrée de « Sodium hydrogen carbonate » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 10 août 2010 (JavaScript nécessaire)
  5. « Bicarbonate 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 24 avril 2009
  6. Il est évident que la plupart des eaux rendues potables pour la consommation ne déposent pas de bicarbonate de sodium, pour la simple raison qu'elles ne sont ni aussi salées, ni dans une moindre mesure aussi hydrogénocarbonatées (ou bicarbonatées) que les eaux saumâtres des lacs des confins désertiques. A Paris et à Strasbourg, les concentrations moyennes en anion bicarbonate des eaux potables en 2010 sont respectivement de 220 et 247 mg/litre, alors que les concentrations en cation Na+ avoisinent 10 et 30 mg/litre.
  7. Les premières analyses d'eaux minérales, reprises par la section chimie de l'Académie des sciences, à la fin du XVIIe siècle, l'ont trouvé en abondance dans l'eau minérale des sources Vichyssoises, il fait partie des sels minéraux.
  8. Il s'agit du texte du 28 septembre 1581 lors son dernier retour vers Rome, avant son départ d'Italie. Le lieu de la source à un mille et demi de Viterbe abrite un logis de trois ou quatre bains. Il y a beaucoup de sources chaudes et de manifestations de volcanisme souterrain au centre de la péninsule italienne. L'auteur valétudinaire qui décrit avec une précision maladive depuis des jours les nombreux effets ressentis de douches, de bains et d'ingestion de diverses eaux, parfois trafiquées, en particulier de la contrée de Lucques en Toscane ne se soucie point de préciser la composition de cette écume.
  9. Perry's Chemical Engineer Handbook.
  10. Il faudrait exclure radicalement l'emploi de sels d'aluminium, par exemple de sulfate d'aluminium, encore communs dans les années 1990. Simple principe de précaution, de surplus en cuisine, car tous les sels d'Al3+ sont toxiques pour le monde vivant.
  11. Comment éteindre les flammes sortant d'une friteuse ?
  12. Rappel des codes : A pour feu sec (bois...), C pour feu de gaz...
  13. Parlement européen et Conseil de l'Union européenne, « DIRECTIVE 95/2/CE concernant les additifs alimentaires autres que les colorants et les édulcorants du 20 février 1995 », Journal officiel, no L 61,‎ 18. 3. 1995, p. 1-56 (lire en ligne)
  14. Codex Alimentarius (1989) Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires. CAC/GL 36-1989, p. 1-35.
  15. La corrosion s'explique par des piqûres des ions chlorures en présence de micro-piles occasionnelles. Le procédé de reminéralisation plus commode est basé sur l'injection de gaz carbonique CO2, associé à une percolation des eaux en présence de carbonate de soude Na2CO3 sur des lits de différents calcaires magnésiens, malheureusement parfois réduits en modules (CaO, MgO), avec ajustement du pH final. Au final, le bicarbonate de sodium est formé in situ.
  16. WHO Model List of Essential Medicines, 18th list, avril 2013
  • Au Québec, dans le langage courant, il peut être appelé parfois la « petite vache ». Cela en raison de la petite vache représentée sur les boîtes de bicarbonate de sodium vendues par la compagnie Cow Brand, il y a de cela de nombreuses années.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

Bibliographie[modifier | modifier le code]

  • Martina Krčmár, Le bicarbonate, saveurs et vertus, Éd. Grancher
  • Clémence Lefèvre, Les merveilleux pouvoirs du bicarbonate de soude, Éd. Exclusif, ISBN 978-2-84891-083-3
  • Nicolas Palangié, Bicarbonate: un concentré d'astuces pour votre maison, votre santé, votre beauté, Éd. Eyrolles, ISBN 978-2-212-55144-0
  • Inès Peyret, Le dictionnaire à tout faire du bicarbonate : 1001 usages pour le bicarbonate..., Dauphin, Paris, 2012, 271 pages, ISBN 978-2-7163-1473-2

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Présentation du produit par la SCF

Articles connexes[modifier | modifier le code]