Hydroxyde de sodium

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Page d'aide sur l'homonymie Pour les articles homonymes, voir soude.
Hydroxyde de sodium
__ Na+     __ HO−Structure du réseau cristallin de l'hydroxyde de sodium.
__ Na+     __ HO
Structure du réseau cristallin de l'hydroxyde de sodium.
Identification
Nom IUPAC Hydroxyde de sodium
No CAS 1310-73-2 (anhydre)

12200-64-5 (·H2O)

12179-02-1 (·H2O)
No EINECS 215-185-5 (anhydre)
215-185-5 (·H2O)
PubChem 14798
No E E524
SMILES
InChI
Apparence solide de formes variables, blanc, déliquescent, inodore[1].
Propriétés chimiques
Formule brute HNaONaOH
Masse molaire[2] 39,9971 ± 0,0004 g/mol
H 2,52 %, Na 57,48 %, O 40 %,
pKa Base forte
Propriétés physiques
fusion 318 °C[1]
ébullition 1 390 °C[1]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 1 090 g·l-1[1]
Masse volumique 2,1 g·cm-3[1]
Pression de vapeur saturante 0,13 kPa à 739 °C
2,67 kPa à 953 °C
13,3 kPa à 1 111 °C
53,3 kPa à 1 286 °C
Thermochimie
Δvap 175 kJ·mol-1 (1 atm, 1 388 °C)[3]
Précautions
Directive 67/548/EEC[4]
Corrosif
C



Transport
80
   1823   

80
   1824   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[5]
E : Matière corrosive
E,
SGH[6]
SGH05 : Corrosif
Danger
H314,
Peau Irritant
Yeux Irritant
Composés apparentés
Autres cations Hydroxyde de potassium
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L'hydroxyde de sodium, appelé également soude caustique[7], est un solide ionique de formule chimique NaOH. Il se présente généralement sous forme de pastilles, de paillettes ou de billes blanches, corrosives et hygroscopiques. Il est très soluble dans l'eau et légèrement soluble dans l'éthanol[8]. Sa dose journalière admissible est non spécifiée depuis 1965[8]. Le code du travail de France ne permet pas à des mineurs de fabriquer ou de manipuler ce produit chimique[9].

La solution d'hydroxyde de sodium, souvent appelée soude, est une solution aqueuse transparente. Concentrée, elle est corrosive et souvent appelée lessive de soude.

Ce produit est courant dans le commerce, sous forme de paillette ou de solution ; il est vendu comme déboucheur de canalisations ou agent de neutralisation (d'acides).

Les propriétés chimiques de l'hydroxyde de sodium sont surtout liées à l'ion hydroxyde HO- qui est une base forte. En outre, l'hydroxyde de sodium réagit avec le dioxyde de carbone (CO2) de l'air et se carbonate.

Propriétés physiques à 20°C[modifier | modifier le code]

Évolution de la masse volumique de la solution aqueuse en fonction de la concentration[10] :

Concentration massique
(%m)
Molarité
(moles de soluté par litre de solution)
mol.L-1
Masse volumique
(g.cm-3)
0.5 0.125 1.0039
1.0 0.252 1.0095
2.0 0.510 1.0207
3.0 0.774 1.0318
4.0 1.043 1.0428
5.0 1.317 1.0538
6.0 1.597 1.0648
7.0 1.883 1.0758
8.0 2.174 1.0869
9.0 2.470 1.0979
10.0 2.772 1.1089
11.0 3.080 1.1199
12.0 3.393 1.1309
13.0 3.711 1.1419
14.0 4.036 1.1530
15.0 4.365 1.1640
16.0 4.701 1.1751
17.0 5.041 1.1861
18.0 5.387 1.1971
19.0 5.739 1.2082
20.0 6.096 1.2192
22.0 6.827 1.2412
24.0 7.579 1.2631
26.0 8.352 1.2848
28.0 9.145 1.3064
30.0 9.958 1.3277
32.0 10.791 1.3488
34.0 11.643 1.3697
36.0 12.512 1.3901
38.0 13.398 1.4102
40.0 14.300 1.4299

Solubilité[modifier | modifier le code]

Courbe de solubilité de l'hydroxyde de sodium dans l'eau.


La solubilité de la soude caustique dans l'eau augmente avec la température, à pression constante ou ambiante. Elle dépasse 1070 g/l à 20°C et atteint 3137 g/l à 80°C.

Techniques de fabrication[modifier | modifier le code]

Historique[modifier | modifier le code]

Dans l'Antiquité, on utilisait la soude soit d'origine minérale soit d'origine végétale. La soude, prototype de l'alcali minéral, désigne alors un carbonate de sodium plus ou moins pur, qui provenait dans le premier cas de dépôts lacustres à base de natron, éventuellement purifiés et séchés, et dans le second, des sels de lixiviation des cendres obtenues par la combustion de plantes halophytes comme la salicorne ou les Soudes. La soude caustique était ensuite obtenue par caustification (voir ci-dessous).

Entre 1771 et 1791, le chimiste Nicolas Leblanc invente un procédé permettant d'obtenir du carbonate de sodium à partir d'eau de mer, procédé coûteux en combustible qui sera supplanté par le procédé Solvay plus économique entre 1861 et 1864 (mis au point par l'entrepreneur et chimiste belge Ernest Solvay). Ces procédés, surtout le second, permettent de réduire les coûts de revient de la soude et font disparaître les anciennes techniques ancestrales.

À la fin du XIXe siècle l'avènement de l'électricité permet la production directe de soude par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium. Aujourd'hui, 99 % de la soude produite est d'origine électrochimique.

Pastilles de soude.

Électrolyse de saumure (eau saturée en sel)[modifier | modifier le code]

La soude est obtenue par électrolyse du chlorure de sodium NaCl.

La soude s'obtient pour le moment majoritairement par une électrolyse avec cathode de mercure (anode : titane ; cathode : mercure). Cette opération produit en même temps du chlore, de la soude et de l'hydrogène. Mais le mercure est un métal lourd nocif par bioaccumulation et à très faible dose, plus encore lorsqu'il est transformé en mono- ou di-méthylmercure par les bactéries. Il est volatil et non dégradable, et passe facilement la barrière des poumons, ce qui en fait un des polluants majeurs de l'environnement, en augmentation dans toutes les mers. C'est l'une des raisons pour laquelle les sociétés européennes impliquées se sont engagées à faire disparaître ce procédé à l'horizon 2020, procédé en cours de remplacement par des électrolyses à membranes[11].

Il existe un autre procédé : électrolyse à diaphragme, qui comportait de l'amiante, substituée en France par un matériau composite depuis la fin des années 1990.

À partir de carbonate de sodium[modifier | modifier le code]

Cette technique était celle utilisée autrefois en Égypte ou en Turquie. Elle est encore utilisée en Amérique du Nord où se trouvent des gisements naturels de carbonate de sodium. C'est un ajout de chaux (matière) au carbonate de sodium. On parle de caustification ou de caustication. La réaction s'écrit :
Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2NaOH

Utilisations[modifier | modifier le code]

La production annuelle mondiale entre 1991 et 1998 est estimée à 45 millions de tonnes.

L'hydroxyde de sodium est utilisé en grande quantité par plusieurs industries. La moitié de la production reste dans l'industrie chimique, où elle participe à l'élaboration de plus de 400 produits de base, par des procédés de chimie minérale ou organique. L'autre emploi, principalement en tant que base, la rend indispensable, par ordre décroissant des besoins, à la fabrication des pâtes à papier, de l'industrie des savons et des détergents, au traitement des eaux[12] et au lavage des gaz, en particulier dans l'industrie pétrolière, dans l'industrie de l'aluminium (attaque ou traitement de la bauxite), dans l'industrie textile avec le traitement des fibres naturelles, l'obtention de fibres régénérées, dans l'industrie des de certains fibres textiles artificiels et des plastiques...

Les déboucheurs chimiques sont souvent à base d'hydroxyde de sodium. La soude est utilisée dans certains produits défrisants pour cheveux, mais a tendance à être abandonnée dans les cosmétiques modernes.

En agro-alimentaire elle sert à nettoyer les installations (circuits, bouteilles), modifier l'amidon, épluchage chimique, etc. C'est aussi un additif alimentaire (E524[13]), il sert comme régulateur de l’acidité[14] et il est utilisé dans une large gamme de produits[15].

La soude peut être utilisée pour stocker de l'énergie solaire sous forme chimique. En effet, la réaction entre la soude et l'eau est fortement exothermique. Une fois la soude diluée, il suffit d'utiliser directement l'énergie solaire pour faire s'évaporer l'eau et revenir à l'état initial.

La réaction de l'hydroxyde de sodium avec l'eau et l'aluminium produit un dégagement d'hydrogène qui peut faire fonctionner un moteur à explosion sans émission de CO2.

L'hydroxyde de sodium est la base la plus communément utilisée en laboratoire. La soude est également utilisée comme un réactif pour des tests de chimie. En effet, en présence de certains cations métalliques, la soude forme un précipité d'une certaine couleur.

cation métallique couleur du précipité
Cu2+ bleu
Fe2+ vert
Fe3+ rouille
Zn2+ blanc
Al3+ blanc
Ag+ blanc

Effets sur la santé[modifier | modifier le code]

Brûlure chimique après exposition à une solution d'hydroxyde de sodium.

Lorsqu'il est mélangé avec de l'eau, la température du mélange augmente jusqu'à atteindre une température proche de celle du point d'ébullition de l'eau, soit 100 °C, risquant ainsi de provoquer des éclaboussures dangereuses. La soude réagit très violemment avec les acides et certains métaux[16]. La soude caustique est irritante et corrosive pour la peau, les yeux, les voies respiratoires et digestives. Elle doit être manipulée avec des gants, des lunettes de protection et une protection intégrale du visage (visagière) et une protection des voies respiratoires si présence de poussière ou d'aérosol. En cas de contact très important, la soude peut interférer avec les transmissions nerveuses, atténuant la douleur de la brûlure et retardant la prise de mesure. En cas de contact avec la peau, il faut rincer le plus rapidement possible avec du vinaigre blanc ou brun [17], retirer les vêtements imprégnés en évitant de propager le contact de la base avec la peau, et consulter un médecin.

En cas d'ingestion accidentelle, il ne faut pas faire vomir à cause du risque de double brûlure (aller et retour). Il faut appeler les secours ou un centre anti-poison le plus vite possible.

En cas de contact avec les yeux il faut rincer abondamment pendant au moins 20 minutes sous l'eau courante, si vous avez des kits de neutralisation des bases - ou un produit ampholyte, il est fortement recommandé de les utiliser, et ensuite consulter un médecin ophtalmologiste[17].

Effets sur l'environnement[modifier | modifier le code]

La soude caustique augmente le pH des cours d’eau, représentant ainsi une menace potentielle pour la faune et la flore aquatiques.

La soude caustique s'infiltre dans la terre et peut nuire à l'agriculture comme à l'environnement des végétaux, des minéraux et des animaux proches ou lointains (rivière, fleuve, nappe phréatique).

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d et e HYDROXIDE 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. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-4200-9084-0)
  4. « ESIS » (consulté le 6 décembre 2008)
  5. « Hydroxyde 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 25 avril 2009
  6. Numéro index 011-002-00-6 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  7. L'appellation Soude caustique provient de la caustification ou caustication, opération d'ajout de chaux vive ou de lait de chaux, décrite infra, provoquant (à chaud) une réaction chimique que les Anciens faisaient subir à l'alcali soude, pour disposer de soude caustique. La soude dite minérale était à base carbonate de soude (Na2CO3).
  8. a et b (en) [PDF] FAO Monograph 1 (2006) SODIUM HYDROXIDE INS number: 524
  9. http://www.legifrance.gouv.fr/affichCode.do?idSectionTA=LEGISCTA000018532678&cidTexte=LEGITEXT000006072050&dateTexte=20121229
  10. (en) William M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor and Francis,‎ 14 juin 2012, 93e éd., 2670 p. (ISBN 9781439880494, présentation en ligne), p. 5-123
  11. (en) http://ec.europa.eu/environment/chemicals/mercury/pdf/report.pdf Rapport final de la Commission Européenne sur le Cycle du Mercure, février 2004
  12. La soude, agent de neutralisation, sert à réguler le pH et régénérer les résines échangeuses d'ions des stations de traitement des eaux.
  13. Parlement européen et Conseil de l'Europe, « La Directive 95/2/CE concernant les additifs alimentaires autres que les colorants et les édulcorants », Journal officiel de l'Union européenne, no L 61,‎ 20/02/1995, p. 1-56 (lire en ligne). [PDF]
  14. « Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires », CAC/GL 361989, sur http://www.codexalimentarius.net, Codex alimentarius,‎ 1989 (consulté le 14/09/2008), p. 1-35 [PDF]
  15. (en) Codex Alimentarius Commission, « Updated up to the 31st Session of the Codex Alimentarius Commission for Sodium hydroxide (524) », GSFA Online, sur http://www.codexalimentarius.net, Codex Alimentarius,‎ 2008 (consulté le 3/10/2008)
  16. http://www.cdc.gov/niosh/ipcsnfrn/nfrn0360.html
  17. a et b Fiche CSST, premiers secours

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]