Chlorite de sodium

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Chlorite de sodium
Na+.svg   Chlorition.png
Sodium chlorite 450g.jpg
Identification
Nom IUPAC chlorite de sodium
No CAS 7758-19-2
No EINECS 231-836-6
No RTECS VZ4800000
PubChem 23668197
SMILES
InChI
Apparence poudre blanche inodore[1]
Propriétés chimiques
Formule brute ClNaO2NaClO2
Masse molaire[2] 90,442 ± 0,003 g/mol
Cl 39,2 %, Na 25,42 %, O 35,38 %,
pKa 10-11 pour une concentration de 100 g·l-1 à 20 °C[1]
Propriétés physiques
fusion décomp. à 170 °C[1]
Solubilité 645 g·l-1 eau à 20 °C[1]
Masse volumique 1,21-1,33 g·cm-3[1]
Précautions
Directive 67/548/EEC[1],[3]
Toxique
T
Comburant
O



Transport
-
   1496   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

 
SGH[3]
SGH03 :SGH05 : CorrosifSGH06 : ToxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
H272, H301, H310, H314, H330, H400, P220, P260, P273, P280, P284,
Écotoxicologie
DL50 300 mg·kg-1 (cochon d'Inde, oral)[4]
350 mg·kg-1 (souris, oral)[4]
165 mg·kg-1 (rat, oral)[4]
CL50 230 mg/m³/4h (rat, Inhalation)[4]
  • Minimum:75 mg·l-1
  • Maximum:360 mg·l-1
  • Moyen:278 mg·l-1 (poisson, 96h, 8 études)[1]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorite de sodium est le sel de sodium de l'acide chloreux, HClO2.

Préparation[modifier | modifier le code]

Le chlorite de sodium peut être obtenu à partir de la réaction du dioxyde de chlore, ClO2 avec de l'hydroxyde de sodium, NaOH. Un mélange de chlorite de sodium et de chlorate de sodium est obtenu:

\mathrm{2\ ClO_2 + 2\ NaOH\ \longrightarrow \ NaClO_2 + NaClO_3 + H_2O}

Pour obtenir le chlorite pur, du peroxyde d'hydrogène peut être ajouté[5]:

\mathrm{2\ ClO_2 + 2\ NaOH + H_2O_2\ \longrightarrow \ 2\ NaClO_2 + O_2 + 2\ H_2O}

Au laboratoire, il peut être aussi synthétisé via le chlorite de baryum[6]:

\mathrm{2\ ClO_2 + Ba(OH)_2\cdot8\ H_2O + H_2O_2\ \longrightarrow \ Ba(ClO_2)_2 + O_2 + 10\ H_2O}
\mathrm{Ba(ClO_2)_2 + Na_2SO_4\cdot10\ H_2O\ \longrightarrow \ 2\ NaClO_2\cdot3\ H_2O + BaSO_4 + 4\ H_2O}

Propriété[modifier | modifier le code]

Le chlorite de sodium se décompose à partir de 170 °C en chlorate de sodium, chlorure de sodium et oxygène[1]. Mis en contact avec des acides, le chlorite de sodium libère un gaz très toxique[3].

le chlorite de sodium anhydre cristallise dans le système monoclinique, dans le groupe d'espace I2/a avec comme paramètres de maille a = 645,6 pm, b = 644,2 pm, c = 681,3 pm et β = 120,6°. La cellule unité contient 4 unités NaClO2[7]. Le trihydrate cristallise dans le système triclinique, groupe d'espace P1 et de paramètre de maille a = 696,0 pm, b = 884,2 pm, c = 550,4 pm, α = 92,36 °, β = 119,09 ° et γ = 104.73 °. La cellule unité contient deux unités NaClO2[8].

Utilisation[modifier | modifier le code]

L'utilisation principale du chlorite de sodium est de produire du dioxyde de chlore, un oxydant trop instable pour être stocké ou transporté. Ainsi, il est un produit de choix pour la désinfection de l'eau et aussi pour le blanchiment des pâtes à papier et textiles.

En synthèse organique, le chlorite de sodium est fréquemment utilisé comme réactif pour l'oxydation d'aldéhydes en acides carboxyliques (oxydation de Pinnick). La réaction est généralement effectuée dans une solution tamponnée par du phosphate monosodique et en présence d'un capteur de chlore (généralement le 2-méthyl-2-butène)[9].

C'est aussi un réactif pour l'oxydation des sulfures de ruthénium et de molybdène[3].

En 2005, du chlorite de sodium a été utilisé comme agent oxydant pour convertir des alkylfuranes en acides 4-oxo-2-alcénoïques dans une synthèse one pot[10].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d, e, f, g et h Entrée de « Sodium chlorite » 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) (JavaScript nécessaire)
  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 chlorite chez Sigma-Aldrich.
  4. a, b, c et d (en) « Sodium chlorite » sur ChemIDplus
  5. Holleman, Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Ed. 101, Gruyter Verlag, p. 477.
  6. G. Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 1963, 2nd ed., vol. 1, Academic Press, p. 312.
  7. C. Tarimci, R. D. Rosenstein, E. Schempp, Anhydrous Sodium Chlorite, Acta Cryst., 1976, vol. 32, pp. 610–612. DOI:10.1107/S0567740876003531.
  8. V. Tazzoli, V. Riganti, G. Giuseppetti, A. Coda, The Crystal Structure of Sodium Chlorite Trihydrate, NaClO2·3H2O, Acta Cryst., 1975, vol. 31, pp. 1032–1037. DOI:10.1107/S056774087500444X.
  9. B.S. Bal, W.E. Childers Jr., H.W. Pinnick, Oxidation of α,β-unsaturated aldehydes, Tetrahedron, 1981, vol. 37, p.2091. DOI:10.1016/S0040-4020(01)97963-3.
  10. S.P. Annangudi, M. Sun, R.G. Salomon, An efficient synthesis of 4-oxo-2-alkenoic acids from 2-alkyl furans, Synlett, 2005, vol. 9, p. 1468. DOI:10.1055/s-2005-869833.