Hydroxyde de sodium 6581 31808057 2008-07-23T02:57:14Z Zorrobot 179160 robot Ajoute: [[vi:Natri hydroxit]] {{Voir homonymes|soude (homonymie)}} {{Chimiebox général| nom = Hydroxyde de sodium | image = NaOH.gif| tailleimage = 160 | commentaire = Structure de l'hydroxyde de sodium | formule = NaOH | nom scientifique = hydroxyde de sodium | CAS = 1310-73-2 | ATC = | apparence = cristaux blancs }} {{Chimiebox physique}} {{Chimiebox physique masse moléculaire| 40,0}} {{Chimiebox physique température fusion| 323°C (596 K)}} {{Chimiebox physique température vaporisation|1390°C (1663 K)}} {{chimiebox physique solubilité|111 g/100 ml d'eau (20°C)}} {{chimiebox physique densité|2,1 (solide)}} {{Chimiebox physique fin}} {{Chimiebox fin}} L''''hydroxyde de sodium''' est un [[solide ionique]] de formule '''NaOH'''. La solution issue de la dissolution de ce cristal est appelée '''soude''', voire '''soude caustique'''. La solution aqueuse d'hydroxyde de sodium est encore vendue sous le nom de ''«&nbsp;lessive de soude&nbsp;»''. À noter que «&nbsp;soude caustique&nbsp;» ne veut pas dire concentrée : c'est simplement pour préciser clairement que ce n'est pas du [[carbonate de sodium|carbonate de soude]] (Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>), jadis appelé soude également. L'hydroxyde de sodium se présente généralement sous la forme de pastilles ou de billes blanches, corrosives et [[hygroscopique]]s. La soude est une solution chimique transparente et corrosive. L'ion hydroxyde est une [[base forte]]. == Techniques de fabrication == [[Image:Sodium-hydroxide-crystal-3D-vdW.png|thumb|right|150px|Structure spatiale du réseau cristallin de l'hydroxyde de sodium]] ===Historique=== Dans l'[[Antiquité]], on utilisait la soude végétale. La soude, mot qui désignait alors le [[carbonate de sodium]], provenait des cendres obtenues par la [[combustion]] de [[plante]]s [[halophyte]]s comme la [[salicorne]] ou les ''[[Salsola|Soudes]]''. La soude caustique est ensuite obtenue par caustification (voir ci-dessous). En [[1791]], le chimiste [[Nicolas Leblanc]] [[Procédé Leblanc|invente un procédé]] permettant d'obtenir du [[carbonate de sodium]] à partir d'eau de mer, procédé qui sera supplanté par le [[procédé Solvay]] en 1861 (de [[Ernest Solvay]]). Ces procédés permettent de réduire les coût de revient de la soude. 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 électro-chimique. [[Image:Sodium hydroxide.jpg|thumb|left|150px|pastilles de soude]] ===Électrolyse de saumure (eau saturée en sel)=== La soude est obtenue par [[électrolyse]] du [[chlorure]] de sodium [[Chlorure de sodium|NaCl]]. La soude s'obtient pour le moment majoritairement par une ''électrolyse à mercure'' (anode : titane ; cathode : mercure). Cette opération produit en même temps du [[chlore]], de la soude et de l'[[hydrogène]]. Mais le [[mercure (élément)|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 [[bactérie]]s. Il est volatile 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 la raison pour laquelle ce procédé disparaîtra d'ici 2020 et est en cours de remplacement par des ''électrolyses à membranes''{{Référence nécessaire}}. 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. Le procédé par électrolyse à diaphragme ne donne pas de la soude pure mais un mélange de soude et de sel, et il faut dépenser beaucoup d'énergie pour obtenir de la soude à peu près pure ; donc le procédé au mercure est beaucoup plus économe en énergie : il n'est pas si mauvais que cela si toutes les précautions sont prises pour éviter les pertes de mercure. Les pertes de mercure sont si faibles que si l'énergie électrique vient du charbon, la pollution par le mercure contenu dans le charbon est supérieure. ===À partir de carbonate de sodium=== Cette technique était celle utilisée autrefois. Elle est encore utilisée en [[Amérique du Nord]] où se trouvent des gisements naturels de [[carbonate de sodium]]. C'est un ajout de chaux au carbonate de sodium. On parle de ''caustification'' ou de ''caustication''. La réaction s'écrit :<br /> Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> + Ca(OH)<sub>2</sub> –––> CaCO<sub>3</sub> + 2NaOH Fabrication de la chaux : Par calcination du calcaire (CaCO<sub>3</sub>) aux environ de 900 °C on obtient de la chaux vive (oxyde de calcium : CaO) et un fort dégagement de gaz carbonique (CO<sub>2</sub>): La réaction s'accompagne d'une perte de masse d'environ 45 %, correspondant à la perte en gaz carbonique selon la formulation chimique suivante : CaCO<sub>3</sub> ---> CaO + CO<sub>2</sub> La transformation de chaux vive en chaux éteinte, s'effectue par ajout d'eau (H<sub>2</sub>O). Cette opération d'extinction produit l'hydroxyde de calcium Ca(OH)<sub>2</sub> avec un fort dégagement de chaleur: :<math>CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 +1155 kJ/kg_{CaO}</math> == Utilisations == [[Image:Solubilite_NaOH.png|right|thumb|Solubilité aqueuse]] * L'hydroxyde de sodium est utilisé en grande quantité par plusieurs industries, principalement en tant que base notamment pour la fabrication des pâtes et [[papier]]s, de produits chimiques et plastiques, du [[savon]] et de produits détergents en général, de certains [[textile]]s artificiels, de l'aluminium (traitement de la bauxite). La soude sert à réguler le pH et régénérer les résines échangeuses d'ions des stations de traitement des eaux. * En agro-alimentaire elle sert à nettoyer les installations (circuits, bouteilles), modifier l'amidon, épluchage chimique, etc. Les déboucheurs chimiques sont souvent à base d'hydroxyde de sodium. La production mondiale de 1998 était d'environ 45 millions de tonnes. L'hydroxyde de sodium est la base la plus communément utilisée en laboratoire. * 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 soude est également utilisée comme un réactif pour des tests de chimie. En effet, en présence de certains [[cation]]s métalliques, la soude forme un précipité d'une certaine couleur. * La soude est utilisée dans certains produits défrisants pour cheveux, mais a tendance à être abandonnée dans les cosmétiques modernes. {| border="1" |----- | cation métallique | couleur du précipité |----- | Cu<sup>2+</sup> || bleu |----- | Fe<sup>2+</sup> || vert |----- | Fe<sup>3+</sup> || marron |----- | Zn<sup>2+</sup> || blanc |----- | Al<sup>3+</sup> || blanc |----- | Ag<sup>+</sup> || blanc |} ==Sécurité== [[Image:Hazard C.svg|100px|right]] <center> {| border="1" cellspacing="0" cellpadding="3" style="background: #FFFFFF;" style="margin: 0 0 0 0.5em; background: #FFFFFF; border-collapse: collapse; margin-left: auto; margin-right: auto;" ! bgcolor="#FFDEAD" colspan="2" | '''Exposé des risques et mesures de sécurité''' |- | '''R: 35''' | Cause de graves [[brûlure]]s. |- | '''S: 26''' | En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment<br /> avec de l'eau et consulter un spécialiste. |- | '''S: 37/39''' | Porter des gants appropriés. Porter un appareil de protection des yeux / du visage. |- | '''S: 45''' | En cas d'accident ou de malaise, consulter immédiatement un [[médecin]]<br /> (si possible lui montrer l'étiquette). |- |} </center> ==Effets sur la santé== L'hydroxyde de sodium réagit violemment avec l'eau, risquant ainsi de provoquer des éclaboussures dangereuses.Lorsque 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 degrés celsius. 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 des voies respiratoires. En cas de contact avec la peau, rincez abondamment avec de l'eau et consultez un médecin. En cas d'ingestion accidentelle, il ne faut pas faire vomir. Enfin en cas de contact avec les yeux il faut rincer ceux-ci 15 minutes sous l'eau courante et ensuite consulter un médecin. ==Effets sur l'environnement== La soude caustique augmente le [[potentiel hydrogène|pH]] des cours d’eau, représentant ainsi une menace potentielle pour la faune et la flore aquatique. La soude caustique ne doit pas être confondue avec le [[bicarbonate de soude]], ni avec le [[carbonate de sodium]]. ==Composés apparentés== * [[lithine]], [[potasse]]. ==Liens externes== * [http://perso.orange.fr/ours.courageux/leblanc.htm Histoire de la production de la soude chimique] ==voir aussi== *[[procédé Leblanc]] *[[procédé Solvay]] {{portail chimie}} {{lien BA|en}} [[Catégorie:Hydroxyde|Sodium, hydroxyde]] [[Catégorie:Composé du sodium]] [[Catégorie:Produit chimique domestique]] [[ar:هيدروكسيد صوديوم]] [[bg:Натриева основа]] [[bs:Natrijum hidroksid]] [[ca:Hidròxid de sodi]] [[cs:Hydroxid sodný]] [[da:Natriumhydroxid]] [[de:Natriumhydroxid]] [[en:Sodium hydroxide]] [[es:Hidróxido de sodio]] [[et:Naatriumhüdroksiid]] [[fi:Natriumhydroksidi]] [[gl:Hidróxido de sodio]] [[he:נתרן הידרוקסידי]] [[hu:Nátrium-hidroxid]] [[it:Idrossido di sodio]] [[ja:水酸化ナトリウム]] [[ko:수산화 나트륨]] [[la:Lixivium]] [[lt:Natrio šarmas]] [[lv:Nātrija hidroksīds]] [[mk:Натриум хидроксид]] [[nds:Natriumhydroxid]] [[nl:Natriumhydroxide]] [[nn:Natriumhydroksid]] [[no:Natriumhydroksid]] [[pl:Wodorotlenek sodu]] [[pt:Hidróxido de sódio]] [[ro:Hidroxid de sodiu]] [[ru:Гидроксид натрия]] [[simple:Sodium hydroxide]] [[sk:Hydroxid sodný]] [[sl:Natrijev hidroksid]] [[sv:Natriumhydroxid]] [[th:โซดาไฟ]] [[tr:Sodyum hidroksit]] [[uk:Гідроксид натрію]] [[vi:Natri hydroxit]] [[zh:氢氧化钠]]