<page> <title>Sulfate de sodium</title> <id>404150</id> <revision> <id>31292624</id> <timestamp>2008-07-04T11:44:29Z</timestamp> <contributor> <username>Sensonet2</username> <id>293173</id> </contributor> <comment>/* Utilisation */</comment> <text xml:space="preserve">{| width="300" border="1" cellpadding="2" cellspacing="0" align="right" |+ <font size="+1">'''Propriétés'''</font> |----- colspan="2" align="center" <!-- INSERT PICTURE HERE --> |align="center" colspan="2" | [[Image:sodium sulfate.jpg|200px]] |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Général''' |----- | Nom: | sulfate de sodium |----- | [[Formule chimique]] || Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> |----- | Formes hydratées ||Heptahydrate Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·7H<sub>2</sub>O<br/>Décahydrate: Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·10H<sub>2</sub>O |----- | Apparence || solide blanc |----- | Structure cristalline || [[monoclinique]], [[orthorhombique]] ou [[hexagonal]] |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Propriétés physiques''' |----- | [[Masse moléculaire]] || 142.04 g/mol (anhydre) |----- | [[Température de fusion]] | 1157 [[kelvin|K]] (884[[Degré Celsius|°C]]), anhydre<br/>32.4°C décahydrate |----- | [[Densité]] | 2.68 (anhydre) |----- | [[Solubilité]] || 4.76 [[Gramme|g]] dans 100 g d'eau (0°C)<br/>42.7 [[Gramme|g]] dans 100 g d'eau (100°C) |----- |----- | [[Température d'auto-inflammation]] || NA |----- |----- | [[Point d'éclair]] || NA |----- |----- | [[Limites d'explosivité dans l'air]] | NA |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Thermochimie''' |----- | [[Enthalpie standard de formation|Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>gas</sub>]] | ? [[joule (unité)|kJ]]/[[Mole (unité)|mol]] |----- | Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>liquide</sub> | ? kJ/mol |----- | Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>solide</sub> | 78.2 kJ/mol |----- | [[Entropie molaire standard|S<sup>0</sup><sub>gaz, 1 bar</sub>]] | ? J/mol·K |----- | S<sup>0</sup><sub>liquide, 1 bar</sub> | ? J/mol·K |----- | S<sup>0</sup><sub>solid</sub> || ? J/mol·K |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Précautions''' |----- | Ingestion || |----- | Inhalation || |----- | Peau || Irritant |----- | Yeux || |----- | Autre infos: || |----- ! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | <font size="-1">Unités du [[Système international|SI]] & [[conditions normales de température et de pression|CNTP]], sauf indication contraire.</font> |} Le '''sulfate de sodium''' est un [[composé chimique]] courant formé d'un [[ion]] [[sulfate]] et de deux ions [[sodium]]. Lorsqu'il est anhydre, il prend l'apparence d'un [[État solide|solide]] [[cristal]]lin [[blanc]] de [[formule chimique]] Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. La forme déca-hydratée, Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·10H<sub>2</sub>O, est connue sous le nom de [[sel de Glauber]] ou [[mirabilite]]. Parmi un grand nombre d'usages différents, les principales utilisations du [[sulfate]] de [[sodium]] concernent la fabrication des [[détergent]]s et dans le [[procédé de Kraft]] de traitement de la [[pâte à papier]]. La moitié environ de la production [[Monde (univers)|mondiale]] provient de l'extraction de la forme naturelle décahydratée, et l'autre moitié de productions secondaires dans des procédés de l'[[industrie]] chimique. == 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|XVII{{e}} siècle]]. Elle se présentait sous la forme de cristaux blancs ou [[transparence|transparents]], utilisés originellement comme [[laxatif]]s. == Propriétés physiques et chimiques == Le sulfate de sodium est très stable chimiquement. Il ne se décompose pas même sous l'effet de la [[Transfert thermique|chaleur]], et il ne réagit pas aux [[température]]s courantes avec des agents [[oxydant]]s ou [[réducteur]]s. A des températures élevées, il peut être [[oxydo-réduction|réduit]] en [[sulfure de sodium]]. Etant dérivé d'un [[acide fort]] ([[acide sulfurique]] H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) et d'une [[base forte]] ([[soude]] NaOH), c'est un sel neutre dont la solution aqueuse est de [[Potentiel hydrogène|pH]] 7. Le sulfate de sodium peut réagir en [[solution aqueuse]]. Il réagit notamment avec une quantité équivalente d'[[acide sulfurique]] pour former un [[sel (chimie)|sel]] d'[[acide]] selon un équilibre chimique, comme par exemple dans la réaction suivante : Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) ⇔ 2 NaHSO<sub>4</sub>(aq) En réalité, l'équilibre est beaucoup plus complexe et dépend à la fois de la [[molarité|concentration]] et de la température, tout en mettant en jeu d'autres sels d'acide. Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> constitue typiquement un sulfate ionique. Il peut former des précipités en solution aqueuse lorsqu'il est combiné avec des sels de [[baryum]] ou de [[plomb]] qui forment des sulfates insolubles : Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) + [[chlorure de baryum|BaCl<sub>2</sub>]](aq) → 2 [[chlorure de sodium|NaCl]](aq) + [[sulfate de baryum|BaSO<sub>4</sub>]](s) L'évolution de la [[solubilité]] du sulfate de sodium dans l'eau en fonction de la température est assez inhabituelle, comme le montre la courbe ci-après. La solubilité croît de plus d'un facteur 10 entre 0°C et 32.4°C, température à laquelle elle atteint un [[maximum]] de 49.7g pour 100g d'eau. A cette température, l'évolution change brusquement et la solubilité devient presque indépendante de la température. La solubilité est nettement plus faible si l'on ajoute du [[chlorure de sodium]] dans la solution. Cette évolution inhabituelle de la solubilité avec la température est à la base de l'utilisation du sulfate de sodium dans des systèmes passifs de chauffage solaire. [[Image:Na2SO4 solubility(fr).png|left|380px]] <Br clear="all" /> Cette caractéristique de la solubilité du sulfate de sodium peut être expliquée par le fait que 32.4°C correspond à la température à laquelle la forme décahydratée ( [[sel de Glauber]] ) se décompose pour former une phase [[liquide]] est une phase [[État solide|solide]] anhydre. == Extraction du sulfate de sodium == La moitié environ de la production mondiale provient de l'extraction de la forme décahydratée (sel de Glauber) du lit de lacs. En [[1990]], les principaux producteurs de sulfate de sodium naturel étaient le [[Mexique]] et l'[[Espagne]] (avec chacun environ 500 000 [[Tonne (unité)#Unité de masse|tonne]]s) suivis par l'[[Union des républiques socialistes soviétiques|URSS]], les [[États-Unis d’Amérique|É.-U.]] et le [[Canada]] (avec chacun environ 350 000 tonnes). On peut également trouver le sulfate de sodium dans une forme moins hydratée, la [[thenardite]] dans des environnements arides. Elle se transforme rapidement en [[mirabilite]] à l'air humide. == Production industrielle == La seconde moitié de la production mondiale est issue de productions secondaires de procédés de l'industrie chimique. La plus importante survient lors de la production d'[[acide chlorhydrique]] à partir de [[chlorure de sodium]] et d'[[acide sulfurique]] selon le [[procédé Mannheim]]. Le sulfate de sodium est alors appelé "gâteau de sel". 2 [[chlorure de sodium|NaCl]] + [[acide sulfurique|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]] → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + 2 [[chlorure d'hydrogène|HCl]] Il est produit également à partir de [[dioxyde de soufre]] selon le procédé Hargreaves : 4 [[chlorure de sodium|NaCl]] + 2 [[dioxyde de soufre|SO<sub>2</sub>]] + [[Oxygène| O<sub>2</sub>]] + [[eau|H<sub>2</sub>O]] → 2 Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + 4 [[chlorure d'hydrogène|HCl]] Aux [[États-Unis d’Amérique|É.-U.]] et au [[Royaume-Uni]], l'une des principales source de sulfate de sodium synthétique provient de la production de [[dichromate de sodium]]. Il y a également un grand nombre de procédés industriels au cours desquels un excès d'[[acide sulfurique]] est neutralisé par de la [[soude]], ce qui conduit à la production de sulfate de sodium. Cette méthode est également la technique de fabrication la plus aisée en laboratoire : 2 [[soude|NaOH]](aq) + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) + 2 [[eau|H<sub>2</sub>O]](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 [[composé organique|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 [[États-Unis]], ce qui en fait un composé chimique relativement bon marché. La première utilisation du sulfate de sodium à l'heure actuelle est probablement dans le domaine des [[détergent]]s. La consommation totale en [[Europe]] était d'environ 1,6 million de tonnes en [[2001]], dont 80% dans le domaine des détergents. Cependant, cet usage tend à diminuer avec l'utilisation croissante de détergents sous forme liquide qui ne contiennent pas de sulfate de sodium. Une autre application majeure du sulfate de sodium, tout particulièrement aux [[États-Unis d’Amérique|États-Unis]], est dans le [[procédé Kraft]] de traitement de la [[pâte à papier]]. Les composés organiques présents dans la "liqueur noire" formée au cours de ce procédé sont brûlés pour produire de la chaleur, avec en parallèle une [[oxydo-réduction|réduction]] du sulfate de sodium en [[sulfure de sodium]]. Cependant, ce procédé a été remplacé dans une certaine mesure par un nouveau procédé, et l'utilisation du sulfate de sodium dans l'industrie papetière américaine a décru de 980 000 tonnes en 1970 à 210 000 tonnes en [[1990]]. L'industrie du [[verre]] est également une grande utilisatrice de sulfate de sodium, avec une consommation d'environ 30 000 tonnes en 1990 aux États-Unis (4% de la consommation totale). Il est utilisé pour réduire la quantité de petites bulles d'air dans le verre fondu. Il contribue également à fluidifier le verre, et à prévenir la formation de mousse dans le verre fondu durant l'élaboration. Le sulfate de sodium est utilisé dans l'[[industrie textile]], en particulier au [[Japon]]. Il réduit la quantité de charges négatives sur les [[fibre]]s ce qui facilite la pénétration des [[teinture]]s. 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 [[Transfert thermique|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 E]]514). 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 == #. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990. #. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, États-Unis, 1960. #. "W. F. Linke, A. Seidell, Solubilities of Inorganic and Metal Organic Compounds, 4th edition, Van Nostrand, 1965. #. D. Butts, in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4th edition, v22, p403-411 (1997). #. H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968. #. Maria Telkes, Improvements in or relating to a device and a composition of matter for the storage of heat, British Patent No. GB694553 (1953). {{portail chimie}} [[Catégorie:Composé du sodium]] [[Catégorie:Sulfate|Sodium, sulfate de]] [[ar:كبريتات صوديوم]] [[bg:Глауберова Ñол]] [[bs:Natrijum sulfat]] [[da:Natriumsulfat]] [[de:Natriumsulfat]] [[en:Sodium sulfate]] [[es:Sulfato de sodio]] [[he:× ×ª×¨×Ÿ גופרתי]] [[hu:Nátrium-szulfát]] [[it:Solfato di sodio]] [[ja:硫酸ナトリウム]] [[la:Natrii sulfas]] [[lv:NÄtrija sulfÄts]] [[nl:Natriumsulfaat]] [[no:Natriumsulfat]] [[pl:Siarczan(VI) sodu]] [[pt:Sulfato de sódio]] [[ru:Сульфат натриÑ]] [[sv:Natriumsulfat]] [[zh:ç¡«é…¸é’ ]]</text> </revision> </page>