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    <title>Sulfate de sodium</title>
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        <username>Sensonet2</username>
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      </contributor>
      <comment>/* Utilisation */</comment>
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|+ &lt;font size=&quot;+1&quot;&gt;'''Propriétés'''&lt;/font&gt;
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'''Général'''
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| Nom:
| sulfate de sodium
|-----
| [[Formule chimique]] || Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;
|-----
| Formes hydratées ||Heptahydrate Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;·7H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;O&lt;br/&gt;Décahydrate:  Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;·10H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;O
|-----
| Apparence || solide blanc
|-----
| Structure cristalline || [[monoclinique]], [[orthorhombique]] ou [[hexagonal]]
|-----
! colspan=&quot;2&quot; bgcolor=&quot;#FFDEAD&quot; |
'''Propriétés physiques'''
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| [[Masse moléculaire]] || 142.04 g/mol (anhydre)
|-----
| [[Température de fusion]]
| 1157 [[kelvin|K]] (884[[Degré Celsius|°C]]), anhydre&lt;br/&gt;32.4°C décahydrate
|-----
| [[Densité]]
| 2.68 (anhydre)
|-----
| [[Solubilité]] || 4.76 [[Gramme|g]] dans 100 g d'eau (0°C)&lt;br/&gt;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=&quot;2&quot; bgcolor=&quot;#FFDEAD&quot; |
'''Thermochimie'''
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| [[Enthalpie standard de formation|Δ&lt;sub&gt;f&lt;/sub&gt;H&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;gas&lt;/sub&gt;]]
| ? [[joule (unité)|kJ]]/[[Mole (unité)|mol]]
|-----
| Δ&lt;sub&gt;f&lt;/sub&gt;H&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;liquide&lt;/sub&gt;
| ? kJ/mol
|-----
| Δ&lt;sub&gt;f&lt;/sub&gt;H&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;solide&lt;/sub&gt;
| 78.2 kJ/mol
|-----
| [[Entropie molaire standard|S&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;gaz, 1 bar&lt;/sub&gt;]]
| ? J/mol·K
|-----
| S&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;liquide, 1 bar&lt;/sub&gt;
| ? J/mol·K
|-----
| S&lt;sup&gt;0&lt;/sup&gt;&lt;sub&gt;solid&lt;/sub&gt; || ? J/mol·K
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! colspan=&quot;2&quot; bgcolor=&quot;#FFDEAD&quot; |
'''Précautions'''
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| Ingestion || 
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| Inhalation || 
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| Peau || Irritant
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| Yeux || 
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| Autre infos: ||

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! colspan=&quot;2&quot; bgcolor=&quot;#FFDEAD&quot; | &lt;font size=&quot;-1&quot;&gt;Unités du [[Système international|SI]] &amp; [[conditions normales de température et de pression|CNTP]], sauf indication contraire.&lt;/font&gt;
|}

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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;. La forme déca-hydratée, Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;·10H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;) 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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(aq)  +  H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(aq)  ⇔ 2 NaHSO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt; 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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(aq)  +  [[chlorure de baryum|BaCl&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;]](aq)  →  2 [[chlorure de sodium|NaCl]](aq)  +  [[sulfate de baryum|BaSO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;]](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]]
&lt;Br clear=&quot;all&quot; /&gt;
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 &quot;gâteau de sel&quot;.

2 [[chlorure de sodium|NaCl]]  +  [[acide sulfurique|H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;]]  →  Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;  +  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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;]]  +  [[Oxygène| O&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;]]  +  [[eau|H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;O]]  →  2 Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;  +  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&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(aq)  →  Na&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;SO&lt;sub&gt;4&lt;/sub&gt;(aq)  +  2 [[eau|H&lt;sub&gt;2&lt;/sub&gt;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 &quot;liqueur noire&quot; 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 &amp; Co, Rahway, New Jersey, États-Unis, 1960.
#. &quot;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]]

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[[bg:Глауберова сол]]
[[bs:Natrijum sulfat]]
[[da:Natriumsulfat]]
[[de:Natriumsulfat]]
[[en:Sodium sulfate]]
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[[it:Solfato di sodio]]
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[[lv:Nātrija sulfāts]]
[[nl:Natriumsulfaat]]
[[no:Natriumsulfat]]
[[pl:Siarczan(VI) sodu]]
[[pt:Sulfato de sódio]]
[[ru:Сульфат натрия]]
[[sv:Natriumsulfat]]
[[zh:硫酸钠]]</text>
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