Carbonate de sodium
Structure du carbonate de sodium
Identification
Nom UICPA	carbonate de sodium
Synonymes	trioxocarbonate de disodium ; carbonate de soude anhydre
No CAS	497-19-8
No ECHA	100.007.127
No CE	207-838-8
PubChem	10340
No E	E500(i)
Apparence	poudre blanche hygroscopique. (anhydre)[1]
Propriétés chimiques
Formule	CNa2O3Na2CO3
Masse molaire[2]	105,988 4 ± 0,001 7 g/mol C 11,33 %, Na 43,38 %, O 45,29 %,
pKa	10,33 ou 10,35 (couple acido-basique HCO3 −/CO3 2−)
Propriétés physiques
T° fusion	851 °C (anhydre)[1]; 109 °C (monohydrate ou thermonatrite); 32 °C (heptahydrate); 34 °C (décahydrate ou natron)
T° ébullition	se décompose avant
Solubilité	dans l'eau à 20 °C : 300 g·l-1 (anhydre)[1]
Masse volumique	2,532 g·cm-3 (anhydre)[1]
Cristallographie
Système cristallin	Monoclinique pour les formes polymorphiques (γ, β, δ)[3]
Classe cristalline ou groupe d’espace	groupe de point 2/m pour γ, β, δ, anhydrous)[3] groupe d'espace C2/m pour γ, β, δ
Propriétés optiques
Indice de réfraction	1,535 1,485 raie D
Précautions
SGH[4]
Attention H319 H319 : Provoque une sévère irritation des yeux
SIMDUT[5]
D2B, E, D2B : Matière toxique ayant d'autres effets toxiques irritation des yeux chez l'animal E : Matière corrosive corrode des surfaces en aluminium Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients
Écotoxicologie
DL50	4 090 mg·kg-1 (rats, oral)
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Cristaux de carbonate de sodium vus au microscope polarisant.

Le carbonate de sodium est un composé chimique de formule Na₂CO₃ et correspondant à l'espèce minérale naturelle dénommée natrite. Il s'agit d'un sel de sodium de l'acide carbonique. Il représente un des grands produits polyvalents de la chimie moderne. Dans le langage courant, ce solide ionique, le plus souvent sous forme poudreuse, et ses solutions aqueuses sont dénommés communément respectivement cristaux de soude et soude, du nom ancien de cet alcali minéral, utilisé précocement dans l'industrie verrière antique^[6].

Il ne faut pas confondre le carbonate de sodium Na₂CO₃ avec l'hydroxyde de sodium NaOH, dit « soude caustique », ni avec le bicarbonate de sodium NaHCO₃, autrefois nommé communément « bicarbonate de soude ».

Obtention

Le carbonate de sodium peut être obtenu à partir de gisements de natron Na₂(CO₃) • 10 H₂O, souvent stocké en réserve géologique sous forme de thermonatrite Na₂(CO₃) • H₂O, ou encore de trona Na₂CO₃ • NaHCO₃ • 2H₂O^[7]. En Égypte antique, on le trouvait dans la fleur de natron des lacs Amers ou dans les cendres lessivées des nombreuses plantes de la famille des chénopodiacées poussant sur les salisols. La salicorne sur les rivages de Méditerranée ou diverses plantes des rivages atlantiques, dénommées communément soude, donnaient par combustion des cendres, dont on tirait un sel soluble ou alcali nommé soude^[8]. Il s'agit de l'« alcali minéral » des Anciens.

Les déserts alcalins et surtout leurs lacs endoréiques alcalins offrent de nombreuses ressources en carbonate de sodium ; par exemple le lac Magadi au Kenya, le lac Owens et les nombreux lac Soda ou Alkali lake en Californie, en Oregon, en Colombie-Britannique^[9]. Il y a aussi pléthore d'anciens lacs, comme le lac Searles.

Le procédé Leblanc a été élaboré entre 1771 et 1791. Il a connu un essor vigoureux après 1830, mais s'est effondré vers 1870^[10].

Le procédé Solvay ou procédé à l'ammoniac qui produit du carbonate de sodium à partir de sel et de craie l'a supplanté avant 1870 car moins coûteux en charge de combustible et relativement moins polluant^[11]. Il exploite souvent les saumures de sel gemme peu coûteuses et la grande solubilité du bicarbonate d'ammonium dans l'eau, a contrario de la faible solubilité à froid du bicarbonate de sodium NaHCO₃. Le carbonate de sodium ou soude Solvay est obtenu finalement en chauffant du bicarbonate de sodium à la température de 100 °C. Les soudières produisent un composé Na₂CO₃ pulvérulent, nommé soude légère. Sa densité apparente est de l'ordre de 0,5 t/m³. Pour diverses applications industrielles, une recristallisation du monohydrate, puis une calcination au four tournant est nécessaire pour obtenir différents carbonates de sodium denses : ce sont les soudes denses (marquées souvent d'une majuscule indiquant l'application), de densité apparente de l'ordre de 1 t/m³.

Les procédés de fabrication de Na₂CO₃, anhydre et purifié, à partir d'extractions minières, natron ou trona, l'emportent sur le procédé Solvay, qui n'en conserve au mieux que les deux tiers de la production mondiale. Celle-ci est estimée à 40 millions de tonnes au début des années 1990^[12].

Propriétés physico-chimiques

Solubilité aqueuse du Na₂CO₃.

La solubilité du carbonate de sodium dans l'eau croît avec la température, jusqu'à 33 % en masse à 40 °C, puis décroît au-delà, pour tendre vers une valeur légèrement inférieure, à 30 % en masse. La solubilité à saturation pour 100 g d'eau pure est de 7,1 g à 0 °C, de 45,5 g à 100 °C.

Une solution à 50 g/L présente une masse volumique de 1,045 g/mL dans les conditions normales de température et de pression. Son pH mettant en jeu le couple hydrogénocarbonate HCO₃⁻/carbonate CO₃²⁻ est 11,9.

Exposé à l'air humide, le carbonate de sodium anhydre se dégrade en bicarbonate de sodium.

Na₂CO_{3 solide anhydre} + H₂O _{vapeur d'eau ou par condensation} + CO_{2 gaz au ras du sol} → 2 NaHCO_{3 solide}

Na₂CO₃ est peu soluble dans l'éthanol et insoluble dans l'acétone.

Le carbonate de sodium réagit avec la plupart des acides pour donner du dioxyde de carbone. Il précipite aussi par échange d'ions, plusieurs sels métalliques solubles.

Toxicité

Le carbonate de sodium n'est pas toxique pour l'environnement. Il peut être irritant sur la peau et il est donc préférable de le manipuler avec des gants.

Utilisation

Dès l'Antiquité égyptienne, il y a 4 000 ans, cet alcali a servi à la fabrication du verre. Dans l'industrie verrière, il sert toujours à apporter du Na₂O ou oxyde de sodium à la composition verrière^[13]. Elle porte le nom technique de soude V. Cette dernière peut être aussi nécessaire à la fabrication d'émail, de couverte, d'émaux pour la céramique.

L'alcali minéral a été utilisé en quantité industrielle en savonnerie à l'époque moderne. Il l'est toujours dans l'industrie des savons et des détergents, en particulier les lessives. Utilisé en complément de la lessive lorsque l'eau est dure, il en augmente l'efficacité mais n'empêche pas les dépôts de calcaire^[14].

Il a été et est abondamment utilisé comme alcali dans l'industrie de la cellulose et du papier.

En sidérurgie, le carbonate de sodium Na₂CO₃ est tout à la fois un fondant, un désulfurant, un désiliciant, déphosphorant et un dénitrurant. Les opérations de désulfuration entre hauts-fourneaux et convertisseurs d'aciérie utilisent des briquettes de carbonate de sodium.

La métallurgie des métaux non ferreux, par exemple Cr, V ou U, emploie du carbonate de sodium, souvent marquée M.

Le carbonate de sodium est très utilisée en synthèse chimique. Pour résumer ces emplois pléthoriques, son adjonction permet souvent de préparer des dérivés sodiques d'un ou des composé(s), ce(s) dérivé(s) devenant beaucoup plus soluble(s) dans l'eau que le composé initial^[15]. Quelques produits obtenus à partir du carbonate de sodium sont le bicarbonate de sodium purifié, le silicate de sodium et ses dérivés, les phosphates, le percarbonate de sodium, le bichromate de potassium, les sulfites, des engrais...

Le carbonate de sodium est utilisé dans l'alimentation comme additif alimentaire et réglementé sous le numéro E500(i). Il sert comme anti-agglomérant, régulateur alimentaire de pH et agent de levuration^[16].

Il entre dans la composition de certains isolants à base de chanvre, en usage dans le secteur du bâtiment.

C'est un agent de neutralisation pour les eaux agressives, il intervient dans la production des eaux potables suivant des normes officielles. Il neutralise aussi l'acide sulfurique des batteries.

Notes et références

Voir aussi