SULFATE DE SODIUM (NA2SO4): STRUCTURE, PROPRIÉTÉS, UTILISATIONS, OBTENTION - CHIMIE - 2025

Le sulfate de sodium est un sel inorganique ayant la formule chimique Na ₂ SO ₄. Il se compose d'un solide blanc, présent sous trois formes: anhydre, l'heptahydrate (peu disponible) et le décahydraté (qui est connu sous le nom de sel de Glaubert); ce dernier est la forme la plus abondante de sulfate de sodium.

Le sulfate de sodium décahydraté, Na ₂ SO ₄ · 10H ₂ O, a été découvert en 1625 par Glaubert dans l'eau de source, qui l'a nommé sel mirabilis (sel miraculeux) en raison de ses propriétés médicinales.

Regardez le verre avec un échantillon de sulfate de sodium. Source: Walkerma via Wikipedia.

Le sulfate de sodium a de nombreuses applications dans l'industrie du textile et du papier, ainsi que dans la fabrication du verre. Ses utilisations sont étendues aux applications thermiques, qui incluent la fourniture de chaleur ambiante et le refroidissement des ordinateurs portables.

Le sulfate de sodium est un composé de faible toxicité et ses actions nocives sont principalement mécaniques et non chimiques. Pour des raisons cristallographiques, ce sel, comme son homologue potassique, K ₂ SO ₄, présente des structures en treillis et polymorphes.

Structure

Sel anhydre

Ions sulfate de sodium anhydre. Source: Claudio Pistilli

La formule Na ₂ SO ₄ indique à la fois que les ions Na ⁺ et SO ₄ ^2- sont dans un rapport 1: 2 dans les cristaux de sel; c'est-à-dire que pour deux cations Na ^+, il y a un anion SO ₄ ^2- interagissant avec eux par attraction électrostatique (image du haut).

Bien entendu, cela s'applique au Na ₂ SO ₄ anhydre, sans molécules d'eau coordonnées avec le sodium dans les cristaux.

Sulfate de sodium

Bien qu'il s'agisse d'un sel apparemment simple, sa description est structurellement complexe. Na ₂ SO ₄ présente un polymorphisme, ayant jusqu'à cinq phases cristallines: I, II, III, IV et V, dont les températures de transition sont respectivement de 180, 200, 228, 235 et 883 ºC.

Bien qu'il n'y ait pas de références qui le certifient, Na ₂ SO ₄ I doit être celui avec une structure cristalline hexagonale, plus dense par rapport au Na ₂ SO ₄ III orthorhombique, dont les cristaux Na ⁺ forment des tétraèdres (NaO ₄) et les octaèdres de coordination (NaO ₆); c'est-à-dire qu'il peut être entouré de quatre ou six anions SO ₄ ^2-.

Sel déshydraté

Pendant ce temps, la structure cristalline monoclinique de son hydrate le plus important, Na ₂ SO ₄ · 10H ₂ O, est plus simple. Dans celui-ci, ce sont pratiquement les molécules d'eau qui interagissent ou se coordonnent avec le Na ⁺ dans les octaèdres Na (H ₂ O) ₆ ⁺, le SO ₄ ^2- fournissant juste assez de stabilité au cristal pour qu'il existe dans la phase solide.

Cependant, son point de fusion (32,38 ° C) bien inférieur à celui du sel anhydre (884 ° C) montre comment les molécules d'eau et leurs liaisons hydrogène affaiblissent les interactions ioniques plus fortes du Na ₂ SO ₄.

Propriétés

Des noms

-Sulfate de sodium (IUPAC)

-Sel de Glauber (décahydraté)

-Sel miraculeux (décahydraté)

-Sulfate de sodium.

Masse molaire

142,04 g / mol (anhydre)

322,20 g / mol (décahydraté)

Apparence physique

Solide cristallin hygroscopique blanc

Odeur

Toilette

Goût

Amer et salé

Densité

2,664 g / cm ³ (anhydre)

1464 g / cm ³ (décahydraté)

Notez comment les molécules d'eau à l'intérieur des cristaux les font se dilater et, par conséquent, diminuent leur densité.

Point de fusion

884 ºC (anhydre)

32,38 ºC (décahydraté)

Point d'ébullition

1,429 ºC (anhydre)

Solubilité dans l'eau

4,76 g / 100 ml (0 ºC)

13,9 g / 100 ml (20 ° C)

42,7 g / 100 ml (100 ° C)

Toutes les valeurs de solubilité correspondent au sel anhydre, qui est assez soluble dans l'eau à toutes les températures.

La solubilité augmente brusquement entre 0 ° C et 38,34 ° C, en observant que dans cette plage de température, la solubilité augmente plus de 10 fois. Cependant, à partir de 32,38 ° C, la solubilité est indépendante de la température.

Il arrive qu'à une température de 32,8 ºC, le sulfate de sodium décahydraté se dissolve dans sa propre eau cristalline. Un équilibre est ainsi atteint entre le sel décahydraté, le sel anhydre et la solution saturée de sulfate de sodium.

Tant que la condition triphasée est maintenue, la température restera constante, ce qui permet de calibrer la température des thermomètres.

D'autre part, les solubilités pour le sel heptahydraté sont:

19,5 g / 100 ml (0 ºC)

44,0 g / 100 ml (20 ° C)

A noter qu'à 20 ° C le sel heptahydraté est trois fois plus soluble que le sel anhydre.

Indice de réfraction

1468 (anhydre)

1,394 (décahydraté)

Stabilité

Stable dans les conditions de stockage recommandées. Incompatible avec les acides et bases forts, l'aluminium et le magnésium.

Décomposition

Lorsqu'il est chauffé jusqu'à décomposition, il émet une fumée toxique d'oxyde de soufre et d'oxyde de sodium.

pH

Une solution aqueuse à 5% a un pH de 7.

Réactivité

Le sulfate de sodium se dissocie en solution aqueuse en 2 Na ⁺ et SO ₄ ^2-, ce qui permet à l'ion sulfate de se combiner avec Ba ²⁺ pour précipiter le sulfate de baryum. Il aide pratiquement à déplacer les ions baryum des échantillons d'eau.

Le sulfate de sodium est converti en sulfure de sodium par réaction à des températures élevées avec du charbon:

Na ₂ SO ₄ + 2 C => Na ₂ S + 2 CO ₂

Le sel de Glaubert, NaSO ₄.10H ₂ O réagit avec le carbonate de potassium pour produire du carbonate de sodium.

Applications

Industrie du papier

Le sulfate de sodium est utilisé dans la fabrication de pâte à papier. Il est utilisé dans la production de papier Kraft, qui ne contient pas de lignine et n'est pas soumis au processus de blanchiment, ce qui lui confère une grande résistance. De plus, il est utilisé dans la fabrication du carton.

Détergents

Il est utilisé comme matériau de remplissage pour les détergents synthétiques ménagers, étant ajouté au détergent pour réduire la tension superficielle.

Des lunettes

Il est utilisé dans la fabrication du verre pour réduire ou éliminer la présence de petites bulles d'air dans le verre fondu. De plus, il élimine la formation de scories pendant le processus de raffinage du verre fondu.

Industrie du textile

Le sulfate de sodium est utilisé comme mordant, car il facilite l'interaction des colorants avec les fibres des tissus. Le sulfate de sodium décahydraté est utilisé dans le test de colorant.

De plus, le sulfate de sodium est utilisé comme diluant de colorant et agent auxiliaire d'impression de colorant; comme les colorants directs, les colorants au soufre et d'autres agents qui favorisent la coloration du coton. Il est également utilisé comme agent retardateur pour les colorants directs pour soie.

Médicament

Le sulfate de sodium décahydraté est utilisé comme laxatif, car il est mal absorbé dans l'intestin et reste donc dans la lumière de l'intestin provoquant une augmentation de volume. Cela stimule l'augmentation des contractions péristaltiques qui induisent l'expulsion du contenu intestinal.

Le sulfate de sodium est un antidote pour contrôler l'intoxication au baryum et au sel de plomb. Le sel de Glaubert est efficace pour éliminer certains médicaments excessivement ingérés; par exemple, le paracétamol (acétoaminophène).

De plus, il est utilisé pour fournir des électrolytes déficients présents dans les solutions isoosmotiques.

Agent desséchant

Le sulfate de sodium, étant un réactif inerte, est utilisé pour éliminer l'eau des solutions de composés organiques.

Matière première

Le sulfate de sodium est utilisé comme matière première pour la production de nombreuses substances, notamment: le sulfure de sodium, le carbonate de sodium et le sulfate d'ammonium.

Obtention

Le sulfate de sodium est obtenu par extraction minière et par réactions chimiques.

Extraction minière

Trois minerais ou minéraux sont exploités avec un rendement commercial: la thénardite (Na ₂ SO ₄), la mirabilite (Na ₂ SO ₄ · 10H ₂ O) et la glaubarite (Na ₂ SO ₄ · CaSO ₄).

En Espagne, les gisements de thénardite et de mirabilite sont exploités par extraction souterraine de galeries et de piliers. Pendant ce temps, la glaubérite est obtenue à l'air libre, au moyen de grands radeaux qui sont placés sur le gisement minéral.

Le terrain est préparé avec un dynamitage de faible intensité pour produire une porosité qui permet le lessivage du sulfate de sodium. La phase de production se produit avec l'irrigation par aspersion d'eau douce de la glaubérite, dont le lessivage se propage vers le bas.

La saumure de sulfate de sodium est recueillie, laissant le résidu de sulfate de calcium comme remplissage.

Production chimique

Le sulfate de sodium est obtenu lors de la production d'acide chlorhydrique par deux procédés: le procédé de Mannheim et le procédé Hardgreaves.

Processus de Mannheim

Elle est réalisée dans de grands fours en acier et avec une plateforme de réaction en acier de 6 m. La réaction se produit entre le chlorure de sodium et l'acide sulfurique:

2 NaCl + H ₂ SO ₄ => 2 HCl + Na ₂ SO ₄

Processus Hardgreaves

Il implique la réaction du chlorure de sodium, de l'oxyde de soufre, de l'oxygène et de l'eau:

4 NaCl + 2 SO ₂ + O ₂ + 2 H ₂ O => 4 HCl + Na ₂ SO ₄

Autres

Le sulfate de sodium est produit dans la réaction de neutralisation entre l'hydroxyde de sodium et l'acide sulfurique:

2 NaOH + H ₂ SO ₄ => Na ₂ SO ₄ + H ₂ O

Le sulfate de sodium est un sous-produit de la production de nombreux composés. Il est extrait des déchets liquides rejetés lors de la production de viscose et de cellophane. Également dans la production de bichromate de sodium, de phénols, d'acide borique et de carbamate de lithium.

Des risques

Le sulfate de sodium est considéré comme un composé à faible toxicité. Cependant, cela peut causer des dommages à la personne qui l'utilise incorrectement.

Par exemple, le contact peut provoquer une irritation des yeux, des rougeurs et des douleurs. Sur la peau, il peut provoquer une irritation et une allergie chez certaines personnes. Son ingestion peut provoquer une irritation du tube digestif avec nausées, vomissements et diarrhée. Et enfin, son inhalation produit une irritation des voies respiratoires.

Références

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2. Wikipédia. (2019). Sulfate de sodium. Récupéré de: en.wikipedia.org
3. Centre national d'information sur la biotechnologie. (2019). Sulfate de sodium. Base de données PubChem. CID = 24436. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
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