Élément chimique sodium : bienfaits. Comment déterminer le manque ou l'excès de sodium, les méfaits de la substance et les contre-indications d'utilisation. Caractéristiques générales du sodium. Les symptômes suivants indiquent un manque de sodium dans le corps :

Na 2 O → NaCl → NaOH → Na.

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O.

Pour obtenir de l'hydroxyde de sodium à partir du chlorure du même métal, il faut le dissoudre dans l'eau, cependant, il faut rappeler que l'hydrolyse ne se produit pas dans ce cas :

NaCl + H 2 O → NaOH + HCl.

L'obtention de sodium à partir de l'hydroxyde correspondant est possible si l'alcali est soumis à une électrolyse :

NaOH ↔ Na + + Cl - ;

K(-) : Na + + e → Na 0 :

A(+) : 4OH — — 4e → 2H 2 O + O 2 .

L'élément chimique sodium fait partie du groupe des macroéléments qui remplissent une fonction vitale dans le corps humain.

Son objectif principal est de maintenir un niveau optimal d’équilibre eau-sel dans le corps.

Mais en combinaison avec d’autres éléments, le sodium peut apporter beaucoup plus de bienfaits à l’organisme.

Caractéristiques de l'élément sodium : bienfaits et apport quotidien

Avec d'autres micro et macroéléments du groupe, le sodium est nécessaire pour assurer le fonctionnement normal des cellules individuelles et du corps dans son ensemble. Tous les macroéléments présents dans le corps humain occupent environ 0,1 à 0,9 % de la masse totale. En plus de contrôler l’équilibre sel et eau, le rôle du sodium est de réguler la fonction rénale et de normaliser l’activité neuromusculaire. Le sodium aide à maintenir les autres minéraux sous forme dissoute dans le sang.

Les principales propriétés bénéfiques du sodium :

Démarrage du travail des enzymes du pancréas et des glandes salivaires ;

Participation active à la formation du suc gastrique ;

Maintenir l'équilibre acido-basique au niveau optimal requis ;

Procure un effet vasodilatateur sur l'organisme ;

Régulation de l'activité des systèmes musculaire et nerveux ;

Normalisation de l'osmolarité sanguine.

Les besoins quotidiens en sodium d'un adulte en parfaite santé et vivant dans une zone où la température de l'air est moyenne sont de 1 gramme. Si vous suivez une alimentation saine selon toutes les règles prescrites, sans inclure de sel de table dans le menu, le corps recevra 0,8 g de sodium, soit un besoin quotidien presque complet. Si une personne vit dans des conditions d'importance accrue, avec des charges de force et une activité régulières, les besoins quotidiens en élément doivent être augmentés à 2-3 grammes. Pour les enfants, l'indicateur optimal est de 0,3 g. Il le reste jusqu'à l'adolescence.

Produits contenant du sodium, les bienfaits de l'élément pour le corps

Le sodium peut être trouvé en quantités variables dans la plupart des aliments, mais le corps obtient toujours la majeure partie de cette substance à partir du sel – environ 80 %. L'élément est absorbé dans l'estomac, parfois dans l'intestin grêle. Grâce à la vitamine D, le macronutriment est mieux absorbé, mais les aliments trop salés et les aliments protéinés ralentissent au contraire le processus d'absorption du sodium par l'organisme.

Lorsque le sodium est consommé au-delà de la norme, une réaction négative du corps peut se produire sous la forme d'une accumulation de liquide dans le corps, d'un gonflement et d'une augmentation de la pression artérielle. L'abus de sodium entraîne une diminution des réserves de magnésium, de calcium et de potassium dans l'organisme.

Les bienfaits du sodium pour le corps sont évidents : il maintient sa santé et assure une croissance normale. En combinaison avec le chlore, le sodium est capable d'empêcher le liquide de s'échapper des capillaires et des vaisseaux sanguins vers les tissus adjacents. Le sodium participe au transport de diverses substances dans tout le corps. Ainsi, il transporte le sucre à travers les cellules, transmet les signaux et impulsions nerveuses et participe aux contractions musculaires. Grâce à l'apport de sodium dans l'organisme, la chaleur ou les insolations peuvent être évitées.

Étant donné que le sodium est régulièrement excrété par le corps humain par la sueur, il existe un besoin constant. Étant donné que le corps humain n'est pas conçu de manière à produire du sodium de manière indépendante, il est nécessaire de reconstituer les réserves de l'extérieur. Cela peut être fait assez facilement à l’aide de la nourriture que vous mangez et de ses additifs.

Outre le sel de table, dont 100 g contiennent environ 40 g de sodium, l'élément est contenu dans les produits suivants :

Au sel marin;

Dans une sauce soja de haute qualité ;

Dans une variété d'aliments salés.

Il est préférable de privilégier le sel marin alternatif, car il ne retient pas les liquides dans le corps.

Les aliments quotidiens suivants sont riches en sodium :

Pain de seigle;

Fromage à pâte dure;

Oeufs de poule;

Viande de boeuf.

De petites quantités de sodium sont contenues dans :

Dans les huîtres et les crabes ;

Dans les algues ;

Dans les betteraves ;

Dans les carottes.

Il existe un certain nombre de plantes riches en sodium. Parmi eux figurent le pissenlit, le céleri et la chicorée.

En consommant une quantité importante d'eau minérale, vous pouvez non seulement reconstituer les réserves de sodium de votre organisme, mais également de chlore et de calcium.

Effets secondaires de la consommation de sodium et dommages causés à la substance

Un problème assez courant est l’accumulation de sodium dans les cellules et les tissus du corps. Dans cette situation, le sodium remplace d'autres substances utiles dont l'organisme a besoin pour fonctionner normalement. Cela peut se produire inconsciemment, car les fabricants de produits « attentionnés » ont essayé de fournir du sodium à la plupart d’entre eux. En conséquence, une personne consomme la quantité quotidienne de sel sans penser que la quantité de sodium requise a déjà été fournie à l'organisme. Les personnes suivantes devraient éviter le sel de table :

Avoir des maladies du sang ;

Souffrant de problèmes pulmonaires ;

Ceux qui souffrent de maladies du foie et des reins ;

Ceux qui ont un système cardiovasculaire et ces organes affaiblis sont sujets à des maladies fréquentes.

Excès et manque de sodium : nocifs pour l'organisme

Les reins sont responsables de l’équilibre optimal du sodium dans le corps. Ils agissent comme des régulateurs, soit en retenant l'élément, soit en le libérant en fonction de la quantité de sodium entrant dans l'organisme. Par conséquent, si cet organe fonctionne correctement et qu’il n’y a aucune influence extérieure sur le corps, un excès ou une carence en sodium ne peut pas se développer. Certaines situations imprévues peuvent réduire considérablement les niveaux de sodium. Ceux-ci inclus:

Vomissements prolongés ;

Activité physique intense en cas de chaleur extrême ;

Transpiration excessive pendant une longue période ;

Diarrhée sévère.

L'augmentation de la teneur en sodium dans le corps se produit lorsque le sel de table est abusé dans des maladies telles que le diabète, la névrose et l'hypertension. Les personnes présentant une altération de la fonction excrétrice rénale et une prédisposition à la formation rapide de gonflements sont également sujettes à l'accumulation de sodium dans le corps. Trop de sodium dans le corps peut entraîner des symptômes tels que :

Excitabilité accrue ;

L'apparition d'une hyperactivité ;

Développement de l'impressionnabilité et de l'émotivité ;

Manifestation d'une réaction allergique ;

Dans certains cas, une soif irrésistible, des mictions fréquentes et une transpiration inhabituelle accrue peuvent apparaître.

Les symptômes suivants indiquent un manque de sodium dans le corps :

Diminution de l'appétit;

Perte de sensibilité gustative ;

Formation accrue de gaz ;

L'apparition de spasmes de l'estomac et du tractus gastro-intestinal ;

Détérioration de la fonction de mémoire ;

Parfois des crampes, des éruptions cutanées, des nausées et des vomissements.

Lorsqu'elle bouge ou marche, une personne peut éprouver des difficultés à équilibrer son corps, se sentir étourdie, fatiguée et avoir une faiblesse musculaire. Les symptômes caractéristiques d'une carence en sodium sont également considérés comme des sautes d'humeur soudaines, des larmoiements accrus et des problèmes de mémoire.

Le sodium est un élément chimique du groupe I du tableau périodique de numéro atomique 11, désigné par le symbole Na (lat. Natrium), un métal alcalin mou de couleur blanc argenté, ternissant rapidement à l'air. Dans la nature, en raison de sa forte activité chimique, on le trouve uniquement sous forme de composés chimiques.

Le nom « sodium » vient de l’arabe. natroun (en grec - nitron). Le nom faisait initialement référence à la soude naturelle.

Le sodium (ou plutôt ses composés) est utilisé depuis l'Antiquité. Par exemple, la soude (natron), présente naturellement dans les eaux des lacs de soude en Égypte. Les anciens Égyptiens utilisaient la soude naturelle pour l’embaumement, le blanchiment des toiles, la cuisson des aliments et la fabrication de peintures et d’émaux. Pline l'Ancien écrit que dans le delta du Nil, la soude était isolée de l'eau du fleuve. Il était mis en vente sous forme de gros morceaux, colorés en gris voire en noir en raison du mélange de charbon.

Le sodium a été obtenu pour la première fois par le chimiste anglais Humphry Davy en 1807.

La source de sodium est le sel de table NaCl, qui est l’un des composés de sodium les plus courants dans la nature. L'eau des mers et des océans contient jusqu'à 3 % de chlorure de sodium. Il existe d’énormes gisements de sel gemme sur Terre. Cet élément fait partie de tous les organismes du monde végétal et animal.

Dans le corps humain, le sodium se trouve uniquement sous forme de sels.

Le contenu de l'article

SODIUM– (Natrium) Na, élément chimique du groupe 1 (Ia) du tableau périodique, appartient aux éléments alcalins. Numéro atomique 11, masse atomique relative 22,98977. Dans la nature, il existe un isotope stable, le 23 Na. Six isotopes radioactifs de cet élément sont connus, dont deux intéressent la science et la médecine. Le sodium 22, avec une demi-vie de 2,58 ans, est utilisé comme source de positrons. Le sodium 24 (sa demi-vie est d'environ 15 heures) est utilisé en médecine pour le diagnostic et le traitement de certaines formes de leucémie.

État d'oxydation +1.

Les composés du sodium sont connus depuis l'Antiquité. Le chlorure de sodium est un composant essentiel de l'alimentation humaine. On pense que les gens ont commencé à l’utiliser au Néolithique, c’est-à-dire il y a environ 5 à 7 000 ans.

L’Ancien Testament mentionne une substance appelée « neter ». Cette substance était utilisée comme détergent. Très probablement, le neter est de la soude, un carbonate de sodium qui s'est formé dans les lacs égyptiens salés aux rives calcaires. Les auteurs grecs Aristote et Dioscoride écrivirent plus tard sur la même substance, mais sous le nom de « nitron », et l’historien romain Pline l’Ancien, mentionnant la même substance, l’appelait « nitrum ».

Au XVIIIe siècle Les chimistes connaissaient déjà de nombreux composés du sodium différents. Les sels de sodium étaient largement utilisés en médecine, pour le tannage du cuir et pour la teinture des tissus.

Le sodium métallique a été obtenu pour la première fois par le chimiste et physicien anglais Humphry Davy par électrolyse de l'hydroxyde de sodium fondu (à l'aide d'une colonne voltaïque de 250 paires de plaques de cuivre et de zinc). Le nom « sodium » choisi par Davy pour cet élément reflète son origine de la soude Na 2 CO 3 . Les noms latin et russe de l’élément dérivent de l’arabe « natrun » (soude naturelle).

Distribution du sodium dans la nature et son extraction industrielle.

Le sodium est le septième élément le plus abondant et le cinquième métal le plus abondant (après l'aluminium, le fer, le calcium et le magnésium). Sa teneur dans la croûte terrestre est de 2,27 %. La majeure partie du sodium se trouve dans divers aluminosilicates.

D’énormes gisements de sels de sodium sous forme relativement pure existent sur tous les continents. Ils sont le résultat de l’évaporation des mers anciennes. Ce processus est toujours en cours à Salt Lake (Utah), dans la Mer Morte et ailleurs. Le sodium se trouve sous forme de chlorure de NaCl (halite, sel gemme), ainsi que de carbonate Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (trona), de nitrate NaNO 3 (salpêtre), de sulfate Na 2 SO 4 10H 2 O (mirabilite ), le tétraborate Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O (borax) et Na 2 B 4 O 7 4H 2 O (kernite) et d'autres sels.

Il existe des réserves inépuisables de chlorure de sodium dans les saumures naturelles et les eaux océaniques (environ 30 kg m-3). On estime que le sel gemme, en quantité équivalente à la teneur en chlorure de sodium de l'océan mondial, occuperait un volume de 19 millions de mètres cubes. km (50 % de plus que le volume total du continent nord-américain au-dessus du niveau de la mer). Un prisme de ce volume avec une surface de base de 1 m². km peut atteindre la Lune 47 fois.

Aujourd’hui, la production totale de chlorure de sodium à partir de l’eau de mer atteint 6 à 7 millions de tonnes par an, soit environ un tiers de la production mondiale totale.

La matière vivante contient en moyenne 0,02 % de sodium ; Il y en a plus chez les animaux que chez les plantes.

Caractéristiques d'une substance simple et production industrielle de sodium métallique.

Le sodium est un métal blanc argenté, en fines couches avec une teinte violette, plastique, même mou (facilement coupé au couteau), une nouvelle coupe de sodium est brillante. Les valeurs de conductivité électrique et de conductivité thermique du sodium sont assez élevées, la densité est de 0,96842 g/cm 3 (à 19,7°C), le point de fusion est de 97,86°C, le point d'ébullition est de 883,15°C.

L'alliage ternaire, contenant 12 % de sodium, 47 % de potassium et 41 % de césium, possède le point de fusion le plus bas des systèmes métalliques, égal à –78°C.

Le sodium et ses composés colorent la flamme en jaune vif. La double raie dans le spectre du sodium correspond à la transition 3 s 1–3p 1 dans les atomes de l’élément.

L'activité chimique du sodium est élevée. Dans l'air, il se recouvre rapidement d'un film d'un mélange de peroxyde, d'hydroxyde et de carbonate. Le sodium brûle dans l'oxygène, le fluor et le chlore. Lorsqu'un métal est brûlé dans l'air, du peroxyde de Na 2 O 2 se forme (avec un mélange d'oxyde de Na 2 O).

Le sodium réagit avec le soufre lorsqu'il est broyé dans un mortier et réduit l'acide sulfurique en soufre ou même en sulfure. Le dioxyde de carbone solide (« glace carbonique ») explose au contact du sodium (les extincteurs au dioxyde de carbone ne peuvent pas être utilisés pour éteindre un incendie de sodium !). Avec l’azote, la réaction se produit uniquement sous forme de décharge électrique. Le sodium n'interagit pas uniquement avec les gaz inertes.

Le sodium réagit activement avec l'eau :

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

La chaleur dégagée lors de la réaction est suffisante pour faire fondre le métal. Par conséquent, si un petit morceau de sodium est jeté dans l’eau, il fond sous l’effet thermique de la réaction et une goutte de métal, plus légère que l’eau, « coule » à la surface de l’eau, entraînée par la force réactive. de l’hydrogène libéré. Le sodium réagit beaucoup plus calmement avec les alcools qu'avec l'eau :

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2

Le sodium se dissout facilement dans l’ammoniac liquide pour former des solutions métastables bleu vif aux propriétés inhabituelles. À –33,8°C, jusqu'à 246 g de sodium métallique se dissolvent dans 1 000 g d'ammoniaque. Les solutions diluées sont bleues, les solutions concentrées sont en bronze. Ils peuvent être conservés environ une semaine. Il a été établi que dans l'ammoniac liquide, le sodium ionise :

Na Na + + e –

La constante d'équilibre de cette réaction est de 9,9·10 –3. L'électron sortant est solvaté par les molécules d'ammoniac et forme un complexe -. Les solutions résultantes ont une conductivité électrique métallique. Lorsque l'ammoniac s'évapore, le métal d'origine demeure. Lorsque la solution est stockée pendant une longue période, elle se décolore progressivement en raison de la réaction du métal avec l'ammoniac pour former l'amide NaNH 2 ou l'imide Na 2 NH et la libération d'hydrogène.

Le sodium est stocké sous une couche de liquide déshydraté (kérosène, huile minérale) et transporté uniquement dans des conteneurs métalliques scellés.

La méthode électrolytique pour la production industrielle de sodium a été développée en 1890. L'électrolyse était réalisée sur de l'hydroxyde de sodium fondu, comme dans les expériences de Davy, mais en utilisant des sources d'énergie plus avancées que la colonne voltaïque. Dans ce processus, avec le sodium, de l'oxygène est libéré :

anode (nickel) : 4OH – – 4e – = O 2 + 2H 2 O.

Lors de l'électrolyse du chlorure de sodium pur, de graves problèmes surviennent, liés, d'une part, au point de fusion proche du chlorure de sodium et au point d'ébullition du sodium et, d'autre part, à la haute solubilité du sodium dans le chlorure de sodium liquide. L'ajout de chlorure de potassium, de fluorure de sodium, de chlorure de calcium au chlorure de sodium permet de réduire la température de fusion à 600°C. Production de sodium par électrolyse d'un mélange eutectique fondu (alliage de deux substances au point de fusion le plus bas) 40 % NaCl et 60% CaCl 2 à ~580°C dans une cellule développée par l'ingénieur américain G. Downs, elle fut démarrée en 1921 par DuPont à proximité de la centrale électrique de Niagara Falls.

Les processus suivants se produisent sur les électrodes :

cathode (fer) : Na + + e – = Na

Ca 2+ + 2e – = Ca

anode (graphite) : 2Cl – – 2e – = Cl 2.

Les métaux sodium et calcium se forment sur une cathode cylindrique en acier et sont soulevés par un tube refroidi dans lequel le calcium se solidifie et retombe dans la masse fondue. Le chlore généré au niveau de l'anode centrale en graphite est collecté sous le toit en nickel puis purifié.

Actuellement, le volume de production de sodium métallique est de plusieurs milliers de tonnes par an.

L'utilisation industrielle du sodium métallique est due à ses fortes propriétés réductrices. Pendant longtemps, la majeure partie du métal produit a été utilisée pour produire du plomb tétraéthyle PbEt 4 et du plomb tétraméthyle PbMe 4 (agents antidétonants pour essence) en faisant réagir des chlorures d'alkyle avec un alliage de sodium et de plomb à haute pression. Aujourd’hui, cette production décline rapidement en raison de la pollution de l’environnement.

Un autre domaine d'application est la production de titane, de zirconium et d'autres métaux en réduisant leurs chlorures. De plus petites quantités de sodium sont utilisées pour produire des composés tels que l'hydrure, le peroxyde et les alcoolates.

Le sodium dispersé est un catalyseur précieux dans la production de caoutchouc et d'élastomères.

Le sodium fondu est de plus en plus utilisé comme fluide caloporteur dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides. Le bas point de fusion du sodium, sa faible viscosité et sa petite section efficace d'absorption des neutrons, combinés à une capacité thermique et une conductivité thermique extrêmement élevées, en font (et ses alliages avec le potassium) un matériau indispensable à ces fins.

Le sodium nettoie de manière fiable les huiles de transformateur, les éthers et autres substances organiques des traces d'eau, et à l'aide de l'amalgame de sodium, vous pouvez déterminer rapidement la teneur en humidité de nombreux composés.

Composés de sodium.

Le sodium forme un ensemble complet de composés avec tous les anions habituels. On pense que dans de tels composés, il existe une séparation presque complète des charges entre les parties cationiques et anioniques du réseau cristallin.

Oxyde de sodium Na 2 O est synthétisé par la réaction de Na 2 O 2, NaOH et, de préférence, NaNO 2, avec du sodium métallique :

Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O

2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2

2NaNO 2 + 6Na = 4Na 2 O + N 2

Dans la dernière réaction, le sodium peut être remplacé par l'azoture de sodium NaN 3 :

5NaN3 + NaNO2 = 3Na2O + 8N2

Il est préférable de stocker l'oxyde de sodium dans de l'essence anhydre. Il sert de réactif pour diverses synthèses.

Peroxyde de sodium Le Na 2 O 2 sous forme de poudre jaune pâle est formé par l'oxydation du sodium. Dans ce cas, dans des conditions d'apport limité d'oxygène sec (air), de l'oxyde de Na 2 O se forme d'abord, qui se transforme ensuite en peroxyde de Na 2 O 2. En l'absence d'oxygène, le peroxyde de sodium est thermiquement stable jusqu'à ~675°C.

Le peroxyde de sodium est largement utilisé dans l'industrie comme agent de blanchiment des fibres, de la pâte à papier, de la laine, etc. C'est un agent oxydant puissant : il explose lorsqu'il est mélangé à de la poudre d'aluminium ou du charbon de bois, réagit avec le soufre (et devient chaud) et enflamme de nombreux liquides organiques. Le peroxyde de sodium réagit avec le monoxyde de carbone pour former du carbonate. La réaction du peroxyde de sodium avec le dioxyde de carbone libère de l'oxygène :

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Cette réaction a des applications pratiques importantes dans les appareils respiratoires des sous-mariniers et des pompiers.

Superoxyde de sodium NaO 2 est obtenu en chauffant lentement le peroxyde de sodium entre 200 et 450 °C sous une pression d'oxygène de 10 à 15 MPa. La preuve de la formation de NaO 2 a été obtenue pour la première fois lors de la réaction de l'oxygène avec le sodium dissous dans l'ammoniac liquide.

L'action de l'eau sur le superoxyde de sodium entraîne la libération d'oxygène même par temps froid :

2NaO 2 + H 2 O = NaOH + NaHO 2 + O 2

À mesure que la température augmente, la quantité d'oxygène libérée augmente à mesure que l'hydroperoxyde de sodium résultant se décompose :

4NaO 2 + 2H 2 O = 4NaOH + 3O 2

Le superoxyde de sodium est un composant des systèmes de régénération de l'air dans les espaces confinés.

Ozonure de sodium NaO 3 est formé par l'action de l'ozone sur la poudre d'hydroxyde de sodium anhydre à basse température, suivie d'une extraction de NaO 3 rouge avec de l'ammoniac liquide.

Hydroxyde de sodium NaOH est souvent appelé soude caustique ou soude caustique. Il s’agit d’une base forte classée comme un alcali typique. De nombreux NaOH hydratés ont été obtenus à partir de solutions aqueuses d'hydroxyde de sodium. n H 2 O, où n= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 et 7.

L'hydroxyde de sodium est très agressif. Il détruit le verre et la porcelaine par interaction avec le dioxyde de silicium qu'ils contiennent :

2NaOH + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + H 2 O

Le nom « soude caustique » reflète l’effet corrosif de l’hydroxyde de sodium sur les tissus vivants. Le contact de cette substance avec les yeux est particulièrement dangereux.

Le médecin du duc d'Orléans, Nicolas Leblanc (1742-1806), a développé en 1787 un procédé pratique pour produire de l'hydroxyde de sodium à partir de NaCl (brevet 1791). Ce premier procédé chimique industriel à grande échelle constitue une avancée technologique majeure en Europe au XIXe siècle. Le procédé Leblanc a ensuite été remplacé par le procédé électrolytique. En 1874, la production mondiale de soude s'élevait à 525 000 tonnes, dont 495 000 tonnes obtenues par la méthode Leblanc ; en 1902, la production d'hydroxyde de sodium atteignait 1 800 000 tonnes, mais seulement 150 000 tonnes étaient obtenues selon la méthode Leblanc.

Aujourd’hui, l’hydroxyde de sodium est l’alcali le plus important dans l’industrie. La production annuelle dépasse à elle seule les 10 millions de tonnes. Elle est obtenue en grande quantité par électrolyse des saumures. Lorsqu'une solution de chlorure de sodium est électrolysée, de l'hydroxyde de sodium se forme et du chlore est libéré :

cathode (fer) 2H 2 O + 2 e– = H 2 + 2OH –

anode (graphite) 2Cl – – 2 e– = Classe 2

L'électrolyse s'accompagne d'une concentration d'alcali dans d'immenses évaporateurs. La plus grande du monde (à l'usine PPG Inductries « Lake Charles) a une hauteur de 41 m et un diamètre de 12 m. Environ la moitié de l'hydroxyde de sodium produit est utilisée directement dans l'industrie chimique pour produire diverses substances organiques et inorganiques : phénol, résorcinol, b-naphtol, sels de sodium (hypochlorite, phosphate, sulfure, aluminates). De plus, l'hydroxyde de sodium est utilisé dans la production de papier et de pâte, de savon et de détergents, d'huiles et de textiles. de l'hydroxyde de sodium est la neutralisation des acides.

Chlorure de sodium Le NaCl est connu sous le nom de sel de table et sel gemme. Il forme des cristaux cubiques incolores et légèrement hygroscopiques. Le chlorure de sodium fond à 801°C, bout à 1413°C. Sa solubilité dans l'eau dépend peu de la température : 35,87 g de NaCl se dissolvent dans 100 g d'eau à 20°C, et 38,12 g à 80°C.

Le chlorure de sodium est un assaisonnement alimentaire nécessaire et indispensable. Dans un passé lointain, le prix du sel était égal à celui de l’or. Dans la Rome antique, les légionnaires n'étaient souvent pas payés en argent, mais en sel, d'où le mot soldat.

Dans la Russie kiévienne, on utilisait le sel de la région des Carpates, des lacs salés et des estuaires de la mer Noire et de la mer d'Azov. Il était si cher que lors des fêtes cérémonielles, il était servi sur les tables des invités nobles, tandis que d'autres partaient « en sirotant ».

Après l'annexion de la région d'Astrakhan à l'État de Moscou, les lacs caspiens sont devenus d'importantes sources de sel, mais il n'y en avait toujours pas assez, c'était cher, donc il y avait un mécontentement parmi les couches les plus pauvres de la population, qui est devenu un soulèvement connu sous le nom d'émeute du sel (1648)

En 1711, Pierre Ier publia un décret introduisant le monopole du sel. Le commerce du sel est devenu le droit exclusif de l'État. Le monopole du sel dura plus de cent cinquante ans et fut aboli en 1862.

Le chlorure de sodium est aujourd’hui un produit bon marché. Avec le charbon, le calcaire et le soufre, il fait partie des « quatre grands » matières premières minérales, les plus essentielles à l’industrie chimique.

La majeure partie du chlorure de sodium est produite en Europe (39 %), en Amérique du Nord (34 %) et en Asie (20 %), tandis que l'Amérique du Sud et l'Océanie n'en représentent chacune que 3 % et l'Afrique 1 %. Le sel gemme forme de vastes dépôts souterrains (souvent des centaines de mètres d'épaisseur) qui contiennent plus de 90 % de NaCl. Un gisement de sel typique du Cheshire (principale source de chlorure de sodium en Grande-Bretagne) couvre une superficie de 60 × 24 km et possède un lit de sel d'environ 400 m d'épaisseur. Ce gisement à lui seul est estimé à plus de 10 11 tonnes. .

Production mondiale de sel au début du XXIe siècle. atteint 200 millions de tonnes, dont 60% sont consommés par l'industrie chimique (pour la production de chlore et de soude, ainsi que de pâte à papier, textiles, métaux, caoutchoucs et huiles), 30% par l'industrie alimentaire, 10% par d'autres domaines d'activité. Le chlorure de sodium est utilisé, par exemple, comme agent de dégivrage bon marché.

Le carbonate de sodium Na 2 CO 3 est souvent appelé carbonate de sodium ou simplement soude. On le trouve dans la nature sous forme de saumures broyées, de saumures de lacs et de minéraux natron Na 2 CO 3 ·10H 2 O, thermonatrite Na 2 CO 3 ·H 2 O, trona Na 2 CO 3 ·NaHCO 3 ·2H 2 O. . Formes de sodium et autres divers carbonates hydratés, bicarbonates, carbonates mixtes et doubles, par exemple Na 2 CO 3 7H 2 O, Na 2 CO 3 3NaHCO 3, aKCO 3. n H 2 O, K 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O.

Parmi les sels d'éléments alcalins obtenus industriellement, le carbonate de sodium revêt la plus grande importance. Le plus souvent, la méthode développée par le chimiste-technologue belge Ernst Solvay en 1863 est utilisée pour sa production.

Une solution aqueuse concentrée de chlorure de sodium et d'ammoniaque est saturée de dioxyde de carbone sous légère pression. Dans ce cas, il se forme un précipité de bicarbonate de sodium relativement peu soluble (la solubilité de NaHCO 3 est de 9,6 g pour 100 g d'eau à 20°C) :

NaCl + NH 3 + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 Ї + NH 4 Cl

Pour obtenir de la soude, le bicarbonate de sodium est calciné :

Le dioxyde de carbone libéré est renvoyé vers le premier processus. Du dioxyde de carbone supplémentaire est obtenu par calcination du carbonate de calcium (calcaire) :

Le deuxième produit de cette réaction, l'oxyde de calcium (chaux), est utilisé pour régénérer l'ammoniac à partir du chlorure d'ammonium :

Ainsi, le seul sous-produit de la production de soude selon la méthode Solvay est le chlorure de calcium.

Équation globale du processus :

2NaCl + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaCl 2

Évidemment, dans des conditions normales, dans une solution aqueuse, la réaction inverse se produit, puisque l'équilibre dans ce système est complètement déplacé de droite à gauche en raison de l'insolubilité du carbonate de calcium.

Le carbonate de soude obtenu à partir de matières premières naturelles (carbonate de soude naturel) est de meilleure qualité que la soude produite par la méthode à l'ammoniac (teneur en chlorure inférieure à 0,2 %). De plus, les investissements en capital spécifiques et le coût de la soude issue de matières premières naturelles sont 40 à 45 % inférieurs à ceux obtenus par synthèse. Environ un tiers de la production mondiale de soude provient désormais de gisements naturels.

La production mondiale de Na 2 CO 3 en 1999 se répartissait comme suit :

Le plus grand producteur mondial de carbonate de sodium naturel est les États-Unis, où se concentrent les plus grandes réserves explorées de trona et de saumure de lacs de soude. Le gisement du Wyoming forme une couche de 3 m d'épaisseur et une superficie de 2300 km2. Ses réserves dépassent les 10 à 10 tonnes. Aux USA, l'industrie de la soude est axée sur les matières premières naturelles ; la dernière usine de synthèse de soude a été fermée en 1985. La production de carbonate de soude aux États-Unis s'est stabilisée entre 10,3 et 10,7 millions de tonnes ces dernières années.

Contrairement aux États-Unis, la plupart des pays du monde dépendent presque entièrement de la production de carbonate de sodium synthétique. La Chine se classe au deuxième rang mondial pour la production de carbonate de soude, après les États-Unis. La production de ce produit chimique en Chine a atteint environ 7,2 millions de tonnes en 1999. La même année, la production de carbonate de sodium en Russie s'est élevée à environ 1,9 million de tonnes.

Dans de nombreux cas, le carbonate de sodium est interchangeable avec l'hydroxyde de sodium (par exemple, dans la production de pâte à papier, de savon, de produits de nettoyage). Environ la moitié du carbonate de sodium est utilisée dans l’industrie du verre. Une application croissante est l’élimination des contaminants soufrés des émissions de gaz des centrales électriques et des grands fours. De la poudre de carbonate de sodium est ajoutée au carburant, qui réagit avec le dioxyde de soufre pour former des produits solides, notamment du sulfite de sodium, qui peuvent être filtrés ou précipités.

Le carbonate de sodium était autrefois largement utilisé comme « lessive de soude », mais cette application a aujourd'hui disparu en raison de l'utilisation d'autres détergents ménagers.

Le bicarbonate de sodium NaHCO 3 (bicarbonate de soude) est principalement utilisé comme source de dioxyde de carbone dans la cuisson du pain, la fabrication de confiseries, la production de boissons gazeuses et d'eaux minérales artificielles, comme composant de composés extincteurs et comme médicament. Cela est dû à la facilité de sa décomposition à 50-100°C.

Sulfate de sodium Na 2 SO 4 se présente dans la nature sous forme anhydre (thénardite) et sous forme décahydratée (mirabilite, sel de Glauber). Il fait partie de l'astrachonite Na 2 Mg(SO 4) 2 4H 2 O, de la vanthoffite Na 2 Mg(SO 4) 2, de la glaubérite Na 2 Ca(SO 4) 2. Les plus grandes réserves de sulfate de sodium se trouvent dans les pays de la CEI, ainsi qu'aux États-Unis, au Chili et en Espagne. La mirabilite, isolée des gisements naturels ou de la saumure des lacs salés, est déshydratée à 100°C. Le sulfate de sodium est également un sous-produit de la production de chlorure d'hydrogène à l'aide d'acide sulfurique, ainsi que le produit final de centaines de procédés industriels qui utilisent neutralisation de l'acide sulfurique avec de la soude.

Les données sur la production de sulfate de sodium ne sont pas publiées, mais la production mondiale de matière première naturelle est estimée à environ 4 millions de tonnes par an. La récupération du sulfate de sodium en tant que sous-produit est estimée à l'échelle mondiale entre 1,5 et 2,0 millions de tonnes.

Pendant longtemps, le sulfate de sodium a été peu utilisé. Aujourd'hui, cette substance est à la base de l'industrie papetière, puisque Na 2 SO 4 est le principal réactif de la pâte kraft pour la préparation du papier d'emballage brun et du carton ondulé. Les copeaux de bois ou la sciure de bois sont traités dans une solution alcaline chaude de sulfate de sodium. Il dissout la lignine (le composant du bois qui maintient les fibres ensemble) et libère les fibres de cellulose, qui sont ensuite envoyées aux machines à papier. La solution restante est évaporée jusqu'à ce qu'elle soit capable de brûler, fournissant ainsi de la vapeur à l'usine et de la chaleur pour l'évaporation. Le sulfate et l'hydroxyde de sodium fondus sont ignifuges et peuvent être réutilisés.

Une plus petite partie du sulfate de sodium est utilisée dans la production de verre et de détergents. La forme hydratée de Na 2 SO 4 ·10H 2 O (sel de Glauber) est un laxatif. On l’utilise moins aujourd’hui qu’avant.

Nitrate de sodium NaNO 3 est appelé sodium ou nitrate chilien. Les importants gisements de nitrate de sodium découverts au Chili semblent avoir été formés par la décomposition biochimique de restes organiques. L'ammoniac initialement libéré a probablement été oxydé en acides nitreux et nitrique, qui ont ensuite réagi avec le chlorure de sodium dissous.

Le nitrate de sodium est obtenu par absorption de gaz nitreux (un mélange d'oxydes d'azote) avec une solution de carbonate ou d'hydroxyde de sodium, ou par interaction échangeable de nitrate de calcium avec du sulfate de sodium.

Le nitrate de sodium est utilisé comme engrais. C'est un composant des réfrigérants à sel liquide, des bains de trempe dans l'industrie métallurgique et des compositions de stockage de chaleur. Un mélange ternaire de 40% NaNO 2, 7% NaNO 3 et 53% KNO 3 peut être utilisé du point de fusion (142° C) à ~600° C. Le nitrate de sodium est utilisé comme agent oxydant dans les explosifs, les carburants pour fusées, et compositions pyrotechniques. Il est utilisé dans la production de sels de verre et de sodium, dont le nitrite, qui sert de conservateur alimentaire.

Nitrite de sodium NaNO 2 peut être obtenu par décomposition thermique du nitrate de sodium ou sa réduction :

NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO

Pour la production industrielle de nitrite de sodium, les oxydes d'azote sont absorbés par une solution aqueuse de carbonate de sodium.

Le nitrite de sodium NaNO 2, en plus d'être utilisé avec les nitrates comme fondant thermoconducteur, est largement utilisé dans la production de colorants azoïques, pour l'inhibition de la corrosion et la conservation de la viande.

Elena Savinkina

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