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SODIUM

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(V. ce mot). Le sodium, qui dégage beaucoup de chaleur avec le chlore, brûle cependant très difficilement dans ce gaz ; il se forme une couche de sel marin fondu qui englobe le morceau et l’isole du chlore, de sorte que la réaction s’arrête ; on la manifeste en brisant constamment cette couche avec un fil métallique. A côté du chlorure de sodium, on connaît un sous-chlorure qui prend naissance au pôle négatif dans l’électrolyse du sel marin fondu ou parla fusion simultanée de chlorure et du métal ; on n’en connaît point la formule.

Le bromure de sodium ne cristallise anhydre dans l’eau qu’au-dessus de 30° ; au-dessous, il contient "1 molécules d’eau, NaBrâlIO ; pour l’iodure, il faut opérer au-dessus de 30° pour obtenir Nal.

Tous ces sels sont cubiques, ainsi que le fluorure ; on les prépare en faisant agir le brome et l’iode sur la solution alcaline, ce qui fournit un mélange de bromure et bromate ou iodure et iodate qui fournit uniquement le sel halogène par calcination. Un y arrive plus simplement en faisant préalablement agir l’iode et le brome sur le fer humide ; il se forme une solution ferreuse qui, par double décomposition avec le carbonate de soude, donne immédiatement la solution de bromure ou d’iodure. Ces deux sels existent dans la nature, le bromure dans les sels de déblais de Stassfurt où il s’accumule dans les liqueurs mères et sert de matière première pour l’obtention du brome, l’iodure se rencontre dans certaines plantes marines comme les varechs et dans le nitrate de soude du Chili ; il fournit l’iode commercial.

Le fluorure de sodium se différencie des autres, il est cubique comme eux, mais peu soluble ; il se forme à partir de l’acide fluorhydrique et de la soude. Quand cette dernière est en quantité insuffisante, il engendre un fluorhydrate de fluorure, NaFlHFl. Le fluorure de sodium se combine aussi au fluorure de silicium pour donner du tluosilicate, SiFl 2 NaFI, combinaison assez soluble dans l’eau, cristallisant fort bien sous une forme distincte des cristaux de fluosilicate de potasse ; aussi utilise-t-on souvent ces sels en analyse microchimique, par exemple pour reconnaître la présence du potassium ou du sodium ou des deux à la fois dans une roche silicatée. Sels oxyhalocènes. — Les plus intéressants de ses composés sont le chlorate, V iodate et l’hypochlorite. Le chlorate de soude est un produit préparé aujourd’hui industriellement ; il remplace très avantageusement, dans la plupart de ses applications, le chlorate de potasse, à cause de sa plus grande solubilité dans l’eau. On l’obtient, soit par double décomposition entre le sulfate de soude et la solution de chlorate et chlorure de calcium obtenue par saturation d’un lait de chaux avec le chlore, soit par électrolyse d’une solution de chlorure de sodium chaude et concentrée sans emploi de diaphragme. Chauffé modérément, le chlorate perd de l’oxygène et se transforme en perchlorate, sel extrêmement soluble et décomposable lui-même en oxygène et chlorure. Le chlorate se transforme en iodate par l’action simultanée de l’iode et du chlore en présence de l’eau.

L’hypochlorite de soude, ClONaO, constitue l’agent décolorant le plus généralement employé dans l’industrie du blanchiment. Autrefois, on le préparait en faisant passer un courant de chlore dans une solution de soude étendue et froide, il se produisait la réaction classique : 2NaOHO + Cl 2 = NaCl + ClONaO + H 2 2 .

La solution ainsi obtenue, constituée par un mélange à molécules égales de chlorure de sodium et d’hypochlorite, constituait la liqueur de Labarraque. Cette méthode de préparation, qui utilisait comme matière première la soude caustique, est remplacée par une double décomposition effectuée entre le carbonate de soude, moins coûteux, et la solution de chlorure de chaux, mélangée d’hypochlorite et de chlorure de calcium. On peut obtenir par ce procédé des solutions plus concentrées que dans le premier cas, car l’élévation de température tend à décomposer le produit en chlorate :

3C10NaO = 2NaCl + C10 5 NaO.

Depuis quelques années, on prépare l’hypochlorite dans la cuve même du blanchiment en faisant parcourir par un courant électrique une solution froide de chlorure de sodium sans emploi de diaphragme ; le chlore et la soude mis en liberté aux électrodes réagissant pour engendrer l’hypochlorite qui a l’avantage d’agir sur les matières colorantes à détruire d’une façon d’autant plus active qu’il est à l’état naissant. En France, le procédé Corbin est appliqué dans plusieurs usines de blanchiment de la toile ou de la pâte à papier.

Sulfates he Soude. — L’acide sulfurique forme avec la soude le sulfate neutre et le bisulfate. Le sulfate neutre a été décrit d’abord par Glauber dans son ouvrage de De Naturasalium (1658) ; employé depuis longtemps comme laxatif, il était désigné par les chimistes sous le nom de sal mirabile, et aujourd’hui les pharmaciens l’appellent encore sal mirabile Glauberi ou sel de Glauber. Ce sel est contenu dans les eaux mères des marais salants où on peut l’extraire par des procédés convenables, encore employés aujourd’hui à Saliridres dans le Gard. Certaines eaux minérales, comme celles de Carlsbad, les eaux de certains lacs, contiennent du sulfate de soude. Le sulfate de soude constitue un produit intermédiaire dans la préparation du carbonate de soude par le procédé Leblanc. Le sel marin, traité par l’acide sulfurique dans des appareils convenables (V. Chlorhydrique). est décomposé en donnant d’abord de l’acide chlorhydrique et du bisulfate, susceptible de réagir à température plus élevée sur le chlorure, pour former du sulfate neutre et dégager de nouveau du gaz acide :

S 2 0*H 2 -+- NaCl = S’WNaH 4- HC1.

S 2 2 NaH + NaCl = S*0 8 Na 2 = HCL

Aujourd’hui que la plus grande partie du carbonate de soude consommé par l’industrie est préparée par la méthode Schlœsing-Solvay, les fabricants ne fabriquent du sulfate de soude qu’en raison des besoins de l’acide chlorhydrique et du chlore dérivé, le sulfate devient ainsi uniquement un produit secondaire de préparation de HCL La plus grande partie de ce produit est consommée comme telle, l’excédent est seul transformé en carbonate par l’action simultanée de la chaux et du charbon. Dans la préparation précédente, on évite la formation préalable d’acide sulfurique en faisant agir directement sur le sel le gaz sulfureux, l’air et la vapeur d’eau (procédé Hergeaves). Le sulfate de soude cristallise ordinairement en gros prismes clinorhombiques transparents. S*0 8 Na*. 10H 2 2 ; ces cristaux très efllorescents perdent rapidement une partie de leur eau de cristallisation : au-dessous de 38° on peut obtenir un autre sulfate contenant 7 HA) 2 . Le sulfate de soude présente un maximum de solubilité à 34° qu’on explique de la façon suivante. Au-dessous de 34°, le sel existant dans la solution est le sulfate à 10 molécules d’eau, sa solubilité augmente avec la température jusqu’à 34°, mais au delà la solution contient un mélange de deux sels, le sel anhydre et le précédent. Le sulfate de soude est consommé en grande quantité dans l’apprêt des tissus de coton, il intervient aussi dans la fabrication du verre, dans la falsification des cristaux de soude, dans la préparation du sulfure de sodium, dans la préparation des sels de soude à partir de ses correspondants solubles de calcium ou de baryum, etc. Le bisulfate constitue un produit secondaire de la préparation de l’acide nitrique à partir du nitrate du Chili ; on a vu plus haut qu’il servait lui-même de matière première pour la préparation du sulfure de sodium, de l’hyposulfite de soude. On le prépare en chauffant dans un creuset de platine des quantités équimoléculaires de sulfate et d’acide sulfurique jusqu’au rouge, on obtient une masse fondue, incolore, de composition S 8 8 NaH, que les chimistes em-