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hydroxyde de sodium

Qu’est-ce que l’hydroxyde de sodium ?

L’hydroxyde de sodium est un hydroxyde de sodium dont la formule chimique est NaOH. Il s’agit d’un cristal monoclinique blanc inodore à température ambiante.

L’hydroxyde de sodium est souvent utilisé comme matière première alcaline forte dans l’industrie. Même s’il ne participe pas directement à une réaction, il est ajouté, par exemple, pour rendre le pH d’un système réactionnel alcalin.

Utilisations de l’hydroxyde de sodium

Les utilisations spécifiques de l’hydroxyde de sodium sont les suivantes :

1. Détergents

L’hydroxyde de sodium est utilisé comme ingrédient principal dans les savons solides ayant une action saponifiante et est également utilisé dans les détergents pour enlever l’huile des cuisines.

2. Industrie du papier et du textile

L’hydroxyde de sodium est utilisé dans l’industrie du papier pour traiter les fibres de bois et de plantes afin de fabriquer de la pâte à papier et de lisser la surface du papier, et dans l’industrie textile pour traiter les fibres naturelles telles que le coton et le chanvre afin d’améliorer leur flexibilité et leur brillance.

3. Applications industrielles

Il est utilisé comme matière première pour de nombreux produits chimiques. Les exemples incluent l’hydrolyse des esters, les réactions d’oxydation alcaline et l’hydroxylation des composés aromatiques. Dans l’industrie électrique et électronique, il est utilisé pour la gravure et la modification de la surface des plaquettes de silicium.

Il est également utilisé comme additif alimentaire dans les produits de boulangerie et autres aliments, ainsi que dans la fabrication de colorants, de produits agrochimiques et de produits pharmaceutiques. Il est également utilisé comme réactif analytique, déshydratant et absorbant de dioxyde de carbone.

Propriétés de l’hydroxyde de sodium

L’hydroxyde de sodium, également connu sous le nom de soude caustique, est un solide incolore et inodore à température ambiante, dont la formule chimique est NaOH et le poids moléculaire 40,00. En tant que réactif, il se présente souvent sous la forme de granules ou de paillettes sphériques blanches, mais en tant que matière première industrielle, il est principalement utilisé en solution aqueuse et sous forme de paillettes.

Il est facilement soluble dans l’eau et génère une grande quantité de chaleur lorsqu’il est dissous. Il est également déliquescent, c’est-à-dire qu’il absorbe l’humidité de l’air et se transforme en solution aqueuse. L’hydroxyde de sodium est également bien soluble dans l’éthanol et le glycérol, mais pas dans l’éther ou l’acétone.

L’hydroxyde de sodium est très fortement alcalin, de sorte que lorsqu’il entre en contact avec la peau, il dissout les protéines à la surface de la peau. L’hydroxyde de sodium est également désigné comme une substance nocive en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et nocives et doit être manipulé avec précaution. Il se dissout très bien dans l’eau, la solution est alcaline et présente une conductivité électrique élevée.

Il génère rapidement de la chaleur lorsqu’il se dissout dans l’eau ou réagit avec des acides. Cette réaction est très violente et doit être manipulée avec précaution. De plus, il doit être stocké dans des conteneurs secs et fermés en raison de sa solubilité dans les marées, ce qui signifie qu’il absorbe l’humidité de l’atmosphère et se transforme en solution aqueuse.

Autres informations sur l’hydroxyde de sodium

Méthodes de production de l’hydroxyde de sodium

L’hydroxyde de sodium est produit industriellement par électrolyse de la saumure. D’autres méthodes de production sont également décrites ci-dessous :

1. Électrolyse de la saumure
L’électrolyse de la saumure est la méthode la plus courante de production d’hydroxyde de sodium par électrolyse et par membrane échangeuse d’ions. Dans cette méthode, la saumure (NaCl) est électrolysée pour produire de l’hydroxyde de sodium (NaOH) et du chlore (Cl2).

2. Traitement avec de l’hydroxyde de calcium
Ca(OH)2 + 2NaCl → 2NaOH + CaCl2
Dans cette méthode, l’hydroxyde de sodium est produit par la réaction de l’hydroxyde de calcium avec le chlorure de sodium.

3. Traitement de l’hydroxyde de sodium à l’ammoniaque
2NH3 + 2NaCl + H2O → 2NaOH + 2NH4Cl
Dans cette méthode, l’ammoniac (NH3) réagit avec la saumure (NaC) pour produire de l’hydroxyde de sodium.

4. Réaction de double décomposition de l’hydroxyde de calcium (chaux éteinte) et du carbonate de sodium
Ca(OH)2 + Na2CO3 → 2NaOH + CaCO3
L’hydroxyde de sodium peut également être obtenu en mélangeant une solution d’hydroxyde de calcium et de carbonate de sodium.

Lorsque l’hydroxyde de sodium est produit par les méthodes susmentionnées, un processus de fabrication ou de raffinage ultérieur peut être nécessaire pour garantir la pureté du produit.

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hydroxyde de nickel

Qu’est-ce que l’hydroxyde de nickel ?

L’hydroxyde de nickel existe sous forme d’hydroxyde de nickel (I), d’hydroxyde de nickel (II) et d’hydroxyde de nickel (III) avec des nombres d’oxydation du nickel de 1, 2 et 3. Parmi ces composés, le (II) est le plus courant.

Utilisations de l’hydroxyde de nickel

L’hydroxyde de nickel (II) est utilisé comme matière active et additif dans les batteries rechargeables telles que les batteries nickel-hydrure métallique, les batteries nickel-cadmium et les batteries lithium-ion, ainsi que dans les téléphones portables, les outils électriques, les appareils photo numériques et les véhicules hybrides. Les composés de cobalt hautement conducteurs peuvent également servir à recouvrir la surface de l’hydroxyde de nickel. Ce dernier est alors utilisé comme matériau d’électrode positive dans les batteries, afin d’augmenter les performances de ces dernières.

L’hydroxyde de nickel peut également servir de matière première pour les produits chimiques de traitement de surface, les produits chimiques de placage et divers catalyseurs.

Propriétés de l’hydroxyde de nickel

1. Hydroxyde de nickel (I)

L’hydroxyde de nickel (I) est un précipité bleu foncé, presque insoluble dans l’eau. Lorsque HN (SO3H)(SO3) Ni est rendu basique, il y a précipitation de l’hydroxyde de nickel (I). Le précipité d’hydroxyde de nickel (I) est cependant facilement décomposé par l’humidité.

Lorsque l’hydroxyde de nickel (I) réagit avec des sulfures de métaux alcalins, on obtient un précipité de sulfure de nickel (I). La réaction avec le cyanure alcalin donne des ions acides tricyanures de nickel (I).

2. Hydroxyde de nickel (II)

L’hydroxyde de nickel (II) est pratiquement insoluble dans les solutions alcalines aqueuses. Il forme toutefois des complexes et se dissout dans le cyanure de potassium aqueux ainsi que l’ammoniac aqueux. Il est soluble dans les acides dilués mais insoluble dans l’eau.

3. Hydroxyde de nickel (III) 

L’hydroxyde de nickel (III) a une densité de 4,84 g/cm3 et un point de fusion de 600 °C.

Structure de l’hydroxyde de nickel

1. Hydroxyde de nickel (I)

L’hydroxyde de nickel (I) est un hydroxyde de nickel monovalent. Sa formule chimique est NiOH et sa masse molaire est de 75,70.

2. Hydroxyde de nickel (II)

L’hydroxyde de nickel (II) est l’hydroxyde de nickel divalent. Sa formule chimique est Ni(OH)2 et il se présente sous la forme d’un cristal vert clair dont la masse molaire est de 92,7081. La structure cristalline est de type hydroxyde de cadmium hexagonal. Les constantes de réseau sont a = 3,117 Å, c = 4,595 Å et la densité est de 4,15 g/cm3.

3. Hydroxyde de nickel (III)

L’hydroxyde de nickel (III) est un hydroxyde de nickel trivalent. Il ne s’agit pas d’un composé clairement identifié, mais l’oxyde de nickel noir est souvent écrit Ni2O3. La masse molaire est de 165,39.

La masse molaire est d’environ 77 %, mais comme la teneur en nickel de Ni2O3 est de 70,98 %, on considère en fait qu’il s’agit d’oxyde de nickel (II) dans des proportions indéterminées. On dit aussi qu’il s’agit de Ni2O3, dont une petite quantité est présente à la surface du nickel, ou d’un intermédiaire dans l’oxydation du nickel.

Autres informations sur l’hydroxyde de nickel

1. Synthèse de l’hydroxyde de nickel (II)

L’hydroxyde de nickel (II) est formé en ajoutant de l’hydroxyde alcalin à une solution aqueuse de sels de nickel (II). Toutefois, cette méthode n’est pas privilégiée en raison de la tendance du sel basique à précipiter.

Une bonne précipitation peut être obtenue en ajoutant une solution d’hydroxyde de potassium à une solution de sel hexa-ammonium de nickel (II) ([Ni(NH3)6]2+) complexé par la réaction du nitrate de nickel et de l’eau ammoniacale. Lorsqu’il est précipité à partir d’une solution aqueuse, il se forme Ni(OH)2・1.5H2O, qui devient anhydre lorsqu’il est laissé dans le vide.

2. Réaction de l’hydroxyde de nickel (II)

Lorsque l’hydroxyde de nickel (II) est chauffé à 230 °C, il perd de l’eau et se décompose en oxyde de nickel (II). Toutefois, il doit être chauffé au rouge pour se déshydrater complètement.

L’hydroxyde de nickel (II) n’est pas oxydé par l’air ou le peroxyde d’hydrogène, mais il est facilement oxydé par l’ozone en hydroxyde de nickel (III).

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hydroxyde de cobalt

Qu’est-ce que l’hydroxyde de cobalt ?

L’hydroxyde de cobalt existe sous deux formes : l’hydroxyde de cobalt (II) et l’hydroxyde de cobalt (III), mais on se réfère généralement au (II).

Utilisations de l’hydroxyde de cobalt

L’hydroxyde de cobalt est utilisé dans la fabrication du cobalt métal, comme matériau de cathode dans les batteries nickel-hydrogène, dans le savon métallique, comme déshydratant dans les peintures et comme matériau de catalyse. Le savon métallique est produit en faisant réagir de l’hydroxyde de cobalt avec des acides gras dans des solvants organiques.

Il peut également servir d’agent conducteur dans les batteries nickel-hydrogène courantes. Il se dissout dans l’électrolyte alcalin de la batterie et recouvre la surface du matériau de la cathode, l’hydroxyde de nickel. Il est ensuite oxydé par la charge initiale en hydroxyde de cobalt, qui est très conducteur et améliore ainsi la conductivité de l’électrode.

Propriétés de l’hydroxyde de cobalt

1. Hydroxyde de cobalt (II)

L’hydroxyde de cobalt (II) est une substance de couleur rouge clair sous forme de poudre. Il est stable mais peut être oxydé en hydroxyde de cobalt (III) par les agents oxydants et l’air. Lorsqu’il absorbe de l’oxygène dans l’air et prend une couleur brune. Le potentiel d’oxydoréduction standard est E° = 0,17 V.

L’hydroxyde de cobalt (II) subit également une forte décomposition thermique pour produire des fumées métalliques d’oxyde de cobalt. De plus, il s’agit d’un produit irritant et donc dangereux. Par conséquent, il doit être stocké dans des récipients hermétiquement fermés.

L’hydroxyde de cobalt (II) est insoluble dans l’eau. Il est toutefois soluble dans l’eau ammoniaquée et dans les solutions de sels d’ammonium. 

2. Hydroxyde de cobalt (III)

L’hydroxyde de cobalt (III) est une poudre brun foncé. Il est insoluble dans l’acide nitrique et l’acide sulfurique, ainsi que dans l’eau, l’éthanol et l’eau ammoniacale.

Structure de l’hydroxyde de cobalt

1. Hydroxyde de cobalt (II)

L’hydroxyde de cobalt (II) est considéré comme le principal hydroxyde de cobalt et a pour formule chimique Co(OH)2. Il a un poids moléculaire de 92,94788, une densité de 3,597 g/cm3 et une structure cristalline hexagonale de type hydroxyde de cadmium. Les constantes de réseau sont a = 3,173 Å et c = 4,640 Å.

2. Hydroxyde de cobalt (III)

L’hydroxyde de cobalt (III) est un composé dont la formule chimique est Co(OH)3. Cependant, il est généralement présent dans l’état Co2O3-nH2O.

La teneur en eau n’est pas constante, mais elle est principalement dans l’état n = 3. Son poids moléculaire est de 109,96 et sa densité de 4,46 g/cm3.

Autres informations sur l’hydroxyde de cobalt

1. Synthèse de l’hydroxyde de cobalt (II)

L’hydroxyde de cobalt (II) est produit en ajoutant de l’hydroxyde de sodium à une solution aqueuse de sel de cobalt contenant 1% de glucose. L’hydroxyde de cobalt (II) est initialement produit sous la forme d’un fin précipité bleu, mais au repos, les particules augmentent de taille et prennent une couleur rouge clair. La forme bleue de l’hydroxyde de cobalt (II) est plus instable, tandis que la couleur rouge clair est plus stable.

2. Réaction de l’hydroxyde de cobalt (II)

Le produit de solubilité de l’hydroxyde de cobalt (II) est d’environ 1,3 x 10-15. Il s’agit d’un composé amphotère et se dissout dans l’acide pour former des sels de cobalt.

Lorsqu’il est dissous dans un alcali et chauffé, le tétrahydroxocobaltate (MI2[Co(OH)4]) se forme, puis donne une solution bleue.

3. Réaction de l’hydroxyde de cobalt (III)

La réaction d’une solution de sel de cobalt (III) avec de l’hydroxyde de sodium produit de l’hydroxyde de cobalt (III). Ce dernier perd de l’eau à 100 °C, donnant naissance à un monohydrate.

Le monohydrate est un composé de cobalt (III) et a la composition CoO(OH). De plus, lorsque l’hydroxyde de cobalt (III) se dissout dans l’acide chlorhydrique, du chlore est produit.

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hydroxyde de potassium

Qu’est-ce que l’hydroxyde de potassium ?

L’hydroxyde de potassium est un composé dont la formule chimique est KOH.

Il s’agit d’un hydroxyde de potassium également appelé potasse caustique. Le terme “caustique” signifie que la peau est infectée. Comme son nom l’indique, il est très dangereux s’il adhère à la peau. Il convient donc de le manipuler avec précaution, par exemple en portant des lunettes de protection et des gants en caoutchouc.

Il s’agit d’un cristal orthorhombique incolore à température ambiante. Il est déliquescent et se dissout en absorbant l’humidité de l’air, réagissant avec le dioxyde de carbone pour former du carbonate de potassium. Il produit de la chaleur lorsqu’il est dissous dans l’eau. Les solutions aqueuses sont fortement alcalines et fortement corrosives.

Utilisations de l’hydroxyde de potassium

L’hydroxyde de potassium est utilisé comme produit chimique industriel dans divers domaines.

1. Agents de nettoyage

L’hydroxyde de potassium est utilisé comme détergent. Il est utilisé dans la production de savons liquides, de lotions et de shampooings. Les savons solides sont des sels de sodium d’acides gras réagissant avec de l’hydroxyde de sodium (NaOH), tandis que les savons liquides et en émulsion sont des sels de potassium d’acides gras réagissant avec de l’hydroxyde de potassium. Ils sont encore plus solubles dans l’eau que les sels de sodium. Dans les caves, l’hydroxyde de potassium est largement utilisé pour nettoyer les biofilms de bactéries et de levures.

2. Industrie alimentaire

Dans l’industrie alimentaire, l’hydroxyde de potassium est utilisé comme stabilisateur, épaississant et correcteur de pH pour conserver les produits pendant de longues périodes. De plus, les engrais à base d’hydroxyde de potassium contribuent à accroître la productivité dans le secteur agricole. Les cendres de combustion de charbon pulvérisé (cendres volantes) provenant des centrales électriques au charbon sont mélangées à de l’hydroxyde de potassium et à une source de magnésium, puis granulées, tamisées et calcinées à environ 900°C pour produire un engrais à base de silicate de potassium.

Propriétés de l’hydroxyde de potassium

Il a un poids moléculaire de 56,11, une densité de 2,044, un point de fusion de 380°C, un point d’ébullition de 1324°C et une solubilité de 121 g pour 100 ml d’eau à 25°C. Il est soluble dans l’éthanol et le méthanol. Il réagit avec les acides pour former des sels. Par exemple, la réaction de l’hydroxyde de potassium avec l’acide chlorhydrique (HCl) produit du chlorure de potassium (KCl).

Les solutions aqueuses d’hydroxyde de potassium sont corrosives pour les métaux tels que l’aluminium, l’étain, le plomb et le zinc et produisent des gaz inflammables/explosifs (hydrogène). Il réagit également avec les sels d’ammonium pour former de l’ammoniac.

Informations complémentaires sur l’hydroxyde de potassium

1. Comment l’hydroxyde de potassium est-il synthétisé ?

L’hydroxyde de potassium peut être synthétisé par les méthodes suivantes :

Méthode par électrolyse de solutions aqueuses de chlorure de potassium
Par cette méthode, d’électrolyse de solutions de chlorure de potassium, l’hydrogène est produit à la cathode et le chlore à l’anode. Le chlore réagit avec l’eau pour produire de l’acide chlorhydrique. Pendant ce temps, les ions hydrogène produits du côté de la cathode se déplacent vers l’anode, produisant de l’hydroxyde de potassium. Cette méthode est couramment utilisée dans l’industrie.

Méthode par réaction utilisant une solution aqueuse de carbonate de potassium et de la chaux éteinte
Après avoir mélangé la solution de carbonate de potassium et la chaux éteinte, on ajoute de l’eau et on pétrit le mélange. L’hydroxyde de potassium est alors produit. Dans cette méthode, les ions potassium de la solution aqueuse de carbonate de potassium subissent une réaction de substitution avec les ions calcium de la chaux éteinte pour produire de l’hydroxyde de potassium.

Méthode par réaction de potassium métallique-eau
Le potassium métal est immergé dans l’eau et réagit pour produire de l’hydroxyde de potassium. Il convient toutefois de noter qu’il s’agit d’une réaction dangereuse, car elle est intensément exothermique et peut entraîner des risques d’incendie et d’explosion.

2. Effets de l’hydroxyde de potassium sur la santé

L’hydroxyde de potassium est basique et peut être utilisé comme additif alimentaire. Une utilisation excessive ou incorrecte peut avoir des effets sur la santé. Par exemple, il peut provoquer des aphtes, des irritations digestives, des nausées, des vomissements et des diarrhées. De plus, des irritations, des éruptions cutanées et des kératites peuvent survenir en cas de contact avec la peau ou les yeux. Il est donc important de prendre des mesures de sécurité appropriées lors de l’utilisation de l’hydroxyde de potassium.

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hypochlorite de sodium

L’hypochlorite de sodium est un solide blanc dont la formule chimique est NaClO. Il est produit par la réaction d’une solution d’hydroxyde de sodium avec du chlore gazeux.

Il est généralement manipulé sous forme de solution aqueuse car il est très instable aux stimuli tels que la chaleur et la lumière. L’hydroxyde de sodium est ajouté comme stabilisateur et le pH est généralement ajusté à 12 ou plus.

La solution d’hypochlorite de sodium est une solution transparente jaune verdâtre. Elle se caractérise par une odeur similaire à celle du chlore gazeux.

Utilisations de l’hypochlorite de sodium

Grâce à son fort pouvoir oxydant, l’hypochlorite de sodium peut décomposer les micro-organismes et les composants nocifs. Il est utilisé dans diverses situations dans les industries manufacturières et de services, dans les ménages ainsi que dans diverses installations.

1. Désinfection

L’hypochlorite de sodium est efficace contre de nombreux agents pathogènes tels que le norovirus, le virus de la grippe, la salmonelle et l’E. coli. Il est également facile à manipuler et largement utilisé à des fins de désinfection. En effet, sa concentration peut être librement ajustée en le diluant dans de l’eau, ce qui justifie sa popularité.

L’hypochlorite de sodium oxyde les matières organiques, telles que les agents pathogènes, en NaCl (sel), sans laisser de substances toxiques. On l’utilise donc dans l’industrie alimentaire en tant que désinfectant relativement sûr, ainsi que pour la désinfection de l’eau du robinet, de l’eau des piscines et de l’eau des bains publics.

2. Blanchiment, etc.

L’hypochlorite de sodium sert également d’agent de blanchiment oxydant visant à décomposer les pigments. Il est principalement utilisé pour le blanchiment dans l’industrie du nettoyage et du papier.

On le retrouve également dans les ménages en tant qu’agent de blanchiment ou en tant qu’ingrédient principal dans les détergents ayant des fonctions de blanchiment. Il est également utilisé pour la décontamination afin d’oxyder ainsi que de décomposer non seulement moisissures et les taches sur la vaisselle (en particulier les tanins), mais aussi les substances toxiques dans les eaux usée. Il joue également un rôle dans la désodorisation où il sert à décomposer les composants odorants dans les cuvettes des toilettes et les canalisations.

Caractéristiques de l’hypochlorite de sodium

Chimiquement, l’hypochlorite de sodium est le sel de sodium de l’acide hypochloreux, de la même manière que le chlorure de sodium (sel) est le sel de sodium de l’acide chlorhydrique. Même lorsqu’elles sont conservées dans des conditions optimales, les concentrations élevées sont instables. De plus, si elles ne sont pas surveillées, elles se décomposent progressivement. Elles perdent alors de l’oxygène, se transformant en chlorure de sodium et en d’autres substances.

C’est pourquoi la plupart des solutions d’hypochlorite de sodium disponibles dans le commerce sont vendues sous la forme de solutions fortement alcalines dont la concentration en chlore effectif (chlore ayant un pouvoir oxydant) est comprise entre 4 et 12 %.

Autres informations sur l’hypochlorite de sodium

1. Dépendance du pourcentage d’acide hypochloreux présent par rapport au pH

Les solutions d’hypochlorite de sodium non diluées disponibles dans le commerce ont un pH supérieur à 12. L’hypochlorite de sodium est donc presque entièrement dissocié en ions hypochlorite et sodium.

NaClO → ClO- + Na+.
Lorsqu’une solution d’hypochlorite de sodium au pH aussi élevé est diluée avec de l’eau pour ramener le pH à moins de 10, certains des ions hypochlorite se combinent avec des ions hydrogène pour former de l’acide hypochloreux.

ClO- + H+ → HClO
Si l’on continue à abaisser le pH en le mélangeant avec de l’acide, le rapport entre la quantité d’acide hypochloreux et celle d’ions hypochlorites devient presque identique à un pH d’environ 7,5. C’est à un pH d’environ 4-6 que l’acide hypochloreux devient presque 100 % de la quantité totale d’acide hypochloreux. De plus, à mesure que le pH diminue, l’acide hypochloreux réagit avec les ions hydrogène pour former du chlore et de l’eau.

2HClO + 2H+ → Cl2 + 2H2O
La forme d’existence du chlore effectif passe des ions hypochlorites à l’acide hypochloreux, puis de l’acide hypochloreux au chlore, à mesure que le pH diminue.

L’acide hypochloreux ayant un pouvoir désinfectant environ 80 fois supérieur à celui des ions d’acide hypochloreux, il est avantageux d’abaisser le pH à des fins de désinfection. Par conséquent, lorsqu’il est utilisé pour désinfecter les aliments et les ustensiles de cuisine, il est généralement recommandé de diluer la concentration effective de chlore à 100-500 ppm (pH 8-10), en tenant compte des impératifs de sécurité.

2. Concentration de dilution de l’hypochlorite de sodium

Si le produit est formulé pour l’usage prévu, comme l’eau de Javel ou le démoulage, il convient de suivre les instructions et le mode d’emploi figurant sur le récipient ou tout autre emballage.

Pour les autres produits, il est généralement recommandé de diluer la solution d’hypochlorite de sodium non diluée. Si vous la diluez vous-même, n’utilisez pas d’eau contenant des impuretés facilement oxydables, telles que des métaux ou des matières organiques.

3. Référence pour la concentration effective de chlore dans les solutions d’hypochlorite de sodium diluées

Objectif de désinfection et de blanchiment Directive relative à la concentration de chlore efficace Méthode d’utilisation, etc.
Légumes crus et vaisselle 100ppm Tremper pendant 5 à 10 minutes
Planches à découper et couteaux 200ppm Essuyer
Stérilisation des salles de bains, baignoires, cuvettes de toilettes, etc. 500ppm Essuyer
Vomissures et autres contaminants 1% Immersion pendant 5-30 min
Eau (eau potable) 0.1~0.4ppm Concentration de chlore résiduel
Eau (piscine, eau de bain) 0.4~1ppm Concentration de chlore résiduel

Le chlore résiduel est le chlore effectif restant dans l’eau une fois la désinfection terminée.

4. Précautions de manipulation

L’hypochlorite de sodium ou l’eau de Javel ainsi que les produits anti-moisissures à base d’hypochlorite de sodium sont omniprésents et facilement disponibles. Cependant, sous sa forme non diluée, il est très alcalin et peut provoquer des brûlures chimiques.

En effet, il est très irritant pour la peau et peut provoquer la cécité s’il entre en contact avec les yeux. Il convient donc d’être prudent lors de sa manipulation. Portez des lunettes, des gants et des masques de protection lorsque vous diluez ou manipulez des solutions non diluées.

Évitez également de travailler dans des conditions potentiellement dangereuses qui pourraient entraîner le renversement ou la chute des conteneurs. L’hypochlorite de sodium corrode beaucoup de choses, y compris le métal et le bois. Il est donc sage d’éviter de remplacer une solution non diluée par un autre récipient, à moins que vous ne soyez “sûr” que c’est sans danger, avec des connaissances correctes à l’appui.

Le mélange de solutions d’hypochlorite de sodium très concentrées avec de grandes quantités de détergents acides est également une contre-indication bien connue, car il produit du chlore gazeux toxique.

5. Stockage à long terme de l’hypochlorite de sodium

La décomposition de l’hypochlorite de sodium est accélérée par des stimuli physiques tels que des températures élevées et des rayons lumineux. Ainsi, elle se poursuivra indéfiniment si l’oxygène libéré par la décomposition peut s’échapper. Par conséquent, lors de son stockage, il convient en principe de le placer dans des récipients étanches à la lumière et à l’air, fabriqués en matériaux non corrosifs, et de le conserver dans un endroit frais, à l’abri de la lumière.

Choisissez également un endroit où il ne peut pas être touché par des jeunes ou d’autres personnes qui ne comprennent pas qu’il s’agit d’une matière dangereuse. Même si la solution d’hypochlorite de sodium a été conservée en bon état, il est recommandé de vérifier la concentration effective en chlore à l’aide d’un papier d’essai disponible dans le commerce si elle doit être utilisée plus de trois mois plus tard.

En effet, l’utilisation d’une solution qui a perdu de son efficacité, en la croyant efficace, peut provoquer un accident inattendu.

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hydroxyde d’aluminium

Qu’est-ce que l’hydroxyde d’aluminium ?

L’hydroxyde d’aluminium est présent à l’état naturel sous forme de gibbsite et de diaspore. Chimiquement, il est également produit par la réaction de l’aluminate de sodium aqueux avec le dioxyde de carbone et par la neutralisation des solutions aqueuses de sel d’aluminium avec de l’ammoniaque ou de l’hydroxyde alcalin.

L’hydroxyde d’aluminium est un hydroxyde amphotère. Il est soluble dans les solutions d’acide fort et d’hydroxyde alcalin, mais tend à devenir progressivement moins soluble lorsqu’il est laissé au repos. L’hydroxyde d’aluminium peut également être déshydraté en le chauffant à 300 °C, ce qui permet de produire de l’α-alumine.

Utilisations de l’hydroxyde d’aluminium

L’hydroxyde d’aluminium est utilisé comme matière première dans la production d’alumine, comme matière première pour des produits chimiques tels que le sulfate d’aluminium et les zéolithes synthétiques, et comme matériau céramique. L’hydroxyde d’aluminium peut également être utilisé dans des applications telles que les colorants mordants, les antiacides et l’imperméabilisation des textiles.

L’hydroxyde d’aluminium peut également être utilisé comme charge pour le caoutchouc et les plastiques et comme charge pour le papier, par exemple pour augmenter la résistance au feu et la blancheur. En outre, l’hydroxyde d’aluminium est utilisé dans les produits pharmaceutiques tels que les astringents, la purification des gaz et des liquides, les adsorbants chromatographiques, les émulsifiants, les échangeurs d’ions, les matériaux filtrants, les verres céramiques et les retardateurs de flamme.

Dans le domaine médical, l’hydroxyde d’aluminium est souvent utilisé avec le phosphate d’aluminium (AlPO4) comme adjuvant dans les vaccins.

Propriétés de l’hydroxyde d’aluminium

L’hydroxyde d’aluminium est une poudre blanche et amorphe d’une densité de 2,42 g/cm3 et d’un point de fusion de 300°C. L’hydroxyde d’aluminium est composé d’ions hydroxyde et aluminium. Sa formule de composition est Al(OH)3 et son poids de formule est de 78,00 g/mol.

Il est soluble dans la méthylamine, mais presque insoluble dans l’eau et insoluble dans l’acétone et l’éthanol. L’hydroxyde d’aluminium gélifie également au contact prolongé de l’eau.

Lorsque l’hydroxyde d’aluminium est chauffé, il se transforme en oxyde d’aluminium, ce qui génère de l’eau. Par conséquent, le papier additionné d’hydroxyde d’aluminium ne brûle pas car il ne produit pas de flammes. Le papier d’hydroxyde d’aluminium incombustible peut être utilisé comme matériau de construction, tel que le papier peint, qui est très résistant au feu.

Autres informations sur l’hydroxyde d’aluminium

1. Solubilité de l’hydroxyde d’aluminium

L’hydroxyde d’aluminium lui-même a un très petit produit de solubilité, Ksp = 5 x 10-33. Cependant, les précipités gélifiés nouvellement formés à partir de solutions aqueuses d’hydroxyde d’aluminium sont facilement solubles dans des solutions aqueuses d’acides et de bases. En effet, dans les solutions basiques, des liaisons de coordination sont formées par les ions hydroxyde, produisant des ions tétrahydroxidoaluminate de structure [Al(OH)4]-.

Le produit de solubilité dans ce cas est Ksp = 4×10-13. En revanche, dans les solutions acides, la concentration d’ions hydroxyde (OH-) est très faible, de sorte que l’équilibre évolue dans le sens de la dissolution.

Toutefois, l’hydroxyde d’aluminium précipité depuis longtemps ou cristallin est difficile à dissoudre dans des solutions aqueuses basiques.

2. Applications de l’hydroxyde d’aluminium

L’hydroxyde d’aluminium existe sous deux formes : la bayerite (type α) et la gibbsite (type γ). La gibbsite est thermodynamiquement plus stable que la bayerite à 25°C et 105 Pa.

Dans les solutions hydrothermales, l’hydroxyde d’aluminium déshydrate une molécule d’eau pour former AlO(OH), qui est un composant majeur de la bauxite, où l’on trouve de la boehmite et du diaspore.

L’Al(OH)3 et l’AlO(OH) perdent facilement de l’eau lorsqu’ils sont chauffés, de sorte que l’on peut également obtenir de l’oxyde d’aluminium (Al2O3).

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acide urique

Qu’est-ce que l’acide urique ?

L’acide urique est un composé organique dont la formule chimique est C5H4N4O3 (poids moléculaire 168,11).

Il est également appelé 2,6,8-trihydroxypurine. La substance est une poudre blanche à légèrement brun clair, insoluble dans l’eau. Elle est excrétée du corps comme produit final du métabolisme de l’azote chez les oiseaux, les reptiles et les insectes, et chez les humains, de petites quantités sont excrétées dans l’urine comme produit du métabolisme des acides nucléiques. L’acide urique a été découvert pour la première fois dans les calculs de la vessie. Le numéro CAS de l’acide urique est 69-93-2. En ce qui concerne les dangers, il est considéré comme une substance qui n’entre pas dans les critères de classification du SGH.

Utilisations de l’acide urique

L’acide urique est une substance utilisée à des fins de recherche et pour des applications pharmaceutiques.

L’acide urique est une substance produite à l’origine par le corps et la concentration d’acide urique dans le sang (taux d’acide urique) est utilisée comme indicateur de “l’hyperuricémie”. L’hyperuricémie est une maladie causée par l’incapacité de l’organisme à excréter l’acide urique par les reins ou par la production d’une trop grande quantité d’acide urique. Une consommation élevée d’aliments riches en purines (substances à squelette purique, souvent présentes dans les produits d’origine animale) peut également contribuer à la maladie.

Le critère d’hyperuricémie, tant chez les hommes que chez les femmes, est un taux d’acide urique “supérieur à 7,0 milligrammes par décilitre”. En revanche, un taux d’acide urique “inférieur à 2 milligrammes par décilitre” est généralement diagnostiqué comme une “hypouricémie”. L’hypouricémie est un état dans lequel l’organisme excrète plus facilement l’acide urique par les reins ou produit moins d’acide urique.

Propriétés de l’acide urique

L’acide urique a un point de fusion est supérieur à 300°C. Il est bien soluble dans les solutions aqueuses d’hydroxyde de sodium. En revanche, il est insoluble dans l’éthanol et l’éther. La réaction qui se produit lorsque de l’acide nitrique est ajouté à une solution aqueuse d’acide urique et s’évapore jusqu’à siccité, à laquelle on ajoute de l’eau ammoniaquée, ce qui donne une couleur rouge-violet (réaction murexide) est une réaction de détection de l’acide urique.

Lorsque l’acide urique s’accumule dans l’organisme, il se combine au sodium pour former des cristaux d’urate. Les cristaux d’urate sont attaqués par les cellules immunitaires (globules blancs), ce qui provoque une crise de goutte. L’acide urique est une substance “antioxydante” qui élimine les espèces réactives de l’oxygène et est également connu pour avoir un effet “oxydant” dans certaines circonstances.

Types d’acide urique

L’acide urique est une substance disponible dans le commerce sous différentes formes.

Il est vendu dans des contenances de 10 grammes, 25 grammes, 100 grammes, 500 grammes et 1 kilogramme.

Autres informations sur l’acide urique

1. Voies de production dans l’organisme

L’acide urique est une substance biosynthétisée par l’action de la xanthine déshydrogénase, à partir du ribose-5-phosphate et en passant par la xanthine.

Les voies de production dans l’organisme peuvent être divisées en voies exogènes et endogènes. La voie exogène est la production d’acide urique à partir des purines alimentaires. Environ 20 à 30 % de l’acide urique est produit par la voie exogène. La voie endogène produit de l’acide urique à partir de la décomposition des acides nucléiques (ADN et ARN) et de l’ATP par le métabolisme cellulaire. Les 70 à 80 % restants de l’acide urique sont produits par la voie endogène. La quantité d’acide urique produite dans le corps humain est estimée à environ 0,6 gramme par jour.

2. Relation avec la goutte

La goutte est une affection caractérisée par la précipitation de cristaux d’urate à l’intérieur et autour des articulations. Elle est souvent associée à une arthrite récurrente (aiguë ou chronique). L’arthrite peut toucher les articulations de la base des orteils, la plante des pieds, les genoux, les coudes et d’autres articulations.

Les nodules (nodules goutteux), causés par des dépôts d’acide urique, sont les lésions les plus courantes observées chez les patients atteints de goutte. Les principaux sites d’apparition des nodules goutteux sont les doigts, les membres et les coudes. Ils peuvent également apparaître dans les reins et sous la peau des oreilles. Comme complication, les patients atteints de goutte peuvent souffrir d’urolithiase due à des calculs d’acide urique.

3. Association avec l’athérosclérose

L’athérosclérose est une autre maladie dont le lien avec l’acide urique a été suggéré. Des études épidémiologiques nationales et internationales ont montré que les patients souffrant d’hyperuricémie présentent un risque accru de maladies athéroscléreuses. Des dépôts d’urate dans les parois des artères des patients atteints d’hyperuricémie ont également été signalés depuis 2020.

Des études utilisant des cellules cultivées ont montré que le dépôt d’urate dans les parois des vaisseaux peut endommager les cellules des vaisseaux sanguins et conduire à l’athérosclérose.

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hypophosphite de sodium

Qu’est-ce que l’hypophosphite de sodium ?

L’hypophosphite de sodium est un composé inorganique dont la formule chimique est NaPO2H2.

Il est également connu sous le nom de “phosphite de sodium”. Son numéro d’enregistrement CAS est le 7681-53-0.

En tant que produit, il est principalement vendu sous forme de monohydrate. Le numéro d’enregistrement CAS de ce dernier est le 10039-56-2.

Utilisations de l’hypophosphite de sodium

L’hypophosphite de sodium est principalement utilisé pour la galvanoplastie, comme agent réducteur, comme catalyseur de résine synthétique et comme matière première pharmaceutique.

1. Placage chimique

Le placage chimique est une méthode de placage utilisant une réaction d’oxydoréduction. Sans électricité externe, les électrons libérés par l’oxydation de l’agent réducteur dans la solution de placage servent à déposer le métal d’une solution de sel métallique sur la surface de l’objet.

Il existe trois méthodes différentes de nickelage chimique utilisant l’hypophosphite de sodium, les “composés de bore” et les “composés d’hydrazine”. L’hypophosphite de sodium représente la méthode la plus couramment utilisée dans le domaine industriel. Les produits ainsi plaqués présentent une meilleure résistance à la corrosion et à l’usure, ainsi qu’une dureté accrue. Ils sont donc utilisés dans diverses situations, notamment dans le secteur de la fabrication des semi-conducteurs.

2. Champs synthétiques

L’hypophosphite de sodium a un effet réducteur et est donc utilisé comme agent réducteur dans des domaines tels que la synthèse chimique. Il sert par exemple d’agent réducteur dans la synthèse de nanoparticules de nickel (NiNP) à partir d’acétate de nickel tétrahydraté et de donneur d’hydrogène dans la réduction de composés cétoniques en alcool correspondant en présence d’un catalyseur (hydrogénation par transfert énantiosélectif).

Propriétés de l’hypophosphite de sodium

L’hypophosphite de sodium a un poids moléculaire de 87,98 pour l’anhydride et de 105,99 pour le monohydrate. La température de décomposition du monohydrate est de 240 °C. Son aspect à température ambiante est celui d’une poudre cristalline blanche (monohydrate). Le monohydrate perd son eau cristalline à 200 °C et se décompose à environ 240 °C.

La solution aqueuse est presque neutre et facilement soluble dans l’eau. De plus, elle est facilement soluble dans l’éthanol, le glycérol, l’éthylène glycol, le propylène glycol et l’acide acétique. Il est hygroscopique et déliquescent, il faut donc le conserver avec précaution. Sa densité est de 0,8 g/mL.

Types d’hypophosphite de sodium

L’hypophosphite de sodium est principalement vendu comme produit réactif pour la recherche et le développement et comme produit chimique industriel. Les deux produits sont principalement commercialisés sous forme de monohydrate.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

L’hypophosphite de sodium est disponible comme produit réactif pour la recherche et le développement dans des contenances de 25 g, 100 g et 500 g, qui sont faciles à manipuler en laboratoire. Il est généralement manipulé comme un produit réactif qui peut être stocké à température ambiante.

2. Produits chimiques industriels

L’hypophosphite de sodium est disponible en tant que produit chimique industriel dans des capacités telles que des conteneurs flexibles de 25 kg et des sacs conteneurs de 500 kg. Il est principalement proposé dans de grandes capacités qui sont faciles à manipuler dans les usines. Il est commercialisé pour des domaines telles que le placage électrolytique, les agents réducteurs et les matières premières pharmaceutiques.

Autres informations sur l’hypophosphite de sodium

1. Réactions chimiques de l’hypophosphite de sodium

L’hypophosphite de sodium est un agent réducteur puissant. En particulier dans les solutions alcalines, il est fortement réducteur et est lui-même oxydé en phosphite ou en acide phosphorique.

Il se décompose également en étant chauffé pour produire de la phosphine et de l’hydrogène. Lorsqu’il l’est avec de l’acide nitrique, du métaphosphate se forme.

2. Précautions à prendre lors de la manipulation de l’hypophosphite de sodium

L’hypophosphite de sodium ne fait pas l’objet d’une classification dans le cadre du SGH. Toutefois, lors de sa manipulation, il est important d’installer une ventilation locale et une ventilation générale appropriées. Il convient également d’utiliser des équipements de protection individuelle appropriés, tels que des lunettes et des vêtements de protection.

De plus, si la substance adhère à la peau ou entre en contact avec les yeux, il est préférable de se laver immédiatement.

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urée

Qu’est-ce que l’urée ?

L’urée est l’un des composés azotés présents dans l’urine des mammifères.

Elle est également connue sous le nom de “carbamide”. Elle se décompose en ammoniac, en acide cyanurique et en biuret lorsqu’elle est chauffée.

L’urée peut être synthétisée par hydrolyse du cyanamide de calcium et par déshydratation du carbamate d’ammonium. Elle forme également des composés d’inclusion avec de nombreux hydrocarbures linéaires et leurs dérivés, tels que l’hexane. Des composés d’inclusion avec le peroxyde d’hydrogène sont disponibles dans le commerce en tant qu’agents oxydants pouvant être manipulés sous forme solide.

Utilisations de l’urée

L’urée sert principalement de matière première pour les engrais et les résines d’urée (résines d’urée). Elle est également utilisée comme diurétique, hypnotique et hydratant, pour extraire les n-alcanes du pétrole et comme matière première pour la synthèse de l’hydrazine et de la mélamine.

Les solutions aqueuses d’urée de haute qualité peuvent servir à purifier les oxydes d’azote produits par les véhicules diesel et autres. C’est ce qu’on appelle un “système SCR à l’urée”.

L’urée a également d’autres utilisations pharmaceutiques, notamment dans le traitement de la kératose et des maladies de la peau sèche (pommades) et comme stimulant neuromusculaire (pour injection intraveineuse). De plus, les solutions aqueuses de celle-ci ont des propriétés de dénaturation des protéines. Elles peuvent donc être utilisées dans le but d’évaluer la solubilisation des protéines et leur stabilité structurelle.

Propriétés de l’urée

L’urée fond à environ 133 °C lorsqu’elle est chauffée et se décompose en produisant de l’ammoniac ainsi que d’autres substances lorsqu’elle l’est à plus haute température. Elle est soluble dans l’éthanol mais insoluble dans l’éther. Elle devient alcaline lorsqu’elle est dissoute dans l’eau et vire au violet lorsqu’on lui ajoute du sulfate de cuivre.

Elle est également déliquescente et présente des phénomènes optiques non linéaires. Ces derniers signifient que la réponse du milieu à une lumière intense n’est pas proportionnelle.

Structure de l’urée

L’urée est un cristal colonnaire incolore et inodore dont la masse molaire est de 60,06 g/mol et dont la formule spécifique est CO(NH2)2. Il s’agit du premier composé organique synthétisé à partir d’un composé inorganique et d’une substance importante dans l’histoire de la chimie organique.

Friedrich Wöhler a confirmé que l’urée pouvait être synthétisée en chauffant une solution aqueuse de cyanate d’ammonium. Cette méthode de synthèse est connue sous le nom de “synthèse de Wöhler”.

À l’époque, la théorie que seuls les organismes vivants peuvent produire des composés organiques, connue sous le nom de “vitalisme”, était considérée comme légitime en chimie. La synthèse de l’urée a renversé cette théorie, mais on peut se demander si l’urée peut réellement être qualifiée de composé organique. En effet, elle correspond à l’amide de l’acide carbonique, qui ne fait normalement pas partie des composés organiques.

Autres informations sur l’urée

1. Méthodes de synthèse de l’urée

Outre la synthèse de Völler, d’autres méthodes industrielles de production d’urée sont connues. En particulier, l’urée peut être synthétisée à partir de dioxyde de carbone et d’ammoniac à 120°C et à plus de 150 bars.

2. Excrétion de l’azote par l’urée

Les mammifères, les poissons cartilagineux et les amphibiens excrètent l’azote avec l’urée. Chez l’homme aussi, l’azote et l’ammoniac excédentaires absorbés par les protéines et d’autres substances passent par le circuit de l’urée, puis sont excrétés sous forme d’urée dans l’urine. Par ailleurs, les poissons osseux peuvent excréter l’azote sous forme d’ammoniaque et de nombreux oiseaux ainsi que reptiles peuvent l’excréter sous forme d’acide urique.

L’acide urique est un composé organique dont la formule moléculaire est C5H4N4O3 et le poids moléculaire 168. Chez l’homme et de nombreux primates, il s’agit également du produit final d’oxydation du métabolisme des purines. Le composé azoté le plus simple est l’ammoniac, mais il est toxique pour les organismes vivants. Il est donc stocké sous forme d’urée sûre, puis excrété sous forme de solution aqueuse.

Cependant, l’urée soluble dans l’eau doit être éliminée avec de l’eau, et la concentration nécessite également de l’énergie. L’urée non soluble dans l’eau s’avère donc plus avantageuse lorsque la disponibilité de l’eau est importante.

3. Excrétion de l’urée et santé

Les adultes excrètent environ 30 g d’urée par jour. Cependant, un stress excessif peut entraîner une production accrue d’acide urique, ce qui peut conduire à une cristallisation et à une toxicité, car l’excrétion de l’acide urique ne peut pas suivre la production. C’est ce qu’on appelle “la goutte” (anglais : gout).

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chlorate de sodium

Qu’est-ce que le chlorate de sodium ?

Le Chlorate de sodium est le sel de sodium de l’acide chlorique.

Il est également connu sous le nom de chlorate de sodium. Il s’agit d’un cristal incolore ayant des propriétés de marée. Il peut être explosif s’il est mélangé à des substances inflammables telles que des matières organiques.

Il est désigné comme “substance dangereuse de classe 1” en vertu de la loi sur les services d’incendie, comme “substance délétère” et “substance délétère aux propriétés inflammables ou explosives” en vertu de la loi sur le contrôle des substances toxiques et délétères, et comme “substance dangereuse et oxydante” en vertu de la loi sur la sécurité et la santé industrielles, et doit donc être manipulé avec précaution.

Utilisations du chlorate de sodium

Le chlorate de sodium est un produit chimique industriel important, utilisé comme matière première pour la production de dioxyde de chlore, de chlorite et de perchlorate. Le dioxyde de chlore peut être utilisé comme agent de blanchiment de la pâte à papier et le chlorite de sodium comme agent de blanchiment des textiles.

Il est également utilisé seul comme excellent herbicide non sélectif. De plus, en tant qu’agent oxydant, il est utilisé dans la teinture et le traitement électrolytique, ainsi que dans la lixiviation acide du minerai d’uranium.

Le chlorate de sodium peut aussi être utilisé dans les “allumettes”, les “feux d’artifice”, les “explosifs”, les “insecticides”, les “encres d’imprimerie”, les “colorants”, les “ingrédients cosmétiques”, le “traitement des textiles”, la “fabrication du papier” et le “tannage du cuir”.

Propriétés du chlorate de sodium

Le chlorate de sodium est extrêmement soluble dans l’eau. La solution aqueuse est neutre et libère du dioxyde de chlore lorsqu’elle réagit avec des acides forts.

Il se décompose à la lumière et doit être conservé fermé hermétiquement dans une bouteille brune ou dans un endroit frais et sombre.

Le point de fusion est de 248°C. Dans les solutions acides, il est un agent oxydant puissant et se décompose à des températures supérieures à 300°C, en libérant de l’oxygène. Mélangé à des matières organiques, à de la poudre métallique ou à du soufre, il explose sous l’effet de la chaleur ou du frottement.

Structure du chlorate de sodium

Le chlorate de sodium est un cristal incolore et inodore. Sa formule chimique est NaClO3, sa masse molaire est de 106,44 et sa densité de 2,5. La structure se présente sous la forme d’un atome de chlore +5-valent avec trois atomes d’oxygène.

Autres informations sur le chlorate de sodium

1. Synthèse du chlorate de sodium

Le chlorate de sodium est produit en insufflant du chlore dans une solution thermique d’hydroxyde de sodium et en l’oxydant. La méthode industrielle prédominante est l’électrolyse d’une solution saturée de chlorure de sodium.

Cependant, lors de l’électrolyse, des électrodes indéformables pour l’électrolyse de la saumure ainsi que du platine, du graphite ou du dioxyde de plomb résistant à l’oxydation sont nécessaires pour l’anode. Le pH et la température sont également importants, l’hypochlorite de sodium (NaClO) se formant dans des conditions de pH élevé et de basse température.

En laboratoire, la disproportion de l’hypochlorite de sodium (NaClO) permet également d’obtenir du chlorate de sodium. Il peut être produit en faisant réagir des sels de sodium avec de la farine blanchie et en chauffant. Dans les deux cas, le pH de la solution aqueuse a une influence significative sur le rendement.

2. Caractéristiques des chlorates

Le chlorate de sodium est un sel de sodium et d’acide chlorique. L’acide chlorique est l’un des oxoacides du chlore et sa formule chimique est HClO3.

En plus du chlorate de sodium, d’autres sels d’acide chlorique bien connus sont le chlorate de potassium (anglais : potassium chlorate). La formule chimique du chlorate de potassium est KClO3.

3. Composés apparentés du chlorate de sodium

En plus du chlorate, les autres oxoacides du chlore comprennent l’acide hypochloreux, le chlorite et l’acide perchlorique. Il existe donc des hypochlorites, des chlorites, des chlorites et des perchlorates, ainsi que des chlorates.

La formule chimique de l’acide hypochloreux est HClO et le nombre d’oxydation du chlore est +1. Il a la structure d’un atome d’hydrogène et d’un atome de chlore lié à un atome d’oxygène. La formule chimique de l’acide chloreux est HClO2 et le nombre d’oxydation du chlore est +3.

L’atome de chlore possède un groupe hydroxy et un atome d’oxygène. La formule chimique de l’acide perchlorique est HClO4, avec un nombre d’oxydation de +7 pour le chlore ; il possède un groupe hydroxy et trois groupes oxo attachés à l’atome de chlore.