Chlorate de sodium - Sodium chlorate
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 Cellule unitaire de chlorate de sodium
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| Noms | |
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Nom IUPAC
Chlorate de sodium
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| Autres noms
Chlorate de sodium (V)
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| Identifiants | |
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Modèle 3D ( JSmol )
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| ChEBI | |
| ChemSpider | |
| Carte d'information de l'ECHA |
100.028.989 
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| Numéro CE | |
| KEGG | |
| Engrener | Sodium+chlorate |
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CID PubChem
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| Numéro RTECS | |
| UNII | |
| Numéro ONU | 1495, 2428 |
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Tableau de bord CompTox ( EPA )
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| Propriétés | |
| NaClO 3 | |
| Masse molaire | 106,44 g mol -1 |
| Apparence | Solide incolore ou blanc, hygroscopique |
| Odeur | Inodore |
| Densité | 2,49 g / cm 3 (15 ° C) 2,54 g / cm 3 (20,2 ° C) |
| Point de fusion | 248 à 261 °C (478 à 502 °F ; 521 à 534 K) |
| Point d'ébullition | 300–400 °C (572–752 °F; 573–673 K) se décompose |
| 79 g/100 ml (0 °C) 89 g/100 ml (10 °C) 105,7 g/100 ml (25 °C) 125 g/100 ml (40 °C) 220,4 g/100 ml (100 °C) |
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| Solubilité | Soluble dans le glycérol , l' hydrazine , le méthanol Légèrement soluble dans l' éthanol , l' ammoniac |
| Solubilité dans l' acétone | Peu soluble |
| Solubilité dans le glycérol | 20 g/100 g (15,5 °C) |
| Solubilité dans l' éthanol | 14,7 g/100 g |
| La pression de vapeur | <0,35 mPa |
| −34,7·10 −6 cm 3 /mol | |
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Indice de réfraction ( n D )
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1.515 (20 °C) |
| Structure | |
| cubique | |
| P2 1 3 | |
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a = 6,57584
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Unités de formule ( Z )
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4 |
| Thermochimie | |
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Capacité calorifique ( C )
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104,6 J/mol·K |
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Entropie molaire standard ( S |
129,7 J/mol·K |
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Std enthalpie de
formation (Δ f H ⦵ 298 ) |
-365,4 kJ/mol |
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Énergie libre de Gibbs (Δ f G ˚)
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-275 kJ/mol |
| Dangers | |
| Fiche de données de sécurité | ICSC 1117 |
| Pictogrammes SGH |
  
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| Mention d'avertissement SGH | Danger |
| H271 , H302 , H411 | |
| P220 , P273 | |
| NFPA 704 (diamant de feu) | |
| point de rupture | Ininflammable |
| Dose ou concentration létale (LD, LC) : | |
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DL 50 ( dose médiane )
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6500 mg/kg (rats, orale) 700 mg/kg (chiens, orale) |
| Composés apparentés | |
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Autres anions
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Chlorure de sodium Hypochlorite de sodium Chlorite de sodium Perchlorate de sodium Bromate de sodium Iodate de sodium |
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Autres cations
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Chlorate d'ammonium Chlorate de potassium Chlorate de baryum |
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Composés apparentés
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Acide chlorique |
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Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C [77 °F], 100 kPa). |
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 vérifier ( qu'est-ce que c'est ?)
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| Références de l'infobox | |
Le chlorate de sodium est un composé inorganique de formule chimique Na ClO 3 . C'est une poudre cristalline blanche qui est facilement soluble dans l'eau. Il est hygroscopique . Il se décompose au-dessus de 300°C pour libérer de l' oxygène et laisse du chlorure de sodium . Plusieurs centaines de millions de tonnes sont produites chaque année, principalement pour des applications dans le blanchiment de la pâte pour produire une luminosité élevée du papier .
Synthèse
Industriellement, le chlorate de sodium est produit par électrolyse de solutions concentrées de chlorure de sodium. Tous les autres processus sont obsolètes. Le procédé au chlorate de sodium ne doit pas être confondu avec le procédé Chloralcali , qui est un procédé industriel de production électrolytique d'hydroxyde de sodium et de chlore gazeux.
La réaction globale peut être simplifiée par l'équation :
- NaCl + 3 H 2 O + 6 e → NaClO 3 + 3 H 2
Tout d'abord, le chlorure est oxydé pour former un hypochlorite intermédiaire , ClO - , qui subit une oxydation supplémentaire en chlorate le long de deux chemins de réaction concurrents : (1) formation de chlorate anodique à la couche limite entre l'électrolyte et l'anode, et (2) oxydation de l'hypochlorite dans l'électrolyte en vrac.
Sous électrolyse, de l'hydrogène et de l'hydroxyde de sodium se forment à la cathode et des ions chlorure sont déchargés à l'anode. Le chlore dégagé ne s'échappe pas sous forme de gaz mais subit une hydrolyse :
- Cl 2 + H 2 O HClO + H + + Cl −
L'hydrolyse du chlore est considérée comme rapide. La formation d' ions H + devrait rendre la couche limite à l'anode fortement acide et ceci est observé à de faibles concentrations de chlorure. Cependant, de grandes concentrations de chlorure, telles qu'elles se produisent dans les cellules industrielles de chlorate, déplacent l'équilibre d'hydrolyse vers la gauche. Au niveau de la couche limite, la concentration de H + n'est pas suffisamment élevée pour permettre la diffusion dans l'électrolyte massif. Par conséquent, l'hydrogène est transporté loin de l'anode principalement sous forme d'acide hypochloreux plutôt que de H + . L'acide hypochloreux se dissocie dans l'électrolyte en vrac où le pH est élevé et l'ion hypochlorite rediffuse vers l'anode. Plus des deux tiers de l'hypochlorite sont consommés par tamponnage avant d'atteindre l'anode. Le reste est évacué à l'anode pour former du chlorate et de l'oxygène :
- 3 ClO − + 1,5 H 2 O → ClO 3 - + 3 H + + 2 Cl − + 0,75 O 2 + 3 e
L'autooxydation de l'acide hypochloreux dans l'électrolyte massif se déroule selon l'équation globale simplifiée :
- 3 HClO → ClO 3 - + 2 Cl - + 3 H +
Elle est précédée de la dissociation d'une partie de l'acide hypochloreux mis en jeu :
- HClO → ClO - + H +
La réaction nécessite une certaine distance de l'anode pour se produire à un degré significatif, où l'électrolyte est suffisamment tamponné par l'hydroxyle formé à la cathode. L'hypochlorite réagit alors avec le reste de l'acide :
- 2 HClO + ClO - → ClO 3 - + 2 Cl − + 2 H +
En plus de la distance anodique, l'autooxydation dépend également de la température et du pH. Une cellule typique fonctionne à des températures comprises entre 80 °C et 90 °C et à un pH de 6,1 à 6,4.
Indépendamment de la voie de réaction, la décharge de 6 mol de chlorure est nécessaire pour donner 1 mol de chlorate. Cependant, la voie d'oxydation anodique nécessite 50 % d'énergie électrique supplémentaire. Par conséquent, les cellules industrielles sont optimisées pour favoriser l'auto-oxydation. La formation de chlorate à l'anode est traitée comme une réaction de perte et est minimisée par conception.
D'autres réactions de perte diminuent également l'efficacité du courant et doivent être supprimées dans les systèmes industriels. La perte principale se produit par la rétro-réduction de l'hypochlorite à la cathode. La réaction est supprimée par l'ajout d'une petite quantité de dichromate (1 à 5 g/l) à l'électrolyte. Un film poreux d'hydroxyde de chrome est formé par dépôt cathodique. Le film empêche la diffusion des anions vers la cathode, tandis que l'accès des cations et leur réduction est facilité. Le film cesse de croître tout seul après avoir atteint une certaine épaisseur.
Les usages
La principale utilisation commerciale du chlorate de sodium est la fabrication de dioxyde de chlore (ClO 2 ). La plus grande application de ClO 2 , qui représente environ 95 % de l'utilisation de chlorate, est le blanchiment de la pâte. Tous les autres chlorates moins importants sont dérivés du chlorate de sodium, généralement par métathèse du sel avec le chlorure correspondant. Tous les composés perchlorates sont produits industriellement par oxydation de solutions de chlorate de sodium par électrolyse.
Herbicides
Le chlorate de sodium est utilisé comme herbicide non sélectif . Il est considéré comme phytotoxique pour toutes les parties vertes des plantes. Il peut également tuer par absorption racinaire.
Le chlorate de sodium peut être utilisé pour contrôler une variété de plantes, y compris la gloire du matin , le chardon des champs , l' herbe de Johnson , le bambou , le séneçon jacobée et le millepertuis . L'herbicide est principalement utilisé sur les terres non cultivées pour le traitement localisé et pour le contrôle total de la végétation sur des zones telles que les bords de route, les clôtures et les fossés. Le chlorate de sodium est également utilisé comme défoliant et déshydratant pour :
S'il est utilisé en association avec l' atrazine , il augmente la persistance de l'effet. S'il est utilisé en combinaison avec le 2,4-D , les performances sont améliorées. Le chlorate de sodium a un effet stérilisant du sol . Le mélange avec d'autres herbicides en solution aqueuse est possible dans une certaine mesure, à condition qu'ils ne soient pas sensibles à l'oxydation.
La vente de chlorate de sodium comme désherbant a été interdite dans l'Union européenne en 2009 en raison de dangers pour la santé, les stocks existants devant être utilisés l'année suivante.
Génération chimique d'oxygène
Les générateurs chimiques d'oxygène , comme ceux des avions commerciaux, fournissent de l'oxygène d'urgence aux passagers pour les protéger des chutes de pression dans la cabine. L'oxygène est généré par la décomposition à haute température du chlorate de sodium :
- 2 NaClO 3 → 2 NaCl + 3 O 2
La chaleur nécessaire pour initier cette réaction est générée par l' oxydation d'une petite quantité de poudre de fer mélangée au chlorate de sodium, et la réaction consomme moins d'oxygène que ce qui est produit. Le peroxyde de baryum ( Ba O 2 ) est utilisé pour absorber le chlore qui est un produit mineur dans la décomposition. Une charge d'allumage est activée en tirant sur le masque de secours. De même, le système de soudage Solidox utilisait des pastilles de chlorate de sodium mélangées à des fibres combustibles pour générer de l'oxygène.
Combustion sans oxygène
Le chlorate de sodium peut être mélangé avec du sucre saccharose pour faire un carburant hautement explosif, semblable à celui de la poudre à canon , qui brûle dans des espaces hermétiques. Voici la réaction :
- 8 NaClO 3 + C 12 H 22 O 11 → 8 NaCl + 12 CO 2 + 11 H 2 O
Cependant ce chlorate de sodium est en grande partie remplacé par du chlorate de potassium .
Synthèse organique
Le chlorate de sodium peut être utilisé avec l'acide chlorhydrique (ou encore l'acide sulfurique et le chlorure de sodium , dont la réaction génère du HCl) pour chlorer les composés aromatiques sans utiliser de solvants organiques. Dans ce cas sa fonction est d'oxyder l'HCl pour obtenir in-situ soit HOCl soit Cl 2 (selon le pH) qui sont les agents de chloration actifs.
Toxicité chez l'homme
Le chlorate de sodium est toxique : "des doses de quelques grammes de chlorate sont mortelles". L'effet oxydant sur l' hémoglobine conduit à la formation de méthémoglobine , qui est suivie d'une dénaturation de la protéine de globine et d'une réticulation des protéines membranaires des érythrocytes avec des dommages résultants aux enzymes membranaires. Cela conduit à une perméabilité accrue de la membrane et à une hémolyse sévère . La dénaturation de l'hémoglobine dépasse la capacité de la voie métabolique de la G6PD . De plus, cette enzyme est directement dénaturée par le chlorate.
Résultats d'hémolyse aiguë sévère, avec insuffisance multiviscérale , y compris CIVD et insuffisance rénale . De plus, il existe une toxicité directe pour le tubule rénal proximal . Le traitement consistera en une exsanguinotransfusion , une dialyse péritonéale ou une hémodialyse .
Formules
Le chlorate de sodium se présente sous forme de poudre , de spray et de granulés . Les mélanges de chlorates et de composés organiques présentent un grave risque d'explosion
Les formulations commercialisées contiennent un ignifugeant . La plupart des désherbants au chlorate disponibles dans le commerce contiennent environ 53 % de chlorate de sodium, le reste étant un dépresseur d'incendie tel que le métaborate de sodium ou les phosphates d'ammonium .
Appellations commerciales
Le chlorate de sodium est l'ingrédient actif d'une variété d'herbicides commerciaux. Certains noms commerciaux de produits contenant du chlorate de sodium comprennent Atlacide, Defol, De-Fol-Ate, Drop-Leaf, Fall, Harvest-Aid, Kusatol, Leafex et Tumbleaf. Le composé peut être utilisé en combinaison avec d'autres herbicides tels que l'atrazine, le 2,4-D, le bromacil , le diuron et le métaborate de sodium.
Le chlorate de sodium était un désherbant largement utilisé au sein de l'UE, jusqu'en 2009, date à laquelle il a été retiré après une décision prise en vertu des règlements de l'UE. Son utilisation comme herbicide en dehors de l'UE reste inchangée, tout comme son utilisation dans d'autres applications non herbicides, telles que la production de biocides à base de dioxyde de chlore et pour le blanchiment des pâtes et papiers.
Références culturelles
L'historien James Watson de l' Université Massey en Nouvelle-Zélande a écrit un article très médiatisé, "L'importance des pantalons explosifs de M. Richard Buckley " sur les accidents avec le chlorate de sodium utilisé comme herbicide pour lutter contre le séneçon dans les années 1930. Cela lui a valu plus tard un prix Ig Nobel en 2005, et a été à la base de l' épisode "Exploding Pants" de mai 2006 de MythBusters .
Voir également
Les références
Lectures complémentaires
- "Chlorate de potassium. Chlorate de sodium", Fiche toxicol. n° 217 , Paris : Institut national de recherche et de sécurité, 2000. 4 p.