Le bicarbonate de sodium (ou carbonate monosodique ou carbonate acide de sodium, anciennement bicarbonate de soudeCette ancienne dénomination de carbonate de soude, encore employée, est devenue incorrecte puisque les sels sont aujourd'hui qualifiés par un élément chimique (sodium, potassium) ou un polycation (ammonium, uranyle), ce que n'est pas la .), l'hydrogénocarbonate de sodium en nomenclature moderne, est un composé inorganique décrit par la formule brute .
C'est un composé ionique blanc de l'anion hydrogénocarbonate et du cation sodium, qui se présente sous forme de poudre. La forme ultra pure, très rare, est constituée de cristaux prismatiques blancs.
Ce corps minéral anhydre, sous l'appellation minéralogique de nahcolite, apparaît néanmoins dans la nature sous la forme d'agrégats de cristaux prismatiques, le plus souvent en veines fibreuses ou en concrétions. Au laboratoire, l'hydrogénocarbonate de sodium apparaît sous la forme de fins cristaux blancs, solubles dans l'eau.
Historique Les Égyptiens de l'Antiquité connaissaient déjà la poudre blanche appelée natron, se présentant comme des efflorescences se formant sur les bords des eaux saumâtres lors de l'évaporation de nombreux lacs africains (lacs salés à eau bicarbonatée). Ce natron est un minerai à base d'un sel décahydratéContenant dix molécules d'eau dans sa formule. de carbonate de sodium et composé de dépôts carbonatés et hydrocarbonatés, dont le bicarbonate de sodium.
Selon Hérodote, ce natron était utilisé par les Égyptiens lors des rituels de momification et pour maints usages, comme se frotter les dents, pour l'hygiène ritualisée de leur corps ou pour purifier leur logis..
Le « bicarbonate de soude » n'est pas considéré par les Anciens comme un alcali. vignette|« Préparation du bicarbonate de soude avec l'acide carbonique qui se dégage des eaux de Vichy », Les merveilles de l'industrie, 1873.|gauche On le trouve souvent dans les eaux de sources chaudes ou sources thermales antiquesIl est évident que la plupart des eaux rendues potables pour la consommation ne déposent pas de bicarbonate de sodium, pour la simple raison qu'elles ne sont ni aussi salées, ni dans une moindre mesure aussi hydrogénocarbonatées (ou bicarbonatées) que les eaux saumâtres des lacs des confins désertiques. À Paris et à Strasbourg, les concentrations moyennes en anion bicarbonate des eaux potables en 2010 sont respectivement de , alors que les concentrations en cation Na+ avoisinent .. Il est parfois dénommé sel Vichy exclusivement sous forme d'un monohydrateLes premières analyses d'eaux minérales, reprises par la section chimie de l'Académie des sciences, à la fin du , l'ont trouvé en abondance dans l'eau minérale des sources vichyssoises, il fait partie des sels minéraux.. Lorsque les eaux chaudes des sources bicarbonatées se refroidissent, le bicarbonate de sodium se dépose facilement, sa solubilité à et à pression ambiante n'est que pour d'eau.
Dans son Journal de voyage en Italie, Michel de Montaigne décrit des eaux à écume blanche qui se fixe, produit une croûte dure sur l'eau, s'incruste et reste aussi ferme que la glaceIl s'agit du texte du 28 septembre 1581 lors son dernier retour vers Rome, avant son départ d'Italie. Le lieu de la source à un mille et demi de Viterbe abrite un logis de trois ou quatre bains. Il y a beaucoup de sources chaudes et de manifestations de volcanisme souterrain au centre de la péninsule italienne. L'auteur valétudinaire qui décrit avec une précision maladive depuis des jours les nombreux effets ressentis de douches, de bains et d'ingestion de diverses eaux, parfois trafiquées, en particulier de la contrée de Lucques en Toscane ne se soucie point de préciser la composition de cette écume.. Un ramassage à l'aide de toiles permet de recueillir le produit naturel, pilé en poudre mise en flacon et exportée au loin, en particulier pour nettoyer les dents. D'après cette description naturaliste, elle apparaît principalement à base de bicarbonate de sodium ou de sel Vichy.
En 1791, le chimiste français Nicolas Leblanc élabore par un procédé artificiel le carbonate de sodium, tel que nous le connaissons aujourd'hui. Mais le raffinage industriel du carbonate de sodium pour donner du bicarbonate de sodium à partir du trona, n'a été mis au point qu'en 1846 par deux boulangers new-yorkais : Austin Church et son gendre John Dwight. Ils créent, près de New-York, la société Church and Dwight.
Production et synthèse Le bicarbonate de sodium peut être obtenu à partir de gisements naturels de natron ou de trona, donc en partant de carbonate de sodium hydraté, mais il est plus souvent recueilli à moindre frais en traitant les eaux saumâtres, par exemple celles des zones productrices de ces précédents minerais.
Le procédé Solvay mis en œuvre en 1863 à échelle industrielle par le chimiste belge Ernest Solvay, produit du carbonate de sodium à partir de sel et de craie, mais en passant par le bicarbonate de sodium en voie humide, qui précipite. Mais, pour des raisons techniques ou de pureté, ce carbonate de sodium ou soude Solvay redonne du bicarbonate de sodium selon la réaction : .
Ce procédé est encore aujourd'hui le plus employé dans le monde, et le seul utilisé en Europe.
Propriétés physico-chimiques left|vignette|Solubilité de dans l'eau. L'hydrogénocarbonate de sodium montre une faible solubilité dans l'eau. C'est sa facile précipitation à froid qui est utilisée pendant la seconde étape du procédé Solvay, promouvant la voie humide par les saumures.
Dans d'eau, on peut dissoudre à (eau froide), à , à , à , à , à , à (eau chaude)Perry's Chemical Engineer Handbook., et à .
L'ion hydrogénocarbonate est amphotère, il participe à deux couples acido-basiques : de pK 10,3 et de pK 6,33. En abaissant le pH, on obtient donc un dégagement d'acide carbonique dissous, voire une effervescence rapide caractéristique des anions carbonates ou des roches carbonatées en réaction à l'acide fort. Par augmentation du pH, c'est-à-dire en alcalinisant le milieu, on obtient de la soude ou carbonate de sodium en milieu aqueux.
Dissous dans l'eau, il évite la précipitation, d'ordinaire si facile, des ions Ca2+ en carbonate de calcium ou calcaire. Voilà l'origine de ses propriétés adoucissantes.
Le bicarbonate de sodium, solide et impur, perd du dioxyde de carbone, très faiblement à partir de mais plus fortement à partir de . Il s'agit de la réaction inverse de la réaction de dégradation mentionnée précédemment :
Plus la température s'élève, plus un véritable dégazage de est constaté, notamment à . Il est ainsi utilisé comme un agent chimique levant de pâtes farineuses et de divers gâteaux. La levure chimique comprend , mais aussi deux acides et un liant comme l'amidon. Le premier des deux acides est l'acide tartrique humide qui permet la naissance de cavités à faible température. Un second sel acide est nécessaire pour son action d'accroissement des cavités à température plus élevéeIl faudrait exclure radicalement l'emploi de sels d'aluminium, par exemple de sulfate d'aluminium, encore communs dans les années 1990. Simple principe de précaution, de surplus en cuisine, car tous les sels d'Al3+ sont toxiques pour le monde vivant..
Piégé dans le réseau élastique du gluten, protéine du blé permettant d'obtenir par exemple une pâte à pain plastique et malaxable mécaniquement, ce gaz en expansion, émis par l'action différenciée des deux acides, augmente le volume de la pâte avant d'être évacué en fin de cuisson. Le gâteau révèle finalement une texture plus moelleuse.
Il est converti en carbonate de sodium à .
Le bicarbonate de sodium est biodégradable et n'est toxique ni pour l'environnement, ni pour la santé..
Appellations Le bicarbonate de sodium peut être désigné de plusieurs façons selon le contexte ou l'époque : bicarbonate de soude, carbonate acide de sodium (ancien nom), sodium bicarbonate (médecine), NaHCO, sodium hydrogen carbonate (chimie), carbonic acid monosodium salt, bicarbonate of soda, baking soda ou bread soda (anglo-saxon ; il est en effet traditionnellement fait du pain au bicarbonate de soude)..
Types vignette|
Il existe trois types de bicarbonate de sodium : technique ; alimentaire ; médicinal ou officinal. Même si l'appellation est la même, les critères de pureté sont différents : on doit veiller à n'utiliser la qualité « technique » que pour un usage ménager . La qualité médicinale ou officinale est la plus fine et la plus pure. La qualité alimentaire est indiquée avec le code FCC et peut être utilisée pour tout emploi.
Le bicarbonate de sodium (ou de soude) ne doit jamais être confondu avec les cristaux de soude (carbonate de sodium), ni avec la soude caustique (hydroxyde de sodium).
Utilisations Les avantages notables du bicarbonate de sodium () sur les produits chimiques habituels sont sa sécurité, sa disponibilité et son faible coût..
Le bicarbonate a de très nombreuses utilisations confirmées par les analyses scientifiquesNathalie Cousin, Le bicarbonate de soude : Maison - Cuisine - Santé - Beauté - 100 % nature, Rustica Éditions, 64..
On peut trouver des recettes de produits nettoyants faits maison qui préconisent un mélange de bicarbonate de sodium avec du vinaigre blanc. Ce mélange produit de l'acétate de sodium qui n'a aucune propriété nettoyante, et un dégagement de dioxyde de carbone (forte effervescence). Ce mélange n'a aucune propriété réellement avérée.
Usage domestique Hygiène et soins du corps vignette|Poudre de bicarbonate de sodium ou . Pour les soins du visage : en gommage ou exfoliant doux du visage, l'action étant assortie d'un assainissement de la peau. Comme dentifrice en complément avec le fluor.« Baking soda, sodium bicarbonate, works as a mechanical cleanser on the gums and teeth of human mouth. It neutralizes the generation of acid in the mouth and is an antiseptic that prevents infections. As a cleaning agent, baking soda is very proficient because when washing clothes, sodium bicarbonate softens and removes odor from the garbs. » Lire en ligne, p. 7., comme agent de blanchiment des dents, sur consoglobe.com, consulté le 19 mai 2016.. et comme agent anti-bactérien.., contre le tartre et la plaque dentaire.. (il est même plus efficace que les dentifrices classiques..) et pour ses propriétés anti-caries. (avec une valeur RDA de 7 donc non-abrasif Dentist Asheville - RDA (Relative Dentin Abrasivity) - Asheville Dentists Phillips & Schmitt, DDS, PA, 2015. et inoffensif pour l'émail dentaire.) car il fonctionne comme un nettoyant mécanique sur les dents et les gencives. Ses effets sont valables sur les dents naturelles comme sur les prothèses dentaires. ;
En bain de bouche pour l'assainissement de la cavité buccale ou de ses plaies de muqueuses comme les aphtes. (en tant qu'antiseptique) K. Iqbal , Role of Different Ingredients of Tooth Pastes and Mouthwashes in Oral Health, JPDA (Journal of Pakistan Dental Association), 20, , été 2011, 164 (consulté le 29 septembre 2018). ; il neutralise également l'acidité de la bouche, et agit là encore comme un antiseptique et anti-bactérien pour aider à prévenir les infections buccales et la plaque dentaire, et pour lutter contre la mauvaise haleine, l'halitose ;
Pour certains gargarismes (voir ci-dessus). Pour l'hygiène des dreadlocks. En shampooing, avec rinçage à l'eau ou à l'eau légèrement vinaigrée. Il est notamment utilisé dans le mouvement no poo, comme alternative aux shampoings chimiques et industriels. ;
Comme déodorant neutre sous les aisselles par son action antibactérienne. (bactéries du genre Corynebacterium responsables des odeurs de transpiration James AG, Austin CJ, Cox DS, Taylor D et Calvert R, FEMS Microbiol Ecol, , , 2013, . , .) ;
Pour le rasage ou l'épilation car il éteint le feu du rasoir ou de l'épilation ;
Produit d'entretien à la maison vignette|« Comment entretenir une gazinière » (avec du bicarbonate de sodium), Bibliothèque du Congrès, 1942.