Chlorite de sodium

Le chlorite de sodium de formule brute NaClO2 est le sel de sodium de l'acide chloreux, HClO2.

Chlorite de sodium
   
Identification
Nom UICPA chlorite de sodium
No CAS 7758-19-2
No ECHA 100.028.942
No CE 231-836-6
No RTECS VZ4800000
PubChem 23668197
SMILES
InChI
Apparence poudre blanche inodore[1]
Propriétés chimiques
Formule ClNaO2NaClO2
Masse molaire[2] 90,442 ± 0,003 g/mol
Cl 39,2 %, Na 25,42 %, O 35,38 %,
pKa 10-11 pour une concentration de 100 g·l-1 à 20 °C[1]
Propriétés physiques
fusion décomp. à 170 °C[1]
Solubilité 645 g·l-1 eau à 20 °C[1]
Masse volumique 1,21-1,33 g·cm-3[1]
Précautions
SGH[3]
H272, H301, H310, H314, H330, H400, P220, P260, P273, P280 et P284
NFPA 704

 
Transport
-
   1496   
Écotoxicologie
DL50 300 mg·kg-1 (cochon d'Inde, oral)[4]
350 mg·kg-1 (souris, oral)[4]
165 mg·kg-1 (rat, oral)[4]
CL50 230 mg·m-3, 4 heures (rat, Inhalation)[4]
  • Minimum : 75 mg·l-1
  • Maximum : 360 mg·l-1
  • Moyen : 278 mg·l-1 (poisson, 96 heures, 8 études)[1]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Préparation

Le chlorite de sodium peut être obtenu à partir de la réaction du dioxyde de chlore, ClO2 avec de l'hydroxyde de sodium, NaOH. Un mélange de chlorite de sodium et de chlorate de sodium est obtenu :

.

Pour obtenir le chlorite pur, du peroxyde d'hydrogène peut être ajouté[5] :

.

Au laboratoire, il peut être aussi synthétisé via le chlorite de baryum[6] :

.

Propriété

Le chlorite de sodium se décompose à partir de 170 °C en chlorate de sodium, chlorure de sodium et oxygène[1]. Mis en contact avec des acides, le chlorite de sodium libère un gaz très toxique[3].

le chlorite de sodium anhydre cristallise dans le système cristallin monoclinique, dans le groupe d'espace I2/a (C2/c, n°15) avec comme paramètres de maille a = 645,6 pm, b = 644,2 pm, c = 681,3 pm et β = 120,6°. La cellule unité contient quatre unités NaClO2[7]. Le trihydrate cristallise dans le système réticulaire triclinique, groupe d'espace P1 (n°1) et de paramètre de maille a = 696,0 pm, b = 884,2 pm, c = 550,4 pm, α = 92,36°, β = 119,09° et γ = 104,73°. La cellule unité contient deux unités NaClO2[8].

Utilisation

L'utilisation principale du chlorite de sodium est de produire du dioxyde de chlore, un oxydant trop instable pour être stocké ou transporté. Ainsi, il est un produit de choix pour la désinfection de l'eau et aussi pour le blanchiment des pâtes à papier et textiles.

En synthèse organique, le chlorite de sodium est fréquemment utilisé comme réactif pour l'oxydation d'aldéhydes en acides carboxyliques (oxydation de Pinnick). La réaction est généralement effectuée dans une solution tamponnée par du phosphate monosodique et en présence d'un capteur de chlore (généralement le 2-méthyl-2-butène)[9].

C'est aussi un réactif pour l'oxydation des sulfures de ruthénium et de molybdène[3].

En 2005, du chlorite de sodium a été utilisé comme agent oxydant pour convertir des alkylfuranes en acides 4-oxo-2-alcénoïques dans une synthèse monotope[10].

Notes et références

  1. Entrée « Sodium chlorite » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais) (JavaScript nécessaire)
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. (en) « Chlorite de sodium », sur ChemIDplus
  4. Holleman, Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Éd. 101, Gruyter Verlag, p. 477.
  5. G. Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 1963, 2e éd., vol. 1, Academic Press, p. 312.
  6. C. Tarimci, R. D. Rosenstein, E. Schempp, Anhydrous Sodium Chlorite, Acta Cryst., 1976, vol. 32, p. 610–612, DOI:10.1107/S0567740876003531.
  7. V. Tazzoli, V. Riganti, G. Giuseppetti, A. Coda, The Crystal Structure of Sodium Chlorite Trihydrate, NaClO2·3H2O, Acta Cryst., 1975, vol. 31, p. 1032–1037, DOI:10.1107/S056774087500444X.
  8. B.S. Bal, W.E. Childers Jr., H.W. Pinnick, Oxidation of α,β-unsaturated aldehydes, Tetrahedron, 1981, vol. 37, p. 2091, DOI:10.1016/S0040-4020(01)97963-3.
  9. S.P. Annangudi, M. Sun, R.G. Salomon, An efficient synthesis of 4-oxo-2-alkenoic acids from 2-alkyl furans, Synlett, 2005, vol. 9, p. 1468, DOI:10.1055/s-2005-869833.
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