BIBORATE DE SOUDE OU BORAX

NaO,2Bo0 3 .

Sel anhydre.

Propriétés. — Le borax anhydre forme une masse vitreuse, transparente et cassante, d’une saveur alcaline. Densité : 2,867 (Filhol), 2,371 à 20 degrés (Favre et Valson). Exposé à l’air, il ne tarde pas à en absorber l’humidité en devenant opaque.

Le borax est très soluble dans l’eau bouillante, peu soluble dans l’eau froide. D’après Mulder, 100 parties d’eau en dissolvent 1,4 partie à zéro et 55,3 parties à 100 degrés. Le tableau suivant, dû à Poggiale, indique les solubilités de borax anhydre et de borax prismatique, aux diverses températures :

Températures.

Borax anhydre

dans 100 parties d’eau.

Borax prismatique (à 10 HO) dissous dans 100 parties d’eau.

SODIUM

Les dissolutions de borax présentent à un haut degré le phénomène de la sursaturation. D’après Tomlinson, une dissolution sursaturée peut être refroidie jusqu’à —17°,8 sans se prendre en masse. M. Gernez a observé que les dissolutions légèrement sursaturées peuvent se conserver indéfiniment liquides, à la température ordinaire, dans un ballon de verre dont le col est maintenu incliné* Si la solution est très concentrée et renferme à 12 degrés plus de 1,5 de sel pour 2 d’eau, elle abandonne spontanément des cristaux octaédriques quand on la conserve à l’abri des poussières de borax, mais elle reste sursaturée par rapport au sel prismatique. La séparation du borax octaédrique dans ces conditions est analogue à celle des cristaux de sulfate de soude à 7 HO. Au contact de l’air, cette sursaturation cesse par suite de la chute dans le liquide de parcelles de borax prismatique.

La densité des dissolutions de borax saturées à 17 degrés est de 1,0208 (Stolba). Les solutions saturées à chaud bouillent à 105 degrés (Griffith).

Le borax est insoluble dans l’alcool fort. Il se dissout dans les solutions alcooliques d’acétate de soude. Il est soluble dans 14 parties de glycérine d’une densité de 1,225 (A. Vogel).

Les dissolutions aqueuses de borax présentent une réaction alcaline, ce qui indique une dissociation partielle du sel dissous par l’eau, dissociation dont la grandeur augmente avec la dilatation ainsi que le démontre l’expérience suivante due à H. Rose : On ajoute de la teinture de tournesol et quelques gouttes d’acide à une dissolution de borax saturée à froid, de façon à faire virer au rouge la teinte du colorant; en étendant la liqueur d’une grande quantité d’eau, elle redevient bleue.

M. Berthelot a mesuré les chaleurs dégagées par l’union de l’acide borique avec la soude :

B 5 0 6 (2 éq. == 4 lit.) + NaO(l éq. = 2 lit.) dégage. + 110>i,56) ,q S a

- + 2éq.NaO. + 8Cal,26 j ’

— + 3éq.NaO. + 0Cai,17

On voit que la chaleur dégagée par le premier équivalent de soude est plus

faible que celle qui correspond à la neutralisation des acides forts. Le deuxième équivalent dégage moins de chaleur que le premier, par suite de la décomposition partielle du borate bibasique par l’eau en borate monobasique et soude libre. L’addition d’un troisième équivalent d’alcali ne produit qu’un effet négligeable, et la saturation reste incomplète, même en présence d’un excès de base.

Pour mettre en évidence cette action décomposante, Jl. Berthelot a fait réagir l’acide borique sur la soude en présence de proportions d’eau croissantes. Il a trouvé :

BW + NaO en présence de 220H 2 O 2 dégage.. + 1 i Gal ,75

— — 330 H 3 0*. +IICM57

La variation atteint donc un douzième de la chaleur totale pour une dilution suffisante. D’autre part, le borate bisodique, étendu de5 volumes d’eau, absorbe

— l Cal ,45; le borate trisodique, amené au même degré de dilution, absorbe

. Les dissolutions de borax absorbent l’acide carbonique qui déplace entièrement l’acide borique combiné à la soude, et prennent une réaction nettement acide. L’addition d’alcool à la dissolution ainsi modifiée n’en précipite pas de borax; mais l’évaporation de la liqueur à 100 degrés en dégage tout l’acide carbonique et régénère le biborate de soude.

L’hydrogène sulfuré produit des phénomènes analogues. A froid, les dissolutions de borax en absorbent une quantité notable. Mais sous l’action de la chaleur, l’acide borique déplace l’acide sulfhydrique qui se dégage. La solution de borax saturée de HS, agitée avec de l’éther, cède tout son acide borique au dissolvant, tandis que le sulfure de sodium formé reste en dissolution dans la couche aqueuse (Schweizer).

Toutes ces réactions concourent à démontrer la dissociation des dissolutions de borax par l’eau. On se rend compte ainsi comment l’hydrogène sulfuré dont , l’union avec la soude ne dégage que —{-3 Cal ,85 peut déplacer l’acide borique combiné à la soude. L’acide sulfhydrique s’unit à la soude libre, mais l’équilibre se trouvant ainsi rompu, il se reforme une nouvelle quantité d’alcali libre aux dépens du borate dissous. Le déplacement de l’acide borique ne peut cepené dant être total parce que les dissolutions des sulfures sont elles-mêmes dissociées en acide sulfhydrique, sulfhydrate et alcali libre. A chaud, la réaction se renverse par suite de la volatilité de l’hydrogène sulfuré.

En versant goutte à goutte de l’acide sulfurique dans une dissolution de borax colorée en bleu par le tournesol, on voit la teinte de la liqueur virer progressivement au rouge vineux, puis à la nuance pelure d’oignon quand la totalité de l’acide borique a été déplacée (Gay-Lussac, Laurent). :

Le chlore décompose les dissolutions de borax ; il agit sur la soude libre en la transformant en hypochlorite, et cette action, qui n’est limitée par aucune réaction inverse, se poursuit jusqu’au déplacement intégral de l’acide borique.

A chaud, l’acide chlorhydrique aqueux transforme toute la soude du borax en chlorure de sodium.

L’acide silicique gélatineux est sans action sur le borax. Les acides orga-; niques donnent lieu à des actions de partage (Schweizer).

Le borax fondu, soumis à l’électrolyse, donne un dégagement d’oxygène au pôle positif et d’un gaz brûlant avec une flamme jaune au pôle négatif. Si l’on emploie des électrodes de platine, elles se recouvrent de borure de platine. .

Chauffé avec du charbon, il dégage des bulles d’un gaz qui détone en donnant une fumée blanc he, et sé transforme en une masse noire qui blanchit quand on l’expose à l’air (Clarke).

Fondu avec du phosphore amorphe, il donne un verre coloré en brun foncé qui se dissout dans l’eau en laissant un résidu de bore amorphe (Dragendorff)-

Le borax fondu possède la curieuse propriété de dissoudre un grand nombre d’oxydes, en formant un verre transparent doué de teintes diverses, caractéristiques pour chacun d’eux. C’est ainsi qu'il donne :

SODIUM

Avec l’oxyde de nickel. un verre jaune.

Avec l’oxyde de cobalt. un verre d’un bleu saphir.

Avec l’oxyde de fer. un verre vert.

Avec l’oxyde de chrome. un verre d’une couleur d’émeraude.

Avec le bioxyde de manganèse. un verre améthyste.

Avec le bioxyde de cuivre. un verre d’un bleu clair.

Avec l’oxydule de cuivre. un verre d’un rouge pourpre.

Avec l’urane. un verre jaune clair.

Avec l’oxyde d’or. un verre dont la couleur varie du rose

au rouge vif.

Avec le chlorure d’argent. un verre d’un jaune ambré.

On a utilisé ces colorations dans l’essai pyrognostique des métaux. Selon qu’on place la perle de borax dans la zone oxydante ou dans la zone réductrice de la flamme du chalumeau, on peut obtenir la teinte correspondant au peroxyde ou au protoxyde du métal.

Les oxydes blancs donnent avec le borax des perles incolores ou teintées en jaune pâle.

Le pouvoir dissolvant du borax pour les oxydes a reçu une application industrielle dans la brasure des métaux. Il décape les surfaces métalliques qu’on veut souder ensemble, et les recouvre d’un vernis qui empêche leur oxydation par la flamme du chalumeau. On l’emploie encore dans un grand nombre d’essais de minerai par la voie sèche, où il facilite la vitrification des scories et la réunion du métal en un culot homogène.

Préparation. — On obtient le borax anhydre ou vitreux, en déshydratant le borax octaédrique ou prismatique à une chaleur modérée. La masse poreuse et friable ainsi obtenue est pulvérisée, puis portée à la température rouge qui la ramollit et lui fait éprouver la fusion ignée.

Borax octaédrique, NaO,2Bo0 3 -j-5HO.

Propriétés. — Ce sel cristallise en octaèdres quadratiques, d’une densité de 1,815, plus durs que les cristaux du borax prismatique, présentant une cassure conchoïdale. Sous l’action de la chaleur, il fond dans son eau de cristallisation, puis se boursoufle et finit par former une masse friable.

« Les cristaux de borax octaédrique adhèrent tellement entre eux que leur agglomération, détachée des parois des cristallisoirs, forme des plaques dures, sonores, tandis que les cristaux de borax prismatique n’ont entre eux presque aucune adhérence. Ces deux borax se distinguent encore en ce que le borax octaédrique reste transparent dans l’air sec, et devient opaque en s’hydratant (et formant des petits cristaux de borax prismatique dans l’air humide). C’est tout le contraire relativement au borax prismatique : il reste transparent dans l’air humide, et devient opaque en perdant la moitié de son eau dans l’air sec » (Payen).

- Antérieurement aux travaux de M. Gernez, on admettait que le borax octaédrique n’est stable dans ses dissolutions qu’à une température supérieure à

56 degrés, tandis que le borax prismatique constitue la modification stable à la température ordinaire. Les recherches de M. Gernez dont il a été question plus haut (voy. p. 151), montrent que les dissolutions sursaturées refroidies à -f- 8 degrés abandonnent spontanément des cristaux de borax octaédrique; on peut même, en concentrant la dissolution dans le vide, faire cristalliser tout le sel sous la modification octaédrique.

M. Gernez attribue l’opacité qui se produit dans les cristaux octaédriques abandonnés à l’air humide, à la sursaturation de l’eau mère interposée entre les couches du cristal, sursaturation qui n’existe que par rapport à la variété prismatique moins soluble que l’autre ; les germes de sel prismatique, répandus dans les poussières atmosphériques, font cesser cette sursaturation en déterminant la formation dans l’eau mère de cristaux prismatiques.

Préparation. — Yoici, d’après Payen, le résumé des opérations qui servent à la fabrication industrielle du borax :

On échauffe à 100 degrés, à l’aide d’un barbotage de vapeur, 1000 litres d’eau renfermés dans une cuve en bois doublée de plomb. On y introduit alors, par petites portions, 1300 kilogrammes de cristaux de soude, puis 1200 kilogrammes d’acide borique. Cet acide se combine à la soude et dégage l’acide carbonique. L’effervescence cesse bientôt après la dernière addition d’acide. Le liquide marque alors 21 ou 22 degrés à l’aréomètre Baumé. On ferme le couvercle de la cuve, on laisse déposer dix ou douze heures, puis on siphonne le liquide clair qu’on dirige dans de vastes cristallisoirs, doublés de plomb, profonds de 0 ra ,33. La première cristallisation du borax s’opère en trente-six ou soixante-douze heures suivant la température de l’air ambiant. On fait écouler l’eau mère, puis on détache les cristaux avec, un ciseau.

Pour les opérations suivantes, on remonte dans la cuve les eaux-mères et les eaux de lavage des dépôts. Après trois ou quatre opérations semblables, le sulfate de soude est assez abondant pour cristalliser dans les eaux mères ; on les soutire dès qu’elles ont atteint la température de 31 ou 32 degrés, qui correspond au maximum de solubilité du sulfate. Les eaux mères refroidies abandonnent la majeure partie du sulfate de soude ; on les évapore alors de façon à obtenir une nouvelle cristallisation de borax. Cette dernière eau mère, décantée à 30 degrés, puis évaporée, laisse précipiter du sel marin ; soumise à un nouveau refroidissement, elle peut donner encore un dépôt de borax.

Ainsi obtenu, le borax est impur et doit subir un raffinage. On porte à 100 degrés, par un barbotage de vapeur, 5600 litres d’eau dans une cuve de bois doublée de plomb. On plonge dans cette eau bouillante un panier de fer rempli de borax brut auquel on ajoute 4 pour 100 de cristaux de soude, de façon à obtenir une solution marquant 30 degrés Baumé. On laisse déposer deux heures, puis on fait couler le liquide dans un grand crislallisoir de l m ,45 de profondeur, muni d’un couvercle doublé de plomb. La cristallisation commence ilès que la température est descendue à 79 degrés. Au bout de cinq à six jours, quand le thermomètre ne marque plus que 56 degrés, on se hâte de siphonner le liquide, pour éviter la formation de cristaux prismatiques. Le borax octaédrique est détaché au ciseau, et conservé à l’abri de l’humidité qui le désa-

SODIUM

grège en formant peu à peu du borax prismatique dans l’eau mère d’interposition.

Lunge propose de fondre l’acide borique avec la moitié de son poids de sel de soude, de lessiver la masse fondue, et d’abandonner au refroidissement le liquide éclairci par le repos.

Pour purifier le borax brut de l’Inde et de la Chine, connu sous le nom de tinkal, on le lave à l’eau renfermant 5 pour 100 de sel de soude, afin de dissoudre les matières grasses. On le fait dissoudre ensuite dans de l’eau à laquelle on a ajouté 12 pour 100 de cristaux de soude. On préfère quelquefois mélanger le tinkal avec 1 pour 100 de chaux éteinte et un peu d’eau froide ; on le fait ensuite dissoudre dans l’eau bouillante, on écume le savon calcaire et l’on fait cristalliser la dissolution.

D’après Clouet, on peut encore détruire les corps gras en calcinant le tinkal avec 10 pour 100 de nitrate de soude.

La boronatrocalcite du Pérou peut encore être utilisée comme source de borax. Il suffit de décomposer ce borate de chaux par une quantité équivalente de carbonate de soude dans l’eau bouillante. Le carbonate de chaux se précipite, le borate de soude reste dissous (Payen).

Ajoutons que pour la saturation de l’acide borique, Jean a proposé de remplacer le carbonate de soude par le sulfure de sodium. On réduit le sulfure en petits fragments, qu’on introduit dans un sac de toile, suspendu à côté de sacs pareils chargés d’acide borique, dans un vase clos rempli d’eau froide. Il se forme ainsi du borax, et de l’hydrogène sulfuré qu’on peut recueillir.

Borax prismatique, Na0,BoO 3 +10HO.

Propriétés. — Gros cristaux transparents du système monoclinique. Densité: 1,757 (Watson), 1,74 (Payen), 1,7156 à 17 degrés (Stolba), 1,711 à 20 degrés (Favre et Valson). Ils décrépitent quand on les chauffe brusquement.

Ils s’effleurissent superficiellement à l’air sec en devenant opaques. Ils perdent leur eau en se boursouflant plus considérablement que les cristaux octaédriques. La masse spongieuse ainsi obtenue porte le nom de borax calciné; au rouge, elle fond en un verre transparent.

On a donné plus haut, d’après Poggiale, le tableau de solubilité du borax prismatique dans l’eau (voy. p. 150).

Les dissolutions sursaturées qui ont abandonné spontanément des cristaux de borax octaédrique, restent sursaturées de borax prismatique si on les conserve à l’abri de l’air ; le contact d’une parcelle d’un cristal prismatique y détermine une cristallisation nouvelle de l’hydrate à 10 HO (Gernez).

Le borax prismatique n’apparaît que dans les dissolutions refroidies au-dessous de -f- 56 degrés, température qui représente la limite supérieure d’existence de cet hydrate.

Le borax prismatique, broyé avec du sel ammoniac, dégage du sel ammoniac, par suite de la dissociation qu’il éprouve, quand il fond dans son eau mère, en acide borique et alcali libre (voy. p. 151 et 152).

Préparation. — Le borax prismatique s’obtient facilement dans le raffinage du borax brut. On opère comme on l’a indiqué plus haut (p. 154) pour le borax octaédrique, mais en ayant soin de ne pas dépasser une concentration correspondant à 22 degrés Baumé. On laisse refroidir la dissolution dans le cristallisoir profond, muni de son couvercle, jusqu’à 27 ou 28 degrés centésimaux, ce qui exige de seize à dix-huit jours, suivant la température extérieure. On soutire l’eau mère, puis on détache les cristaux avec un ciseau. Après les avoir desséchés par l’exposition libre, on les trie et on les emballe dans des caisses (Payen).

TÉTRABORATE DE SOUDE.

Na0,4Bo0 3 + ÎOHO.

Ce sel est en croûtes cristallines d’un blanc laiteux. Il est soluble dans 5 à 6 parties d’eau froide. Il est sans action sur le tournesol et le curcuma. Les acides minéraux en séparent de l’acide borique. Il se boursoufle moins que le borax sous l’action de la chaleur.

Bollay l’a obtenu en mélangeant des dissolutions de borax et de sel ammoniac à équivalents égaux, et faisant bouillir la liqueur jusqu’à ce qu’il ne se dégage plus d’ammoniaque. Une évaporation lente donne des cristaux de tétraborate.

HEXABORATE DE SOUDE.

Na0,6Ba0 3 .

Tunnermann a obtenu ce composé sous forme de tables, renfermant 30 pour 100 d’eau de cristallisation, en ajoulant de l’acide borique à une dissolution aqueuse de borax, jusqu’à ce qu’elle ne rougisse plus le papier de curcuma, et évaporant la liqueur jusqu’à cristallisation.

L’hexaborate de soude possède une saveur fraîche rappelant celle dusalpêtre. Il est neutre. Sous l’action de la chaleur, il bouillonne en perdant son eau de cristallisation ainsi qu’un peu d’acide borique, puis fond en un verre limpide.

Laurent, en versant 2 équivalents d’acide sulfurique dans une dissolution aqueuse de 3 équivalents de borax, a constaté que la liqueur devient neutre. Ce phénomène montre qu’elle renferme de l’hexaborale de soude, comme l’indique l’équation suivante :

[ 3(NaO,2Bo0 3 ) + 2S0 3 = NaO,6Bo'0 3 + 2(Na0,S0 3 ).

En versant dans la liqueur un troisième équivalent d’acide, elle colore le tournesol en rouge vineux, et dès que la proportion d’acide employé dépasse 3 équivalents, le tournesol prend la teinte pelure d’oignon caractéristique des acides forts.

SODIUM

PHOSPHOBORATE DE SOUDE.

2Na0,Ph0 5 ,Bo0 3 .

Quand on fond de l’acide borique avec du pyrophosphate de soude, on constate, en reprenant par l’eau le produit de la réaction, qu’il s’est formé du phosphate de soude.

M. Prinvault admet que, dans cette transformation, il se forme un phosphoborate ayant la composition représentée par la formule 2Na0,PH0 5 ,Bo0 3 . De fait, l’expérience prouve que 1 équivalent d’acide borique agit sur 1 équivalent de pyrophosphate. Le phosphoborate formé est décomposé par l’eau et l’alcool en acide borique et orthophosphate.