BICARBONATE DE SODIUM

Le bicarbonate de sodium a un goût alcalin, perd du dioxyde de carbone à 270 °C (518 °F) et est utilisé dans la préparation des aliments.
Le bicarbonate de sodium est également utilisé comme médicament, comme agent de conservation du beurre, dans la céramique et pour prévenir la moisissure du bois.
Le bicarbonate de sodium est une poudre blanche, cristalline et inodore, au goût légèrement alcalin.

Numéro CAS : 144-55-8
Formule moléculaire : CHNaO3
Masse moléculaire : 84,01
Numéro EINECS : 205-633-8

Synonymes : bicarbonate de sodium, 144-55-8, bicarbonate de sodium, bicarbonate de soude, sel monosodique de l'acide carbonique, bicarbonate de sodium, carbonate acide de sodium, bicarbonate de soude, carbonate monosodique, Meylon, Neut, Col-evac, Natriumhydrogenkarbonat, NaHCO3, Sel De vichy, Natrum bicarbonicum, Natrium bicarbonicum, Jusonin, Soludal, Natrii hydrogencarbonas, Soda Mint, bicarbonate monosodique, Natrium hydrogencarbonicum, Nabic, sel de sodium de l'acide carbonique (1:1), carbonate de sodium (Na(HCO3)), Hydrocerol esc 5671, bicarbonate de sodium en récipient plastique, Genitron tp-bch 51051, bicarbonate de sodium anhydre, 8MDF5V39QO, INS NO.500(II), DTXSID9021269, E500, CHEBI:32139 INS-500(II), Hydrogénocarbonates de sodium, E-500(II), NSC-134031, Composant MultiBic, Hydrogénocarbonate de sodium, B1654, Soude, Bicarbonate de soude, Sodium, Hydrogénocarbonate de sodium, Sodium, NSC134031, Sodibic, Thamicarb, Nurse Harveys, S-bicarb, After Bite Kids, S-bicarb SF, AHHH Bite Relief, After Bite Advanced, After Bite X Tech, Kit de chirurgie générale, De La Cruz Desempacho, RefChem:6685, LIFE Q, Soulagement assuré des piqûres d'insectes, Bicarbonate de sodium Humco, Coussinet de soulagement des piqûres d'insectes, Bicarbonate de sodium Medis, Bicarbonate de sodium 5 g, Latex de soulagement des piqûres d'insectes, Bicarbonate de sodium Rapidol, Bicarbonate de sodium 10 g, Antiacide au bicarbonate de sodium, The Itch Eraser Sensitive, Bicarbonate de soude Arm and Hammer, Bicarbonate de sodium NeogenVet, Piqûre d'insectes compresse de soulagement 01, QUABIC-100, QUABIC-300, antiacide effervescent Brioschi, injection de bicarbonate de sodium, latex de soulagement des piqûres d'insectes 01, DTXCID901269, 7,5 % de bicarbonate de sodium, 8,4 % de bicarbonate de sodium, lingettes de soulagement des piqûres d'insectes Caring Mill, EcoDent Ultimate Essential Mouthcare, bicarbonate de sodium 5 g (325 mg), antiacide au bicarbonate de sodium De LA Cruz, bicarbonate de sodium 10 g (650 mg), INFANT 4,2 % de bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium 10 GR. (650 mg), solution pédiatrique de bicarbonate de sodium à 8,4 %, solution de bicarbonate de sodium de qualité hémodialyse, Ecodent Ultimate Essential Mouthcare Menthe Fraîche et Fraîche, Ecodent Ultimate Essential Mouthcare Cannelle Épicée et Fraîche, bicarbonate de sodium Bestmade Natural Products (Nat Bicarb), 205-633-8, Acidosan, bicarbonate de sodium ; hydrogénocarbonate, Soda (van), CHNaO3, MFCD00003528, acide carbonique, sel monosodique, E 500, E-500, hydrogénocarbonate de sodium, Caswell n° 747, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium (1:1), Meylon (TN), CCRIS 3064, HSDB 697, hydrogénocarbonate de sodium, Neut (TN), EINECS 205-633-8, UNII-8MDF5V39QO, code chimique EPA pour les pesticides 073505, NSC 134031, Bicarbonate de sodium [USP:JAN], bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, hydrogénocarbonate de sodium, hydrogénocarbonate de sodium, bicarbonate de sodium, USP, hydrogénocarbonate de sodium, SCHEMBL83, Hydrogénocarbonate de sodium, EC 205-633-8, CHEMBL1353, B1654 [LANGUEL], orb2281224, BICARBONATE DE SODIUM [II], BICARBONATE DE SODIUM [MI], BICARBONATE DE SODIUM [FCC], BICARBONATE DE SODIUM [JAN], Bicarbonate de sodium (JP17/USP), BICARBONATE DE SODIUM [HSDB], NATRUM BICARBONICUM [HPUS], SODIUM BICARBONATE [VANDF], BICARBONATE DE SODIUM [MART.], BICARBONATE DE SODIUM [USP-RS], BICARBONATE DE SODIUM [WHO-DD], STR00078, Bicarbonate de sodium -40-+140 mesh, Bicarbonate de sodium, Qualité biochimique, AKOS015836321, AKOS015951222, AKOS040765856, Hydrogénocarbonate de sodium, Puratronic ?, DB01390, BICARBONATE DE SODIUM [ORANGE BOOK], BICARBONATE DE SODIUM BAROS COMPONENT, Bicarbonate de sodium qualité réactif ACS, BICARBONATE DE SODIUM [USP MONOGRAPH], HYDROGÉNATE DE SODIUM [WHO-IP], BICARBONATE DE SODIUM ZEGERID COMPONENT, Hydrogénocarbonate de sodium ; Bicarbonate de sodium, BICARBONATE DE SODIUM NORMOCARB COMPONENT NS00076447, S0561, BICARBONATE DE SODIUM À 50 % (m/m), Solution aqueuse de bicarbonate de sodium à 7 %, D01203, HYDROGÉNOCARBONATES DE SODIUM [OMS-IP LATIN], HYDROGÉNOCARBONATE DE SODIUM [MONOGRAPHIE EP], F044705, Q179731, Bicarbonate de sodium, HPLC, Conforme aux spécifications ACS, Bicarbonate de sodium ACS, USP44, FCC12, BP/EP, JP18, Solution aqueuse saturée de bicarbonate de sodium (~9,6 % m/m), Bicarbonate de sodium, GR, ≥ 99,8 % ; Bicarbonate de sodium, AR, ≥ 99,8 % ; Solution standard de bicarbonate de sodium ; Bicarbonate de sodium ; BICARBONATE DE SODIUM PWD ; Solution d'essai de bicarbonate de sodium (ChP) ; Fabricant de bicarbonate de sodium ; TSQN

Le bicarbonate de sodium, plus communément appelé bicarbonate de soude, se présente sous forme de solide cristallin blanc et inodore.
Le bicarbonate de sodium se présente naturellement sous forme de nahcolite, un minéral qui tire son nom de sa formule chimique en remplaçant le « 3 » de NaHCO3 par la terminaison « lite ».
La principale source mondiale de nahcolite est le bassin de Piceance Creek, dans l'ouest du Colorado, qui fait partie de la plus vaste formation de Green River.

Le bicarbonate de sodium est extrait par dissolution en injectant de l'eau chaude dans des puits d'injection pour dissoudre la nahcolite des couches éocènes où elle se trouve entre 1 500 et 2 000 pieds sous la surface.
Le bicarbonate de sodium dissous est pompé à la surface où il est traité pour récupérer le NaHCO3 en solution.
Le bicarbonate de sodium, NaHC03, également connu sous le nom de carbonate acide de sodium et de bicarbonate de soude, est un solide cristallin blanc soluble dans l'eau.

Le bicarbonate de sodium est un composé inorganique de formule chimique NaHCO₃, également connu sous le nom de bicarbonate de soude.
Il se présente naturellement sous la forme du minéral nahcolite, que l'on trouve dans les gisements de carbonate de sodium.
Le bicarbonate de sodium agit comme une base faible et réagit facilement avec les acides pour produire du dioxyde de carbone gazeux.

Lorsqu'il est chauffé, il se décompose en carbonate de sodium (Na₂CO₃), en eau et en dioxyde de carbone.
Cette capacité à libérer du gaz le rend extrêmement utile dans les applications domestiques et industrielles.
Il est très soluble dans l'eau et crée une solution légèrement basique une fois dissous.

Cette propriété contribue à neutraliser les acides et à stabiliser les niveaux de pH dans divers environnements.
C’est pourquoi le bicarbonate de sodium est largement utilisé en médecine, dans l’industrie agroalimentaire et dans les produits de nettoyage.
Le bicarbonate de sodium (nom IUPAC : hydrogénocarbonate de sodium), communément appelé bicarbonate de soude ou bicarbonate de soude (ou simplement « bicarbonate », notamment au Royaume-Uni), ou salaratus, est un composé chimique de formule NaHCO3. C'est un sel composé d'un cation sodium (Na+) et d'un anion bicarbonate (HCO−3).

Le bicarbonate de sodium est un solide blanc cristallin qui se présente souvent sous forme de poudre fine.
Le bicarbonate de sodium a un goût légèrement salé et alcalin qui ressemble à celui du carbonate de sodium (« cristaux de soude »).
Sa forme minérale naturelle est la nahcolite, bien qu'on la trouve plus fréquemment comme composant du minéral trona.

Comme on le sait depuis longtemps et comme il est largement utilisé, ce sel porte de nombreux noms différents tels que bicarbonate de soude, bicarbonate de soude pour pain, bicarbonate de cuisine, bicarbonate de soude pour bière et bicarbonate de sodium, et on le trouve souvent à proximité de la levure chimique dans les magasins.
Le terme « bicarbonate de soude » est plus courant aux États-Unis, tandis que « bicarbonate de soude » est plus courant en Australie, au Royaume-Uni et en Nouvelle-Zélande.
Les formes familières abrégées telles que bicarbonate de sodium, bicarbonate de soude, bicarbonate et bicarbonate sont courantes.

Le préfixe bi- dans « bicarbonate » provient d'un système de dénomination obsolète antérieur aux connaissances moléculaires.
Le bicarbonate de sodium est basé sur l'observation qu'il y a deux fois plus de carbonate (CO2−3) par sodium dans le bicarbonate de sodium (NaHCO3) que dans le carbonate de sodium (Na2CO3).
Les formules chimiques modernes de ces composés expriment désormais leurs compositions chimiques précises qui étaient inconnues lorsque le nom bicarbonate de potasse a été inventé (voir aussi : bicarbonate).

Le bicarbonate de sodium se présente sous forme de poudre cristalline blanche et inodore, au goût salé et légèrement alcalin.
La structure cristalline est constituée de prismes monocliniques.
Des granulométries différentes, allant d'une poudre fine à des granules uniformes à écoulement libre, sont disponibles dans le commerce.

Poudre ou granulés cristallins blancs ; cristaux monocliniques ; densité 2,20 g/cm³ ; se décompose vers 50 °C, commence à libérer du dioxyde de carbone ; se transforme en carbonate de sodium à 100 °C ; soluble dans l’eau, 10 g/100 mL à 20 °C ; se décompose lentement en CO₂ et Na₂CO₃ en solution aqueuse à température ambiante ; se décompose en Na₂CO₃ dans l’eau bouillante ; solution aqueuse légèrement alcaline ; pH d’une solution 0,1 M à 25 °C : environ 8,3 ; insoluble dans l’alcool ; se décompose dans les acides.
Aux États-Unis, la majeure partie du bicarbonate de sodium est fabriquée synthétiquement par la réaction d'une solution de carbonate de sodium (Na2CO3) avec du dioxyde de carbone : Na2CO3(aq) + H2O(l) + CO2(g) → 2NaHCO3(aq).

Le bicarbonate de sodium peut également être produit en utilisant le procédé Solvay, qui utilise de l'ammoniac, du dioxyde de carbone et du sel pour produire du bicarbonate de sodium selon la série de réactions suivante : 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(l) → (NH4)2CO3(aq)
(NH4)2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) → 2NH3HCO3(aq)
NH4HCO3(aq) + NaCl(aq) → NaHCO3(s) + NH4Cl(aq).

Le bicarbonate de sodium réagit avec les acides, les sels acides et de nombreux sels alcaloïdes, avec dégagement de dioxyde de carbone. Il peut également intensifier le brunissement des salicylates.
Dans les mélanges en poudre, l'humidité atmosphérique ou l'eau de cristallisation d'un autre ingrédient suffit pour que le bicarbonate de sodium réagisse avec des composés tels que l'acide borique ou l'alun.
Dans les mélanges liquides contenant du sous-nitrate de bismuth, le bicarbonate de sodium réagit avec l'acide formé par l'hydrolyse du sel de bismuth.

En solution, le bicarbonate de sodium s'est révélé incompatible avec de nombreuses substances médicamenteuses telles que la ciprofloxacine, l'amiodarone, la nicardipine et la lévofloxacine.
Le bicarbonate de sodium est un ingrédient clé des poudres à lever et des agents levants.
Mélangé à un acide comme le vinaigre ou le jus de citron, il libère du dioxyde de carbone.

Ce gaz fait gonfler la pâte, ce qui donne aux produits de boulangerie leur texture moelleuse et aérée.
Le bicarbonate de sodium est également utilisé pour neutraliser l'acidité des aliments et des boissons.

Par exemple, il contribue à atténuer l'acidité des sauces tomates ou des boissons acides.
En matière de conservation des aliments, il préserve leur fraîcheur en équilibrant le pH et en empêchant leur altération.

Point de fusion : >300 °C (littérature)
Point d'ébullition : 851 °C
Densité : 2,16 g/mL à 25 °C (litt.)
Masse volumique apparente : 1000 kg/m³
Indice de réfraction : 1,500
Température de stockage : 2–8 °C
Solubilité : H₂O — 1 M à 20 °C, limpide, incolore
Forme : Solution (7,5 %)
Couleur : Blanc
Densité relative : 2,159
Plage de pH : 7,8–8,2
pH : 8,27 (solution à 1 mM) ; 8,22 (solution à 10 mM) ; 8,02 (solution à 100 mM)
pKa : (1) 6,37, (2) 10,25 (carbonique, à 25 °C)
Odeur : Inodore
Solubilité dans l'eau : 9 g/100 mL (20 °C)
Décomposition : 50 °C
Merck : 14 8583
BRN : 4153970
Classe BCS : 1
Stabilité : Stable
LogP : -4,010 (estimation)

Le bicarbonate de sodium est fabriqué soit en faisant passer du dioxyde de carbone dans une solution saturée froide de carbonate de sodium, soit par le procédé ammoniac-soude (Solvay), dans lequel on fait passer d'abord de l'ammoniac puis du dioxyde de carbone dans une solution de chlorure de sodium pour précipiter le bicarbonate de sodium tandis que le chlorure d'ammonium, plus soluble, reste en solution.
Dans la nature, le bicarbonate de sodium se présente presque exclusivement sous forme de nahcolite ou de trona.
La trona est plus courante, car la nahcolite est plus soluble dans l'eau et l'équilibre chimique entre les deux minéraux favorise la trona.

D'importants gisements de nahcolite se trouvent aux États-Unis, au Botswana, au Kenya, en Ouganda, en Turquie et au Mexique.
Les plus importants gisements de trona se trouvent dans le bassin de la Green River, au Wyoming.
En médecine, le bicarbonate de sodium agit comme un antiacide pour soulager les brûlures d'estomac et les indigestions.

Le bicarbonate de sodium neutralise l'excès d'acidité gastrique, soulageant rapidement l'inconfort.
Il est disponible sous forme de comprimés, de poudres ou de solution injectable pour les urgences médicales.
Les médecins utilisent parfois du bicarbonate de sodium dans les solutions intraveineuses pour traiter l'acidose.

Il contribue à rétablir le pH normal du corps lorsqu'il devient trop acide.
Ceci est particulièrement important chez les patients souffrant de problèmes rénaux ou de troubles métaboliques.
Le bicarbonate de sodium peut également être utilisé comme additif pour les bains de bouche ou les dentifrices.

Le bicarbonate de sodium contribue à blanchir les dents, à réduire la mauvaise haleine et à maintenir une bonne hygiène buccale.
Son léger pouvoir abrasif élimine les taches sans endommager l'émail des dents.
Le bicarbonate de sodium est un excellent agent nettoyant et désodorisant.

Il peut éliminer les taches, neutraliser les odeurs et absorber l'humidité.
Mélangé à de l'eau ou du vinaigre, il devient un nettoyant puissant et non toxique pour les surfaces domestiques.
On l'utilise souvent en saupoudrant les réfrigérateurs, les tapis ou les chaussures pour éliminer les mauvaises odeurs.

Ce composé réagit avec les odeurs acides, les transformant en sels neutres et en eau.
Grâce à sa nature non corrosive, il peut être utilisé sans danger sur les métaux, les tissus et les plastiques.
En lessive, il contribue à adoucir l'eau et à renforcer le pouvoir nettoyant des détergents.

Il préserve également l'éclat des couleurs et prévient les mauvaises odeurs dans les machines à laver.
De nombreux produits de nettoyage naturels utilisent le bicarbonate de sodium comme principal ingrédient actif.
Bicarbonate de soude : Solide blanc formé soit par passage d'un excès de dioxyde de carbone à travers une solution de carbonate ou d'hydroxyde de sodium, soit par précipitation lors du mélange de solutions concentrées froides de chlorure de sodium et d'hydrogénocarbonate d'ammonium.

L'hydrogénocarbonate de sodium se décompose par chauffage pour donner du carbonate de sodium, du dioxyde de carbone et de l'eau. Avec des acides dilués, il produit du dioxyde de carbone.
Le bicarbonate de sodium est utilisé comme composant de la levure chimique, dans les boissons effervescentes et dans les extincteurs.
Ses solutions aqueuses sont alcalines en raison de l'hydrolyse du sel. L'hydrogénocarbonate de sodium forme des cristaux monocliniques.

Le bicarbonate de sodium est un composé amphotère.[33] Les solutions aqueuses sont légèrement alcalines en raison de la formation d'acide carbonique et d'ions hydroxyde : HCO₃⁻ + H₂O → H⁺
2CO3 + OH−
Le bicarbonate de sodium peut parfois être utilisé comme agent de neutralisation doux et comme alternative plus sûre aux bases fortes comme l'hydroxyde de sodium.

La réaction du bicarbonate de sodium avec un acide produit un sel et de l'acide carbonique, qui se décompose facilement en dioxyde de carbone et en eau : NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
H2CO3 → H2O + CO2(g)
Le bicarbonate de sodium réagit avec l'acide acétique (présent dans le vinaigre), produisant de l'acétate de sodium, de l'eau et du dioxyde de carbone : NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2(g)

Le bicarbonate de sodium réagit avec des bases telles que l'hydroxyde de sodium pour former des carbonates : NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
À des températures de 80 à 100 °C (176 à 212 °F), le bicarbonate de sodium se décompose progressivement en carbonate de sodium, en eau et en dioxyde de carbone.
La conversion est plus rapide à 200 °C (392 °F) : 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

La plupart des bicarbonates subissent cette réaction de déshydratation.
Un chauffage supplémentaire transforme le carbonate en oxyde (au-dessus de 850 °C/1 560 °F) : Na2CO3 → Na2O + CO2

La production de dioxyde de carbone et d'eau explique en partie les propriétés extinctrices du NaHCO3, bien que d'autres facteurs comme l'absorption de chaleur et la neutralisation des radicaux libres soient plus importants.
Le bicarbonate de sodium neutralise l'acide gastrique avec production de dioxyde de carbone. Le bicarbonate non impliqué dans cette réaction est absorbé et, en l'absence de déficit en bicarbonate plasmatique, les ions bicarbonate sont excrétés dans l'urine, qui devient alcaline, entraînant une diurèse.

Stockage:
Chauffé à environ 50 °C, le bicarbonate de sodium commence à se dissocier en dioxyde de carbone, carbonate de sodium et eau ; chauffé à 250–300 °C, pendant une courte période, le bicarbonate de sodium est complètement converti en carbonate de sodium anhydre.
Cependant, le processus dépend à la fois du temps et de la température, la conversion étant complète à 90 % en 75 minutes à 93 °C.
La réaction se déroule selon une cinétique contrôlée par la surface ; lorsque des cristaux de bicarbonate de sodium sont chauffés pendant une courte période, de très fins cristaux aciculaires de carbonate de sodium anhydre se forment à la surface du bicarbonate de sodium.

Les effets de l'humidité relative et de la température sur la sorption d'humidité et la stabilité de la poudre de bicarbonate de sodium ont été étudiés.
La poudre de bicarbonate de sodium est stable en dessous de 76 % d'humidité relative à 25 °C et en dessous de 48 % d'humidité relative à 40 °C.
À une humidité relative de 54 %, le degré de décarboxylation pyrolytique du bicarbonate de sodium ne doit pas dépasser 4,5 % afin d'éviter des effets néfastes sur la stabilité.

À température ambiante, les solutions aqueuses se décomposent lentement avec conversion partielle en carbonate ; la décomposition est accélérée par l'agitation ou la chaleur.
Les solutions aqueuses commencent à se décomposer en dioxyde de carbone et en carbonate de sodium à environ 20 °C, et complètement à ébullition.
Les solutions aqueuses de bicarbonate de sodium peuvent être stérilisées par filtration ou par autoclavage.

Pour minimiser la décomposition du bicarbonate de sodium par décarboxylation lors de l'autoclavage, du dioxyde de carbone est injecté dans la solution contenue dans son récipient final, qui est ensuite scellé hermétiquement et autoclavé.
Le récipient scellé ne doit pas être ouvert pendant au moins 2 heures après son retour à température ambiante, afin de laisser le temps à la reformation complète du bicarbonate à partir du carbonate produit pendant le processus de chauffage.
Les solutions aqueuses de bicarbonate de sodium conservées dans des récipients en verre peuvent présenter des dépôts de petites particules de verre.

Des sédiments de carbonate de calcium contenant des traces de carbonate de magnésium ou d'autres carbonates métalliques ont été retrouvés dans des injections stérilisées par autoclave ; ceux-ci sont dus à des impuretés dans le bicarbonate ou à l'extraction d'ions calcium et magnésium du récipient en verre.
La sédimentation peut être retardée par l'inclusion de 0,01 à 0,02 % d'édétate disodique.
Le bicarbonate de sodium est stable à l'air sec mais se décompose lentement à l'air humide et doit donc être conservé dans un récipient bien fermé, dans un endroit frais et sec.

Utilisations :
Le bicarbonate de sodium, utilisé sous forme de bicarbonate de soude et de levure chimique, est l'agent levant le plus courant.
Lorsqu'on ajoute du bicarbonate de soude, qui est une substance alcaline, à un mélange, il réagit avec un ingrédient acide pour produire du dioxyde de carbone.
La réaction peut être représentée comme suit : NaHCO3(s) + H+ → Na+(aq) + H2O(l) + CO2(g), où H+ est fourni par l'acide.

Les poudres à lever contiennent du bicarbonate de soude comme ingrédient principal, ainsi que de l'acide et d'autres ingrédients.
Selon leur formulation, les poudres à lever peuvent produire du dioxyde de carbone rapidement, soit sous forme de poudre à action unique, soit par étapes, comme c'est le cas pour les poudres à double action.
Le bicarbonate de soude est également utilisé comme source de dioxyde de carbone pour les boissons gazeuses et comme tampon.

Outre son utilisation en pâtisserie, le bicarbonate de soude a de nombreuses applications domestiques.
Le bicarbonate de sodium est utilisé comme nettoyant général, désodorisant, antiacide, agent extincteur et dans des produits d'hygiène personnelle tels que le dentifrice.
Le bicarbonate de sodium est une base faible en solution aqueuse, avec un pH d'environ 8.

L'ion bicarbonate (HCO3-) possède des propriétés amphotères, ce qui signifie qu'il peut agir soit comme un acide, soit comme une base.
Cela confère au bicarbonate de soude un pouvoir tampon et la capacité de neutraliser à la fois les acides et les bases.
Les odeurs alimentaires résultant de composés acides ou basiques peuvent être neutralisées avec du bicarbonate de soude pour obtenir des sels inodores.

Le bicarbonate de sodium étant une base faible, il possède une plus grande capacité à neutraliser les odeurs acides.
La deuxième utilisation la plus importante du bicarbonate de sodium, représentant environ 25 % de la production totale, est comme complément alimentaire pour les animaux agricoles.
Chez les bovins, il contribue au maintien du pH du rumen et favorise la digestibilité des fibres ; chez la volaille, il contribue au maintien de l'équilibre électrolytique en fournissant du sodium dans l'alimentation, aide les volailles à tolérer la chaleur et améliore la qualité de la coquille des œufs.

Le bicarbonate de sodium est utilisé dans l'industrie chimique comme agent tampon, agent gonflant, catalyseur et matière première chimique.
Le bicarbonate de sodium est utilisé dans l'industrie du tannage du cuir pour le prétraitement et le nettoyage des peaux et pour contrôler le pH pendant le processus de tannage. Le chauffage du bicarbonate de sodium produit du carbonate de sodium, qui est utilisé dans la fabrication du savon et du verre.
Le bicarbonate de sodium est incorporé dans les produits pharmaceutiques pour servir d'antiacide, d'agent tampon et, dans les formulations, de source de dioxyde de carbone dans les comprimés effervescents.

Les extincteurs à poudre chimique de type BC contiennent du bicarbonate de sodium (ou du bicarbonate de potassium).
Le bicarbonate est également utilisé dans le traitement de la pâte à papier, le traitement de l'eau et le forage de puits de pétrole.
Le bicarbonate de sodium est généralement administré par voie orale afin de réguler le pH sérique.

Les déséquilibres du pH plasmatique peuvent être dus à des problèmes survenant au niveau des reins, tels que l'acidose tubulaire rénale.
Dans les reins, le sang est filtré avant de passer dans la partie tubulaire des néphrons où a lieu la réabsorption ou la sécrétion de sels importants et d'autres substances.
Dans l'acidose tubulaire rénale, les reins ne parviennent pas soit à filtrer ou à sécréter les ions acides (H+) du plasma (la sécrétion a lieu dans le tubule distal), soit à récupérer les ions bicarbonate (HCO3-) du filtrat (la réabsorption passive a lieu dans le tubule proximal, la réabsorption active dans le tubule distal), ce qui est nécessaire pour équilibrer le pH.

Dans cette perspective, le composant pharmaceutiquement actif du bicarbonate de sodium est l'anion bicarbonate, mais le cation Na+ est responsable de la solubilité et de la compatibilité.
Le bicarbonate de sodium est un agent levant dont le pH est d'environ 8,5 dans une solution à 1 % à 25 °C.
Le bicarbonate de sodium agit avec des phosphates de qualité alimentaire (composés levants acides) pour libérer du dioxyde de carbone qui se dilate pendant la cuisson, donnant ainsi au produit de boulangerie un volume accru et une texture tendre.

Le bicarbonate de sodium est également utilisé dans les boissons en poudre pour obtenir une carbonatation, qui se produit lorsque de l'eau est ajoutée au mélange contenant du bicarbonate de sodium et un acide.
Le bicarbonate de sodium est un composant de la levure chimique.
Le bicarbonate de sodium est également appelé bicarbonate de soude, bicarbonate de sodium acide et hydrogénocarbonate de sodium.

Bicarbonate de sodium : fabrication de nombreux sels de sodium ; source de CO2 ; ingrédient de la levure chimique, des sels effervescents et des boissons ; dans les extincteurs, les produits de nettoyage.
En cuisine, le bicarbonate de soude est principalement utilisé en pâtisserie comme agent levant.
Lorsqu'elle réagit avec un acide ou est chauffée, la pâte libère du dioxyde de carbone, ce qui provoque son gonflement et lui confère sa texture et son grain caractéristiques, notamment dans les gâteaux, les pains rapides, le pain soda et autres pâtisseries et fritures. En présence d'un acide, la réaction acido-basique peut être représentée de façon générale comme suit : NaHCO₃ + H⁺ → Na⁺ + CO₂ + H₂O

Les substances acides qui induisent cette réaction comprennent les phosphates d'hydrogène, la crème de tartre, le jus de citron, le yaourt, le babeurre, le cacao et le vinaigre.
On peut utiliser le bicarbonate de soude avec du levain, qui est acide, pour obtenir un produit plus léger et moins acide.
Comme la réaction se produit lentement à température ambiante, les mélanges (pâte à gâteau, etc.) peuvent reposer sans lever jusqu'à ce qu'ils soient chauffés au four.

La chaleur peut également, à elle seule, permettre au bicarbonate de sodium d'agir comme agent levant en pâtisserie grâce à sa décomposition thermique, libérant du dioxyde de carbone à des températures supérieures à 80 °C (180 °F), selon l'équation suivante : 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
Utilisé seul de cette manière, sans la présence d'un composant acide (que ce soit dans la pâte ou par l'utilisation d'une levure chimique contenant de l'acide), seule la moitié du CO2 disponible est libérée (une molécule de CO2 est formée pour chaque deux équivalents de NaHCO3).
De plus, en l'absence d'acide, la décomposition thermique du bicarbonate de sodium produit également du carbonate de sodium, qui est fortement alcalin et donne au produit cuit un goût amer et savonneux ainsi qu'une couleur jaune.

La levure chimique, également vendue pour la cuisson, contient environ 30 % de bicarbonate et divers ingrédients acides qui sont activés par l'ajout d'eau, sans qu'il soit nécessaire d'ajouter d'acides dans le milieu de cuisson.
De nombreuses poudres à lever contiennent du bicarbonate de sodium associé à du phosphate acide de calcium, du phosphate d'aluminium et de sodium ou de la crème de tartre.
Le bicarbonate de soude est alcalin ; l'acide utilisé dans la levure chimique évite un goût métallique lors de la transformation chimique qui crée du carbonate de sodium pendant la cuisson.

Le bicarbonate de sodium est souvent utilisé en association avec d'autres additifs alimentaires pour l'eau en bouteille afin d'en rehausser le goût.
Son numéro E dans l'Union européenne est E500.
Le bicarbonate de sodium est l'un des principaux composants du feu d'artifice courant « serpent noir ».

Cet effet est dû à la décomposition thermique, qui produit du dioxyde de carbone gazeux, lequel génère une longue cendre serpentine comme produit de combustion de l'autre composant principal, le saccharose.
Le bicarbonate de sodium retarde également les réactions de combustion grâce à la libération de dioxyde de carbone et d'eau, deux substances ignifuges, lorsqu'il est chauffé.
Le bicarbonate de sodium possède de faibles propriétés désinfectantes et peut être un fongicide efficace contre certains organismes.

Le bicarbonate de sodium peut être utilisé pour éteindre les petits feux de graisse ou d'origine électrique en étant jeté sur le feu, car le chauffage du bicarbonate de sodium libère du dioxyde de carbone.
Toutefois, il ne faut pas l'utiliser pour les feux de friteuses ; le dégagement soudain de gaz pourrait provoquer des projections de graisse.
Le bicarbonate de sodium est utilisé dans les extincteurs à poudre chimique de Colombie-Britannique comme alternative au phosphate monoammonique, plus corrosif, utilisé dans les extincteurs ABC.

La nature alcaline du bicarbonate de sodium en fait le seul agent chimique sec, outre le Purple-K, à avoir été utilisé dans les systèmes d'extinction d'incendie à grande échelle installés dans les cuisines commerciales.
Le bicarbonate de sodium possède plusieurs mécanismes d'extinction d'incendie qui agissent simultanément.
Elle se décompose en eau et en dioxyde de carbone lorsqu'elle est chauffée, une réaction endothermique qui prive le feu de chaleur.

De plus, il forme des intermédiaires capables de neutraliser les radicaux libres responsables de la propagation du feu.
En cas de feu de graisse en particulier, il a également un léger effet de saponification, produisant une mousse savonneuse qui peut aider à étouffer le feu.
Le bicarbonate de sodium réagit spontanément avec les acides, libérant du CO2 gazeux comme produit de la réaction.

Le bicarbonate de sodium est couramment utilisé pour neutraliser les solutions acides indésirables ou les déversements d'acide dans les laboratoires chimiques.
Le bicarbonate de sodium n'est pas approprié pour neutraliser une base, même s'il est amphotère, réagissant à la fois avec les acides et les bases.
Le bicarbonate de sodium est utilisé comme complément alimentaire pour améliorer l'endurance musculaire chez les sportifs.

Des études menées principalement sur des hommes ont montré que le bicarbonate de sodium est plus efficace pour améliorer les performances lors d'activités de courte durée et de haute intensité.
Le bicarbonate de sodium peut empêcher la croissance des champignons lorsqu'il est appliqué sur les feuilles, bien qu'il ne les tue pas.
Des quantités excessives de bicarbonate de sodium peuvent provoquer une décoloration des fruits (solution à deux pour cent) et une chlorose (solution à un pour cent).

Le bicarbonate de sodium est également couramment utilisé comme complément alimentaire à volonté chez les moutons pour aider à prévenir les ballonnements.
Le bicarbonate de sodium mélangé à de l'eau peut être utilisé comme antiacide pour traiter les indigestions acides et les brûlures d'estomac.
Sa réaction avec l'acide gastrique produit du sel, de l'eau et du dioxyde de carbone : NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2(g)

Un mélange de bicarbonate de sodium et de polyéthylène glycol dissous dans l'eau et pris par voie orale constitue une préparation efficace pour le lavage gastro-intestinal et un laxatif avant une chirurgie gastro-intestinale, une gastroscopie, etc.
On utilise parfois du bicarbonate de sodium par voie intraveineuse en solution aqueuse en cas d'acidose, ou lorsque le taux d'ions sodium ou bicarbonate dans le sang est insuffisant.
En cas d'acidose respiratoire, l'ion bicarbonate perfusé déplace le tampon acide carbonique/bicarbonate du plasma vers la gauche, et augmente ainsi le pH.

C’est pourquoi le bicarbonate de sodium est utilisé lors des réanimations cardiopulmonaires sous surveillance médicale.
La perfusion de bicarbonate n’est indiquée que lorsque le pH sanguin est nettement bas (< 7,1–7,0).
Le HCO3− est utilisé pour le traitement de l'hyperkaliémie, car il permet de faire rentrer le K+ dans les cellules pendant les périodes d'acidose.

Le bicarbonate de sodium pouvant provoquer une alcalose, il est parfois utilisé pour traiter les surdosages d'aspirine.
L'aspirine nécessite un milieu acide pour une absorption optimale, et un milieu basique diminuera son absorption en cas de surdosage.
Le bicarbonate de sodium a également été utilisé dans le traitement des surdosages d'antidépresseurs tricycliques.

Le bicarbonate de sodium peut également être appliqué localement sous forme de pâte, avec trois parts de bicarbonate de soude pour une part d'eau, pour soulager certains types de piqûres d'insectes (ainsi que le gonflement qui les accompagne).
Certains praticiens de médecines alternatives, comme Tullio Simoncini, ont fait la promotion du bicarbonate de soude comme remède contre le cancer, ce contre quoi l'American Cancer Society a mis en garde en raison de son efficacité non prouvée et des dangers potentiels liés à son utilisation.
Edzard Ernst a qualifié la promotion du bicarbonate de sodium comme remède contre le cancer de « l'une des arnaques les plus répugnantes en matière de médecine alternative contre le cancer que j'aie vues depuis longtemps ».

Le bicarbonate de sodium peut être ajouté aux anesthésiques locaux pour accélérer l'apparition de leurs effets et rendre leur injection moins douloureuse.[47] Il est également un composant de la solution de Moffett, utilisée en chirurgie nasale.[48]
Il a été suggéré que le bicarbonate de sodium fragilise les os lorsqu'il est consommé en raison d'une alimentation acide.
Une méta-analyse systématique de ces recherches ne montre aucun effet de ce type.

Une autre étude conclut également qu'il n'existe aucune preuve que les régimes alcalins améliorent la santé osseuse, mais suggère qu'ils « pourraient présenter un certain intérêt » pour d'autres raisons.
Des solutions antiacides (comme le bicarbonate de soude) ont été préparées et utilisées par les manifestants pour atténuer les effets de l'exposition aux gaz lacrymogènes lors des manifestations.
De la même manière que pour son utilisation en pâtisserie, le bicarbonate de sodium est utilisé avec un acide doux tel que l'acide tartrique comme excipient dans les comprimés effervescents : lorsqu'un tel comprimé est plongé dans un verre d'eau, le carbonate quitte le milieu réactionnel sous forme de dioxyde de carbone gazeux (HCO3− + H+ → H2O + CO2↑ ou, plus précisément, HCO3− + H3O+ → 2 H2O + CO2↑).

Cela provoque la désintégration du comprimé, laissant le médicament en suspension et/ou dissous dans l'eau avec le sel résultant (dans cet exemple, le tartrate de sodium).
Le bicarbonate de sodium est également utilisé comme ingrédient dans certains bains de bouche.
Le bicarbonate de sodium possède des propriétés anti-caries et abrasives.[54] Il agit comme un nettoyant mécanique sur les dents et les gencives, neutralise la production d'acide dans la bouche et agit également comme un antiseptique pour aider à prévenir les infections.

Le bicarbonate de sodium, associé à d'autres ingrédients, peut servir à fabriquer un déodorant sec ou humide.
Le bicarbonate de sodium peut être utilisé comme agent tampon, combiné à du sel de table, lors de la préparation d'une solution pour l'irrigation nasale.
Il est utilisé en hygiène oculaire pour traiter la blépharite.

On procède en ajoutant une cuillère à café de bicarbonate de sodium à de l'eau froide qui vient de bouillir, puis en frottant délicatement la base des cils avec un coton-tige trempé dans la solution.
Le bicarbonate de sodium est utilisé comme complément alimentaire pour le bétail, notamment comme agent tampon pour le rumen.
Le bicarbonate de sodium est utilisé dans un procédé d'élimination de la peinture et de la corrosion appelé sablage à la soude.

Utilisé comme agent de sablage, le bicarbonate de sodium permet d'éliminer les contaminants de surface des substrats plus tendres et moins résistants tels que l'aluminium, le cuivre ou le bois, qui pourraient être endommagés par les abrasifs à base de sable de silice.
Un fabricant recommande une pâte à base de bicarbonate de soude et d'un minimum d'eau comme poudre à récurer douce.
Une telle pâte peut être utile pour éliminer la rouille superficielle car celle-ci forme un composé soluble dans l'eau lorsqu'elle se trouve dans une solution alcaline concentrée.

Cold water should be used since hot-water solutions can corrode steel.
Sodium bicarbonate attacks the thin protective oxide layer that forms on aluminium, making it unsuitable for cleaning this metal.
A solution of baking soda in warm water will remove the tarnish from silver when the silver is in contact with a piece of aluminium foil.

Baking soda is commonly added to washing machines as a replacement for water softener and to remove odors from clothes.
When diluted with warm water, it is also almost as effective in removing heavy tea and coffee stains from cups as sodium hydroxide.
Sodium bicarbonate is an inorganic salt used as a buffering agent and a pH adjuster, it also serves as a neutralizer.

Sodium bicarbonate is used in skin-smoothing powders.
Sodium bicarbonate is generally used in pharmaceutical formulations as a source of carbon dioxide in effervescent tablets and granules.
Sodium bicarbonate is also widely used to produce or maintain an alkaline pH in a preparation.

In effervescent tablets and granules, sodium bicarbonate is usually formulated with citric and/or tartaric acid; combinations of citric and tartaric acid are often preferred in formulations as citric acid alone produces a sticky mixture that is difficult to granulate, while if tartaric acid is used alone, granules lose firmness.
When the tablets or granules come into contact with water, a chemical reaction occurs, carbon dioxide is evolved, and the product disintegrates.
Melt granulation in a fluidized bed dryer has been suggested as a one-step method for the manufacture of effervescent granules composed of anhydrous citric acid and sodium bicarbonate, for subsequent compression into tablets.

Tablets may also be prepared with sodium bicarbonate alone since the acid of gastric fluid is sufficient to cause effervescence and disintegration.
Sodium bicarbonate is also used in tablet formulations to buffer drug molecules that are weak acids, thereby increasing the rate of tablet dissolution and reducing gastric irritation.
The effects of tablet binders, such as polyethylene glycols, microcrystalline cellulose, silicified microcrystalline cellulose, pregelatinized starch, and povidone, on the physical and mechanical properties of sodium bicarbonate tablets have also been investigated.

Additionally, sodium bicarbonate is used in solutions as a buffering agent for erythromycin, lidocaine, local anesthetic solutions, and total parenteral nutrition (TPN) solutions.
In some parenteral formulations, eg niacin, sodium bicarbonate is used to produce a sodium salt of the active ingredient that has enhanced solubility.
Sodium bicarbonate has also been used as a freeze-drying stabilizer and in toothpastes.

Sodium bicarbonate has been used as a gas-forming agent in alginate raft systems and in floating, controlledrelease oral dosage forms for a range of drugs.
Tablet formulations containing sodium bicarbonate have been shown to increase the absorption of paracetamol, and improve the stability of levothyroxine.
Sodium bicarbonate has also been included in formulations of vaginal bioadhesive tablets and in carbon dioxide releasing suppositories.

Therapeutically, sodium bicarbonate may be used as an antacid, and as a source of the bicarbonate anion in the treatment of metabolic acidosis.
Sodium bicarbonate may also be used as a component of oral rehydration salts and as a source of bicarbonate in dialysis fluids; it has also been suggested as a means of preventing radiocontrast-induced nephrotoxicity.
Sodium bicarbonate is used in food products as an alkali or as a leavening agent, eg baking soda.

Profil de sécurité :
Low toxicity by ingestion, an experimental teratogen.
A nuisance dust, human systemic effects: changes in potassium levels, increased urine volume, metabolic acidosis, nausea or vomiting, respiratory changes, sodium level changes.
Sodium bicarbonate is used in a number of pharmaceutical formulations including injections and ophthalmic, otic, topical, and oral preparations.

Sodium bicarbonate is metabolized to the sodium cation, which is eliminated from the body by renal excretion, and the bicarbonate anion, which becomes part of the body's bicarbonate store.
Any carbon dioxide formed is eliminated via the lungs.
Administration of excessive amounts of sodium bicarbonate may thus disturb the body's electrolyte balance, leading to metabolic alkalosis or possibly sodium overload with potentially serious consequences.

The amount of sodium present in antacids and effervescent formulations has been sufficient to exacerbate chronic heart failure, especially in elderly patients.
Orally ingested sodium bicarbonate neutralizes gastric acid with the evolution of carbon dioxide and may cause stomach cramps and flatulence.
When used as an excipient, sodium bicarbonate is generally regarded as an essentially nontoxic and nonirritant material.