Le carbonate de potassium, un composé chimique aux multiples applications, a joué un rôle crucial dans la fabrication de la poudre à canon. Cet article explore en détail l'utilisation de ce composé, en mettant en lumière les figures clés et les procédés chimiques impliqués.
Sur le panneau qui borde le four à goémon de Prat Meur, il est fait mention d’un chimiste, Bernard Courtois. Celui-ci aurait découvert l’iode en 1811, une iode extraite des pains de soude résultant du brûlage du goémon. Bernard Courtois (1777 - 1838), né à Dijon, commence sa vie professionnelle comme pharmacien. Après l’apprentissage du métier à Auxerre, il monte à Paris. Sur la recommandation de Louis-Bernard Guyton-Morveau, alors directeur de l’École polytechnique et pour le compte duquel avait travaillé son père, il entre au laboratoire d’Antoine-François Fourcroy en 1798. Incorporé dans le service de santé des armée, il devient pharmacien des hôpitaux militaires en 1799. De retour à la vie civile, il retrouve l’École polytechnique, puis est recruté par Armand Séguin. Celui-ci, le destinant à la recherche, lui fait étudier l’opium dont il isole, en 1804, un de ses principes actifs appelé, quelques années plus tard, la morphine.
L’attention de Seguin pour l’opium n’est sans doute pas étrangère à ses intérêts pour la chose militaire, tout du moins pour l’approvisionnement des armées. L’opium étant couramment utilisé comme anesthésiant puissant par les armées, il pouvait escompter que la découverte de son principe actif lui ouvrirait un marché supplémentaire à celui qui avait fait sa fortune, le tannage des peaux En effet, en 1794, il avait mis au point un nouveau procédé de tannage, une méthode si rapide qu’elle avait permis de fournir les armées révolutionnaires en baudriers et autres chaussures dont elles avaient un besoin urgent.
Que vient faire, dans cette histoire, une nitrière, c’est-à-dire un lieu d’où l’on extrait le nitre ? Pourquoi Bernard Courtois, délaissant l’opium, se lance-t-il dans cette entreprise ? Pour faire simple, il faut savoir qu’un nitrière n’est autre qu’une salpêtrière, c’est-à-dire un lieu d’où l’on extrait le salpêtre, que le salpêtre rentre dans la composition de la poudre à canon, et que le père de Bernard Courtois avait été l’un des premiers à se lancer dans l’aventure d’une nitrière artificielle. Cette industrie avait été très encouragée à la fin de l’Ancien Régime. Le père de Bernard Courtois se lance dans l’aventure dès 1789. Puis, devant la croissance de la demande en salpêtre liée aux guerres révolutionnaires puis napoléonniennes, il achète avec son fils une nouvelle nitrière à Paris, l’année même où celui-ci met en évidence la morphine.
Sur les recommandations et instructions de Lavoisier, une nitrière artificielle est constituée de fosses creusées dans le sol et protégées du soleil et de la pluie par des hangars. Des matières organiques mélangées à de la terre, à des plâtras, à des pierres calcaires y sont mises en putréfaction. Conçue de telle sorte que l’air puisse y circuler, la paille assurant la porosité de l’ensemble, la nitrière est régulièrement arrosées d’urine et de purin, afin d’entretenir l’humidité tout en apportant des matières azotées. Brassée et retournée à plusieurs reprises pour homogénéiser l’ensemble, il s’y produit des réactions chimiques, mal comprises à l’époque (l’action de bactéries ne sera mise en évidence qu’en 1877), l’azote des matières organiques réagissant avec le calcium pour donner du nitrate de calcium.
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Celui-ci, extrait par dissolution dans l’eau, est mis en présence de carbonate de potassium, apport assuré par des cendre de bois, riches en potasse. Et, une nouvelle réaction chimique se produisant, on obtient du nitrate de potassium (KNO3) qui, après filtration et évaporation cristallise sous forme de petites paillettes blanches. Cependant, ce procédé reste peu efficace, une bonne part du potassium présent dans les cendres réagissant avec d’autres sels de calcium. Il convient donc de raffiner le produit obtenu. Pour pallier ces problèmes, Bernard Courtois a l’idée d’utiliser des cendres de varech, d’un coût moins prohibitif et permettant de d’obtenir un produit plus pur avec un rendement plus conséquent.
Il procède en deux temps. La saumure de nitrate de calcium est d’abord mise en présence de cendres de varech. Celles-ci, riches en carbonate de sodium, réagissent avec elle pour donner du nitrate de sodium. Puis, l’ajout de cendres de bois, donc de carbonate de potassium, permet la formation de nitrate de potassium, ce fameux salpêtre utilisé pour la fabrication de la poudre à canon, en mélange avec du charbon de bois et du souffre.
Cependant, Bernard Courtois note que, suite à ces traitements, les fonds de ses cuves se tapissent d’un revêtement visqueux. Il convient donc de les nettoyer de temps en temps, opération faite avec de l’acide. Or, un jour de 1811 où il avait forcé un peu sa concentration, il remarque que ses cuves se remplissent de magnifiques volutes de fumées violettes qui, au contact des parois froides, se précipitent en cristaux jamais décrits auparavant. Bernard Courtois commence alors à étudier les propriétés de ce nouveau corps. Il tente de le produire. Mais sans demande pour cet élément dont on ne connaît pas les propriétés, il abandonne cette voie pour se concentrer sur sa production de salpêtre.
Une activité qui le ruinera dès la fin de l’Empire, la fin des guerres napoléonniennes ayant réduit considérablement la demande, comme celle du blocus continental ayant permis la concurrence étrangère, notamment celle du nitrate en provenance des mines du Chili. Bernard Courtois avait en effet confié à deux chimistes de ses connaissances, dont son compatriote dijonnais Nicolas Clément, le soin de poursuivre les études qu’ils avait commencées. Par ailleurs, il avait distribué des spécimens de ses cristaux à plusieurs chimistes, dont Louis-Joseph Gay-Lussac qui lui donna son nom (du grec iodes qui veut dire violet), afin qu’on en étudiât les propriétés.
Dès lors, et de façon pragmatique, chimistes et pharmaciens, vont multiplier les expériences empiriques. Une des première facultés de l’iode, reconnue par Courtois lui-même, est de comporter un principe assez corrosif. Ce qui lui a valu d’être très vite utilisé comme agent antiseptique, avant même que la théorie pastorienne ait été formulée.D’où son utilisation en médecine et chirurgie, dont la chirurgie militaire Mais, curieusement, un de ses premières usages thérapeutiques a été le traitement du groitre, cette maladie thyroïdienne frappant les populations de certaines régions. Antérieurement traitée par des éponges brûlées, il avait été imaginé que l’iode présenterait plus de principes actifs.
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Pendant plusieurs années, médecins et pharmaciens rivalisèrent d’inventivité pour trouver toutes les vertus, parfois des plus fantaisistes, de ce nouveau produit. Nicolas Clément monte rapidement une usine à Paris. Il y place un de ses élèves, François-Benoît Tissier. Celui-ci développe un procédé de fabrication industrielle qu’il applique à Cherbourg, tirant, en 1825, 400 kilogrammes d’iode de l’usine Couturier spécialisée dans la fabrication de soude de varech. Quelques années plus tard (1829), il se rend au Conquet, spécialisant dans la fabrication de l’iode l’usine “Guilhem aîné et Garnier”.
Tout au cours du XIXe siècle, les usines s’implantent en Bretagne et Normandie : à Granville en 1832, à Vannes en 1853, à Quiberon et Porsall en 1857, à Tréguier en 1864, à L’Abert-Wrach en 1870, à Guipavas en 1877, à Lampaul-Pouarzel et Audierne en 1895. La production se déploie en Grande-Bretagne, en Norvège. Toutes ces usines à base de goémons sont vite concurrencées par la production chilienne, les mines ayant été découvertes en 1821. D’où l’établissement en 1879 d’une règlementation internationale : chaque pays adhérant (Chili, France, Pays de Galles, Écosse, Norvège) se voit attribuer un pourcentage de production garantissant celle de son propre pays.
Des accords mis à mal par les outsiders au Cartel, Japon, États-Unis, Java. En 1939, les usines françaises se répartissent essentiellement sur les rivages bretons, du Trieux à Vannes, avec une concentration plus importante sur les côtes du Nord Finistère. Si une certaine concentration des entreprises est intervenue depuis la guerre 14-18, certaines d’entre-elles, comme celles de Pont-l’Abbé, de Penmarc’h, de Pont-Croix, restent de taille modeste. En 1939, les treize entreprises qui perdurent n’arrivent pas à assurer les besoins nationaux en iode. Il est donc nécessaire d’avoir recours à l’importation, malgré une protection douanière permettant de sauvegarder cette industrie peu concurrentielle. À la veille de la guerre, le prix de revient de l’iode français est près de cinq fois supérieur à celui de l’iode chilien ou javanais. En 1955, la France met fin au protectionnisme du marché de l’iode. Ainsi disparaît une activité qui, aux plus beaux jours, avait occupé près de 3 000 personnes dont 2 500 inscrits, les seuls habilités à récolter le goémon de coupe.
À Plozévet, les activités goémonières restent un souvenir. C’est avec nostalgie que beaucoup de ceux qui ont connu les dernières fumées évoquent ce temps d’avant le déploiement de l’ère moderne. Nostalgie de l’enfance et de la jeunesse ? Amertume suscitée par les désillusions du progrès ? Qu’en pense-t-on à Plozévet ? Depuis 2007, à l’initiative de Christian Defer, les habitants de Prat Meur organisent une journée du brûlage du goémon à laquelle nous avons assisté.
Il existe plusieurs hydrates de carbonate de potassium. Lorsqu’il n’est pas extrait de minerais, le carbonate de potassium est produit chimiquement. Le carbonate de potassium est très soluble dans l'eau (1 120 g·L-1). Dans le domaine alimentaire, il est peut être utilisé comme régulateur d’acidité, stabilisant ou additif alimentaire (numéro E501(i)). La poudre de carbonate de potassium est sensible aux variations de températures ainsi qu’au taux d’humidité de l’air. Si ces deux paramètres sont élevés, son écoulement sera plus difficile. Il s’agit d’une poudre hygroscopique, inflammable et potentiellement dangereuse pour les opérateurs d’où l’importance de mettre en place des process de production avec un confinement élevé minimisant ainsi les risques.
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Le carbonate de potassium doit être stocké dans un endroit sec et manière étanche. Il n’est pas compatible avec le métal alcalino-terreux, le métal alcalin et le dérivé nitré et peut provoquer des dangers d’explosion avec des hydrocarbures halogénés et du calcium. Le carbonate de potassium peut être manipulé durant des phases de conditionnement et de déconditionnement de sacs et big bags.
Son nom vient du latin « sel petrae » qui signifie sel de pierre. Dès que le nitrate de potassium monte à la surface et se retrouve en contact avec l’air, l’oxygène cause sa cristallisation sur la surface du mur. Avec le temps, il s’attaque aux matériaux de construction comme les briques, le béton, les pierres, le parpaing, etc. et cause leur dégradation continue. Le nitrate de potassium est un puissant explosif ; ainsi, il était utilisé autrefois dans la composition de la poudre à canon, mélangé à du soufre et à du charbon de bois. En effet, c’est sous Napoléon que cette innovation vit le jour et fut largement utilisée pour l’amélioration de l’armement de sa puissante armée. De nos jours encore, cette substance trouve son utilité, de manière inattendue, dans l’industrie alimentaire. Si lorsque vous achetez de la viande chez le boucher vous vous sentez automatiquement attiré par ces morceaux aux belles couleurs rosées, sachez que cet effet n’est pas naturel et que, fort probablement, ils contiennent du nitrate de potassium. Les charcutiers le mélangent avec du sel pour donner du sel nitrité (E250) ou de manière plus expressive, du « sel à rougir ».
La poudre noire est un mélange intime, dans des proportions pouvant légèrement varier suivant les usages, d'un oxydant, le salpêtre - nom usuel du nitrate de potassium - et de deux produits combustibles, le soufre et le charbon de bois. Le principe de sa production est resté le même au cours des siècles bien que les appareils utilisés aient évolué avec les progrès techniques, notamment au 19e siècle. Au total ont été ainsi mis en place : 8 tonnes pour la constitution des mélanges binaires et autant pour les mélanges ternaires, 10 presses, 4 grenoirs à cylindres avec tamis et 8 tonnes de lissage, plus de nombreux petits matériels annexes pour le stockage, la manutention, le contrôle et l'expédition des matières premières, produits intermédiaires et poudres terminées. C'était également la première fois en France que des machines à vapeur (7 au total, d'une puissance globale de 80 à 90 CV), étaient utilisées, à la place de l'énergie hydraulique, pour actionner les différents appareils de fabrication.
Pour le nitrate de potassium, tous les stocks existants de produits contenant de l'acide nitrique et de la potasse furent réquisitionnés. La potasse était également obtenue par lessivage des cendres de feux de bois, recueillies notamment dans les bivouacs des troupes stationnées autour de Paris. Le charbon de bois a été obtenu à partir de la carbonisation/distillation de bois blanc prélevé sur des stocks existants. Il est à signaler que dès le début du mois de septembre et dans l'attente du démarrage de la fabrication de poudre noire, ont été produites en octobre 1870 dans des usines chimiques préexistant dans Paris, près de 85 t de coton-poudre pour le chargement des obus d'artillerie, et même un peu de dynamite pour des travaux de démolition.
Le potassium a été découvert en 1807 par sir Humphry Davy, qui l’obtient par électrolyse d’hydroxyde de potassium, et forge le mot à partir de l’anglais potash de pot ashes c’est-à-dire cendres au fond du pot résultant de cette électrolyse, potass « potasse » et du suffixe -ium. En allemand, comme dans d’autres langues germaniques, le potassium se traduit Kalium.
Le potassium est le second métal le plus léger (après le lithium), et le quatrième métal le plus réactif si l’on compte le francium. C’est un solide mou qui est facilement coupé à l’aide d’un couteau. Les surfaces fraîchement tranchées ont un aspect métallique. Comme les autres métaux alcalins, l’eau se décompose à son contact avec formation de dihydrogène.
Le tableau suivant présente les isotopes du potassium avec leurs propriétés :
| Symbole du nucléide | Z(p) | N(n) | Masse de l’isotope (u) | Demi-vie | Spin nucléaire | Composition isotopique (fraction molaire) | Énergie d’excitation |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 32K | 19 | 13 | 32.02192(54)# | <25 ns | (3/2+)# | ||
| 33K | 19 | 14 | 33.00726(21)# | <40 ns | 1+# | ||
| 34K | 19 | 15 | 33.99841(32)# | 178(8) ms | 3/2+ | ||
| 35K | 19 | 16 | 34.988010(21) | 342(2) ms | 2+ | ||
| 36K | 19 | 17 | 35.981292(8) | 1.226(7) s | 3/2+ | ||
| 37K | 19 | 18 | 36.97337589(10) | 7.636(18) min | 3+ | ||
| 38K | 19 | 19 | 37.9690812(5) | 1.248(3)E+9 a | 4- | ||
| 39K | 19 | 20 | 38.96370668(20) | STABLE | 3/2+ | 0.932581(44) | |
| 40K | 19 | 21 | 39.96399848(21) | 22.3(1) h | 3/2+ | 0.000117(1) | |
| 41K | 19 | 22 | 40.96182576(21) | STABLE | 3/2+ | 0.067302(44) | |
| 42K | 19 | 23 | 41.96240281(24) | 12.360(12) h | 2- | ||
| 43K | 19 | 24 | 42.960716(10) | 22.3(1) h | 3/2+ | ||
| 44K | 19 | 25 | 43.96156(4) | 22.13(19) min | 2- | ||
| 45K | 19 | 26 | 44.960699(11) | 17.3(6) min | 3/2+ | ||
| 46K | 19 | 27 | 45.961977(17) | 105(10) s | 2(-) | ||
| 47K | 19 | 28 | 46.961678(9) | 17.50(24) s | 1/2+ | ||
| 48K | 19 | 29 | 47.965514(26) | 6.8(2) s | (2-) | ||
| 49K | 19 | 30 | 48.96745(8) | 1.26(5) s | (3/2+) | ||
| 50K | 19 | 31 | 49.97278(30) | 472(4) ms | (0-,1,2-) | ||
| 51K | 19 | 32 | 50.97638(54)# | 365(5) ms | 3/2+# | ||
| 52K | 19 | 33 | 51.98261(75)# | 105(5) ms | (2-)# | ||
| 53K | 19 | 34 | 52.98712(75)# | 30(5) ms | (3/2+)# | ||
| 54K | 19 | 35 | 53.99420(97)# | 10(5) ms | 2-# | ||
| 55K | 19 | 36 | 54.99971(107)# | 3# ms | 3/2+# |
Les valeurs marquées d’un # sont des valeurs de prédiction.
C’est un gros cation (~140 pm) peu coordinant et donc difficile à précipiter en solution aqueuse. Le potassium n’est pas un élément natif. Les océans constituent une réserve importante de potassium, mais sa concentration y est plus faible que celle du sodium.
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