http://www.observatoiredescosmetiques.com/pro/actualite/ingredients/le-borax-2260
By Rock Currier (http://www.mindat.org/photo-237295.html) [CC-BY-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by/3.0)], via Wikimedia Commons

Connu depuis l'Antiquité – le mot vient de l'arabe bawraq ou du persan boûraq (blanc - brillant), le borax est un sel inodore et incolore qui se présente sous forme de paillettes ou de poudre. Il peut être irritant. Le borax est une espèce minérale de formule (Na2B4O7•10H2O). C'est un minerai de bore appelé aussi tétraborate de sodium décahydraté ou borate de sodium.

Il a été utilisé dès le Moyen Âge, où il était importé du Tibet et connu sous des noms tels que tincar, tinckal, ou encore Chrysocolla, et arrivait en Europe par la route de la soie. Le borax est le minerai du bore. Il sert de départ à la fabrication de l'acide borique et du perborate de sodium.

Ses utilisations sont nombreuses :
• Industrie du verre. Le borax entre dans la composition des verres borosilicates (comme le Pyrex) où sa propriété de fondant permet d'abaisser la température de fusion et de limiter la consommation de combustible. Il est également employé pour la décoration des porcelaines, où il augmente la fluidité des émaux.
• Métallurgie. Les alchimistes se servaient déjà du borax comme flux dans la fusion et la soudure des métaux. Il est encore utilisé comme tel par les artisans chaudronniers pour les brasures dites "à la forge" où il évite de chauffer trop le fer ou l'acier soudé et évite l'oxydation au sein de la soudure ainsi que pour évacuer les impuretés.
• Outre le fait que le borax soit un fondant pour les laitiers, sa mouillabilité et sa réactivité sont exceptionnelles. Lors de la forge, saupoudrer la pièce de borax permet la formation d'un film protecteur qui s'étale sur la surface, va absorber les scories et éviter la formation d'oxydes. Cette remarquable propriété, mal expliquée à l'époque, a contribué à donner une dimension mystérieuse au savoir-faire du forgeron.
• Industrie nucléaire. Le bore (sous forme de "bore-10") est utilisé dans les réacteurs nucléaires comme absorbants neutroniques sous forme liquide ou solide. Sous sa forme liquide, l'exploitant dose l'acide borique afin d'obtenir le bilan neutronique voulu (contrôle de la réaction nucléaire). En outre, les réservoirs d'eau des injections de sécurité sont aussi fortement "borées" afin d'étouffer la réaction nucléaire en cas d'accident.
• Biocide. En tant qu'insecticide, on le mélange avec du sucre-glace à parties égales, sous forme de poudre blanche vendue en pharmacie, afin d'attirer blattes (ou cafards) dont le système digestif sera progressivement détruit. L'utilisation en tant qu'insecticide est également faite avec les charpentes en bois : dilué dans l'eau, le borax pénètre dans le bois et permet un traitement économique contre les insectes xylophages. Le borax est reconnu comme un bon détergent et antiseptique.
• Autres utilisations. Le borax entre dans la fabrication d'engrais, de savon, de lessives... On le retrouve aussi dans les composants électroniques ou le liquide de transmission.
• On l'utilisait autrefois aussi en chimie analytique qualitative pour identifier les ions présents dans une solution : en humectant un peu de poudre de borax avec une goutte de solution au moyen d'une anse de platine et en portant le tout dans une flamme air-méthane, on formait une masse pseudo-vitreuse ("la perle au borax") dont la couleur orientait l'analyste sur la composition de la solution.
• Les qualités ignifuges du borax sont recherchées dans le traitement des isolants naturels, comme, par exemple, la ouate de cellulose.
• Le borax, sous forme de tétraborate de sodium, est également utilisé en taxidermie pour ses propriétés non-seulement antiseptiques mais également tannantes, tout comme le "savon arsenical de Bécoeur".

Dans les produits cosmétiques

Son utilisation a été principalement comme agent alcalin, ou "réserve alcaline" (solution basique de Sorenson), mais aussi car possédant en particulier des propriétés de neutralisation. De ce fait, on trouve des applications dans des produits de démaquillage. Mais l'une des principales utilisations a été comme agent de neutralisation dans des émulsions particulières : les Beeswax/Borax Emulsions.

Ce sont des émulsions d'un type un peu particulier. Émulsions naturellement de type Huile dans eau, mais souvent riches en phase grasse et assez consistantes, elles s'appellent les émulsions "cire d'abeille/borax". Elles appartiennent à la grande classe des cold-creams. Utilisées pour de nombreuses applications, démaquillants, soins, applications capillaires, elles reposent sur une technique de formulation spécifique. Le principe consiste en la neutralisation de la fraction acide de la cire d'abeille par la soude libérée lors de la dissolution du borax.

Il s'agit principalement d'émulsions type huile dans eau lorsque le système émulsionnant est constitué principalement du couple Cire d'abeille/Borax.

La cire d'abeille est une cire naturelle contenant de nombreuses substances, esters cireux, hydrocarbures, alcools gras, mais surtout environ 20 % d'acides gras (Indice d'Acide : 17-24), dont certains acides spécifiques comme l'acide lignocérique (C23) et acide cérotique (C25).

Le borax se dissocie lors de sa mise en solution pour former de la soude :
Na2B4O7 + 7H2O = 2NaOH + 4H3BO3

Le savon est ensuite obtenu par l'action de la soude libéré par le borax sur ces acides gras :
2C25H51COOH + Na2B4O7 = 2C25H51COONa + 4H3BO3

Exemple de formule ancienne :
• Cire abeilles : 16,67
• Huile minérale : 50,00
• Borax : 0,83
• Eau déminéralisée : 32,50
Source : Cosmetics Science and Technology- Edward Sagarin – 1957.

Ces émulsions sont naturellement hydrophiles, donc plutôt de type huile dans eau. Toutefois, par l'utilisation de tensioactifs lipophiles adaptés, comme par exemple des lécithines ou des esters d'acide gras comme l'oléate de glycérol ou l'isostéarate de sorbitan, on pourra formuler des émulsions eau dans huile (E/H) stables à partir de ce système de formulation. De nombreuses formules de mascara waterproof ont été proposées sur cette base de formulation. Toutefois, l'utilisation du borax a été très fréquente pendant de nombreuses années. 

La quantité de borax est utilisée doit être stochïométriquement équivalente.  Un défaut de borax conduit à des structures granuleuses, un excès à des textures trop dures et trop épaisses.

L'utilisation de cette technologie de formulation a progressivement disparue, pour réapparaître plus récemment dans le cadre de la formulation "dite naturelle". Il est assez fréquent de trouver sur des sites Internet des formules de mise en œuvre utilisant cette technologie. En voici un exemple :
palmitate de cétyle (blanc de baleine synthétique) : 16g - cire d'abeille : 8g - huile d'amande : 55g - teinture de benjoin : 4g - borax (borate de sodium) : 0,5g - eau de rose : 16,5g (Source : http://www.ecolowoman.fr/2010/12/la-creme-des-grands-froids)

Perborate de sodium

Le perborate de sodium est un produit blanc cristallisé, à maille triclinique. Ce n'est pas un produit d'addition mais un trihydrate de structure bien définie NaBO2 .H2O2 .3H2 O.

Le perborate de sodium trouve sa principale (sinon unique) application dans les lessives ménagères dans lesquelles, en mélange avec des détergents, des agents séquestrants du calcium, des sulfate et silicate de sodium, il constitue l'agent de blanchiment : c'est un véhicule commode de l'eau oxygénée dans les lessives. Sa concentration est comprise entre 5 et 25 % en masse.

Le perborate de sodium peut être produit en deux temps à partir de borax Na2B4O7•10H2O, d'hydroxyde de sodium (NaOH) et de peroxyde d'hydrogène (H2O2) en passant par le métaborate de sodium (NaBO2).

Le perborate de sodium est utilisé notamment comme source "d'oxygène actif" dans les détergents et les lessives, ainsi que dans les produits de nettoyage et de blanchiment. Il s'hydrolyse en effet en borate et peroxyde d'hydrogène (H2O2) au contact de l'eau, le peroxyde réagissant avec la tétraacétyléthylènediamine (TAED) des lessives pour libérer de l'acide peracétique( CH3COOOH), "activateur" dont l'action commence à température plus basse que celle du peroxyde d'hydrogène — dès 40°C pour (CH3COOOH) contre plus de 60°C pour (H2O2) — et est moins agressive pour les teintures et les textiles que celle de l'hypochlorite de sodium (NaClO) .

Les applications en blanchiment industriel ont pratiquement disparu, au même titre que les utilisations marginales en pharmacie et cosmétologie.

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Contribution réalisée par Jean Claude Le Joliff
Biologiste de formation, Jean Claude Le Joliff a été un homme de R&D pendant de nombreuses années. Successivement en charge de la R&D, puis de la Recherche et de l'Innovation dans un grand groupe français de cosmétiques et du luxe, et après une expérience de création d'un centre de recherche (CERIES), il s'est tourné vers la gestion de l'innovation.
Il a été par ailleurs Professeur associé à l'Université de Versailles Saint Quentin (UVSQ) et reste chargé de cours dans le cadre de plusieurs enseignements spécialisés : ISIPCA, IPIL, ITECH, UBS, UCO, SFC etc.
Il est le fondateur de inn2c, société de conseil en R&D et Innovation. Consultant auprès de plusieurs sociétés internationales, il a participé activement à des projets comme Filorga, Aïny, Fareva, et bien d'autres.
Il a créé la Cosmétothèque®, premier conservatoire des métiers et des savoirs faire de cette industrie.
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