Sodium

On ne le trouve pas à l’état de corps pur dans la nature, sauf dans les lampes d’éclairage de nos boulevards périphériques et autoroutes, mais il est très abondant sous forme de composés, par exemple dans le sel (cf. Chlorure de sodium), le carbonate et le bicarbonate de sodium, aux très nombreux usages.

Contenu dans l’écorce terrestre à hauteur de 2,6 %, le sodium est présent dans de nombreuses roches sous forme de silicates et silicoaluminates (feldspath : par exemple, albite, NaAlSi3O8 ; mica : par exemple, paragonite, NaAl2(AlSi3)O10(OH)2 ; feldspathoïde : par exemple, néphéline, NaAlSiO4, etc.) et dans des dépôts de sels, principalement le carbonate de sodium et le chlorure de sodium.

Le sodium est depuis longtemps reconnu dans différents composés. Au Moyen Age, un composé du sodium avec le nom latin de sodanum était utilisé pour le traitement des maux de tête. Le symbole du sodium, Na, vient du nom latin d’un composé du sodium appelé natrium (le nom allemand de ce métal), qui lui-même vient de l’égyptien natron, sel minéral constitué principalement de carbonate de sodium hydraté. Il ne fut isolé qu’en 1807 par Sir Humphry Davy, grand utilisateur de l’électrolyse (cf. Magnésium, Calcium), qui l’obtint à partir de la soude caustique.

Le sodium, de numéro atomique 11, possède 22 isotopes connus, avec un nombre de masse variant entre 18 et 37. Seul le sodium 23 (23Na) est stable, ce qui fait du sodium un élément monoisotopique, doué d’un spin 1/2, exploité en RMN. A part 22Na et 24Na, isotopes radioactifs cosmogéniques avec une demi-vie respectivement de 2,6 ans et environ 15 heures, les radioisotopes du sodium ont tous une duré de vie inférieure à une minute.

Le spectre du sodium possède la particularité de présenter un doublet spectral très brillant dans le jaune localisé à 589 et 589,59 nm résultant de la transition 3s-3p. La structure fine observée est le résultat d’un couplage spin-orbite de l’électron de valence dans l’état 3p. Une utilisation des lasers employant cette raie D du sodium serait de créer des « étoiles artificielles » par irradiation d’atomes de sodium dans les hautes couches de l’atmosphère pour le réglage des optiques adaptatives des télescopes géants (VLT).

lComme les autres métaux alcalins, le sodium a un aspect doux, blanc argenté, légèrement rosé. C’est un élément très réactif : s’il s’oxyde lentement à l’air humide, il réagit violemment avec l’eau, ce qui fait le succès du « vidéotableau périodique » proposé par l’Université de Nottingham (Royaume-Uni) : le sodium flotte sur l’eau et la décompose en libérant du dihydrogène (cf. Hydrogène) et formant de la soude :
2 Na + 2 H2O ------> H2 + 2 NaOH

La chaleur dégagée par la réaction (exothermique) de décomposition de l’eau suffit généralement, en présence d’oxygène, à faire détoner l’hydrogène produit. Le sodium est donc conservé dans des hydrocarbures ou sous atmosphère inerte d’azote ou d’argon. Sa température de fusion relativement basse, 98 °C, le rend facile à manipuler, stocker et transporter, à condition d’être très vigilant à bien le laisser toujours sous atmosphère inerte et à l’abri de l’eau ou de l’humidité, en raison de cette grande réactivité.

Le sodium fut produit commercialement en 1855 selon un procédé mis au point par Henri Sainte-Claire Deville consistant en la réduction du carbonate de sodium par le carbone à 1 100 °C :
Na2CO3 + 2 C ------> 2 Na + 3 CO

Le sodium est actuellement préparé par électrolyse du chlorure de sodium fondu. Le chlorure de sodium fondant vers 800 °C, il est nécessaire pour des raisons technologiques de l’utiliser en mélange avec des sels fondants (chlorure de calcium et chlorure de baryum). Ce mélange permet de travailler à environ 600 °C. Comme le calcium et le baryum sont moins électropositifs que le sodium, ils ne sont pas formés à l’anode. Cette technique est moins coûteuse que celle employant la soude, même si celle-ci fond vers 300°C. Toutefois, le procédé, qui utilise des cellules fonctionnant sous 50 000 A (mais 7 V), demande environ 10 000 kWh pour produire une tonne de sodium, ce qui explique son prix aux alentours de 2 500 €/t. La production mondiale est de l’ordre de 85 000 t/an, avec une entreprise française leader mondial (Métaux Spéciaux SA : 30 000 t/an)… qui se délocalise en Chine.

Les dérivés du sodium les plus importants pour l’industrie sont le sel ordinaire (NaCl), le carbonate (Na2CO3) et le bicarbonate de sodium (NaHCO3), la soude caustique (NaOH), le nitrate de sodium (NaNO3), les phosphates di- et trisodique, le thiosulfate de sodium (Na2S2O3,5H2O), et le borax (Na2B4O7,10H2O). Rappelons que nous avons déjà rencontré plusieurs de ses sels : l’azoture, NaN3 (cf. Azoture de sodium), l’acétate, CH3COONa, des chaufferettes (cf. Acétates) et les savons (cf. Savons).

Le sodium sous sa forme métallique est utilisé dans la fabrication des esters ainsi que dans celle d’autres composés organiques, utilisés en particulier dans l’industrie pharmaceutique, les cosmétiques, les pesticides, etc. Il a été longtemps employé, sous forme d’alliage avec le plomb, pour la production de plomb tétraéthyle, additif antidétonant pour le carburant automobile (cf. Plomb tétraéthyle). Il est également employé pour purifier les métaux fondus, dans certains alliages pour améliorer leur structure, pour la fabrication du silicium (cf. Silicium) et pour les batteries sodium-soufre, sans oublier, bien entendu, les lampes basse (couleur jaune) et haute pression (couleur jaune rosé) pour l’éclairage public.

Le sodium sous forme liquide est un fluide caloporteur efficace, assurant le transfert de chaleur. On l’utilise dans ce but principalement dans les soupapes de moteurs à hautes performances (Formule 1).

Il sert également dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides du fait de sa plus faible absorption des neutrons rapides que l’eau. Le réacteur Superphénix utilisait 4 760 t de sodium liquide répartis entre un circuit primaire (3 300 t), renfermant les isotopes radioactifs qui émettent des rayons ß et ϒ et quatre circuits secondaires (1 460 t).
Ces circuits secondaires, ne renfermant pas de sodium radioactif, échangeaient leur énergie avec le circuit de vapeur d’eau. Le débit du sodium était de 3,3 t/s !

Le sodium peut s’enflammer à l’état divisé, dans l’air, à la température ambiante. A l’état massif, il s’enflamme dans l’air dès que sa température dépasse 200 °C. L’aérosol formé lors de la combustion, très dense, est constitué, principalement, de peroxyde Na2O2. L’eau étant proscrite, le procédé utilisé pour détruire le sodium consiste à l’oxyder par l’éthanol. La réaction n’est pas violente, mais la formation de dihydrogène implique de prévenir les risques d’explosion ou d’inflammation du mélange dihydrogène-air : il y a eu un mort à Cadarache, dans les installations du CEA, lors de l’élimination de sodium utilisé pour le réacteur expérimental Rapsodie.

Le sodium est un élément essentiel pour toute forme de vie. Chez les animaux, les ions Na+ sont employés en opposition aux ions K+ et Ca2+ pour accumuler une charge électrostatique dans les membranes cellulaires, permettant la transmission des impulsions nerveuses. La faible teneur en sel dans la couche superficielle du sol, due à sa solubilité dans l’eau et au phénomène de lixiviation, est parfois telle que les herbivores ont développé un récepteur spécial de goût pour l’ion sodium…

Pensée du jour
« De ce côté-ci du Rhin, on dit sodium, Na ! »

Sources

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