SODIUM
Le sodium est le plus courant des éléments alcalins. Son nom dérive de l’arabe soda , qui désignait le mélange de carbonates alcalins extrait des cendres de végétaux. Le symbole Na vient de son appellation allemande Natrium , qui dérive de «natron», le carbonate de sodium naturel d’Égypte. Comme les autres alcalins, c’est un métal très réactif qui tend à perdre son électron périphérique: la plupart de ses composés le contiennent à l’état de cation Na+. Son numéro atomique (Z = 11) le place entre le lithium (Z = 3) et le potassium (Z = 19) dans la colonne Ia du tableau périodique. Mais ses propriétés et celles de ses composés le rapprochent davantage du second: les analogies du lithium avec les alcalino-terreux (combinaison directe avec l’azote, hydroxyde déshydratable en oxyde, carbonate et phosphate peu solubles) ne se retrouvent pas pour le sodium.
Les sels de sodium sont les plus employés des sels minéraux en raison de leur solubilité et de leur prix modéré. Quelques-uns existent dans la nature; la plupart des autres, ainsi que l’hydroxyde, ou soude, qui est la principale base minérale, peuvent être préparés sans passer par le métal. Ce dernier, très réducteur, est difficile à obtenir par voie chimique: c’est par électrolyse de la soude fondue que Humphry Davy l’a isolé en 1807, et par électrolyse ignée du chlorure qu’il est préparé actuellement. Trop réactif pour être employé comme métal de structure, le sodium sert surtout de réducteur et d’intermédiaire dans la préparation de certains composés tant organiques que minéraux.
1. Propriétés physiques et chimiques
Propriétés physiques
Le sodium reflète dans ses propriétés physiques les traits caractéristiques de la famille des métaux alcalins. Il s’agit d’un métal mou, blanc et brillant lorsque sa surface n’est pas altérée. Il cristallise dans le système cubique centré, avec une maille de côté a = 0,428 20 nm à 20 0C.
Ses constantes physiques principales sont rassemblées dans le tableau ci-dessous.
Propriétés chimiques
Action sur les métaux
Le sodium s’allie difficilement ou ne s’allie pas aux métaux de transition. Il donne avec divers métaux du sous-groupe b (Zn, Cd, Hg, Tl, Sn) des composés intermétalliques peu fusibles. Son amalgame n’est liquide à la température ambiante que pour de faibles teneurs en sodium.
Enfin, ce métal forme avec les autres alcalins des alliages fusibles comme l’eutectique Na-K à 22,8 p. 100 de sodium, qui fond à 漣 12,3 0C.
Réactions avec les éléments non métalliques
En raison du caractère très électropositif du sodium, les réactions, souvent fort vives, conduisent à des combinaisons ioniques contenant le cation incolore Na+. L’oxydation se produit à l’air dès la température ambiante; vers 350 0C, il y a combustion vive avec formation du peroxyde Na22, hydrolysable en soude NaOH et peroxyde H22. Le superoxyde Na2 est plus difficile à préparer que pour les alcalins lourds. L’oxyde normal Na2O (enthalpie de formation H = 漣 418 kJ) que l’on obtient par oxydation ménagée est fortement basique; il se combine aux oxydes acides pour donner des sels ou des oxydes ternaires.
L’hydrogène se fixe réversiblement sur le métal fondu pour donner l’hydrure blanc NaH de type ionique, très réducteur.
Les halogènes réagissent avec un grand dégagement de chaleur en donnant les halogénures NaX cristallisés dans le système cubique type NaCl où le cation Na+ possède un entourage octaédrique d’anions Cl- et réciproquement. Ces sels peuvent s’associer à de très nombreux halogénures pour former des sels doubles ou complexes.
Le soufre forme le sulfure Na2S incolore, soluble dans l’eau, et, s’il est en excès, des polysulfures Na2Sn (n = 2, 3, 4, 5) colorés en jaune ou orangé.
Le sodium ne réagit avec le carbone pour donner le carbure Na2C2 qu’aux températures très élevées; il décarbure plus facilement l’acier. Au-dessus de 1 000 0C, les carbones fixent le sodium par adsorption ou sous forme de composés lamellaires d’insertion, qui sont comparables à ceux du potassium.
Action sur les composés
Le sodium agit principalement comme réducteur, mais par des mécanismes divers (décomposition, substitution, addition).
L’eau est violemment décomposée dès la température ambiante avec libération d’hydrogène et formation de l’hydroxyde NaOH, base forte, fusible à 328 0C, sans déshydratation. La réaction des alcools qui conduit aux alcoolates RONa est moins vive.
De nombreux oxydes sont réduits; le verre et la silice sont attaqués au-dessus de 300 0C. La plupart des halogénures sont également réduits à l’état métallique.
L’ammoniac liquide dissout le sodium en donnant des solutions, de couleur bleue ou bronze suivant la concentration, qui contiennent le cation Na+ et des électrons à l’état solvaté. Très réductrices, elles évoluent avec libération d’hydrogène et formation d’amidure NaNH2, solide incolore capable de réagir à l’état fondu avec le carbone pour donner le cyanure NaCN.
L’acétylène donne les monoacétylure et diacétylure Na+C- 令 CH et Na+C- 令 C-Na+ (carbure); les alcynes donnent un dérivé monosubstitué Na+C- 令 C 漣R; tous ces dérivés sont fortement ioniques.
Des composés organométalliques incolores à caractères covalents, du type RNa, et ioniques colorés, tels C6H5CH2-Na+ et 﨏3C-Na+, se forment par action du sodium sur les dérivés halogénés correspondants.
Le dioxyde de soufre s’additionne sur le sodium pour former le dithionite (hydrosulfite) Na2S24, sel soluble très réducteur.
Sels de sodium
À côté des composés ci-dessus décrits, dont beaucoup sont détruits par l’eau (hydrure, amidure, composés organométalliques, etc.) et sont préparés à partir du métal, il existe de très nombreux sels solubles dans l’eau. Le cation Na+ a un rayon intermédiaire entre ceux des ions Li+ et K+. Aussi les sels de sodium sont-ils moins hydratés et moins hygroscopiques que les sels de lithium, mais plus que les sels de potassium qui cristallisent souvent anhydres. À température ambiante, ils ne forment de solutions solides ni avec les uns ni avec les autres.
Caractères analytiques
Peu d’anions permettent de précipiter les cations Na+: il existe cependant un acétate triple d’uranyle, de sodium et de magnésium peu soluble, qui permet le dosage quantitatif du métal par gravimétrie (méthode de Blanchettière).
On caractérise plus couramment le sodium par photométrie d’émission (flamme, arc ou étincelle) ou spectroscopie d’absorption atomique en identifiant le doublet D intense à 589 nm.
La spectrophotométrie d’absorption atomique est particulièrement adaptée au dosage quantitatif de l’élément.
Propriétés physiologiques
Le chlorure de sodium a un rôle important dans le métabolisme des êtres vivants. Il conditionne la rétention de l’eau par les tissus. Le sang de l’homme en contient 7,3 g par litre. On utilise en médecine des solutions aqueuses de même concentration (solutions isotoniques). Les échanges entre ions Na+ et K+ interviennent dans les phénomènes d’excitation des cellules nerveuses et musculaires.
2. État naturel.
Industrie des sels et de l’hydroxyde
Le sodium est contenu dans l’écorce terrestre à raison de 2,4 p. 100 en masse, proportion voisine de celle du potassium (2,1 p. 100). Il s’y trouve sous forme de roches feldspathiques très peu solubles, par exemple l’albite NaAlSi38, ou sous forme de sels solubles qui sont seuls exploités, et dont le chlorure est de loin le plus répandu.
L’existence de sels solubles en quantités bien plus importantes pour le sodium que pour le potassium est sans doute liée à la différence des énergies de solvatation des ions (393 kJ pour Na+, 343 kJ pour K+) qui provient de celle, déjà signalée, de leurs rayons ioniques.
Chlorure
Contenu dans l’eau de mer à raison de 32 g/l en moyenne, le chlorure de sodium (sel commun) constitue aussi d’importants gisements (sel gemme ou halite). Il a été exploité très tôt pour ses usages alimentaires: assaisonnement des aliments, conservation de la viande et du poisson. Il est devenu par ailleurs une matière première de base de l’industrie chimique.
Le sel marin obtenu par évaporation de l’eau de mer pour un tiers de sa production dans les marais salants [cf. MARAIS ET VASIÈRES] et dans les mers anciennes (mer Morte et Grand Lac Salé). Le sel gemme (cf. roches SALINES) est purifié par fusion et il est dissous sur place par forage, la saumure étant remontée par pompage; elle est utilisée telle quelle par l’industrie chimique ou concentrée dans des évaporateurs à multiples effets pour donner le sel ignigène.
La production mondiale, qui ne cesse de croître, était de 180 millions de tonnes en 1990, dont plus de 39 Mt pour les ÉtatsUnis et 7,2 Mt pour la France où 25 p. 100 environ de la production provenait des salines situées sur la Méditerranée. Dans ces deux pays, plus de la moitié du sel est consommée par l’industrie chimique sous forme de saumures.
Cristallisé dans le système cubique, le chlorure de sodium fond à 801 0C et bout vers 1 413 0C. Sa solubilité dans l’eau varie peu avec la température: 360 grammes par litre d’eau à 20 0C, 398 g/l à 100 0C. L’hydrate à 2 H2O est en équilibre avec le sel anhydre et la solution saturée à + 0,15 0C (point de transition), et avec la glace et la solution à 漣 21 0C (point eutectique). La glace fond donc en présence de sel solide, avec abaissement de la température au voisinage de la température eutectique: de là l’utilisation du sel pour le déneigement des routes.
Comme le montre le tableau ci-contre, le chlorure est la matière première d’un grand nombre de préparations fondées sur des traitements chimiques (sulfate, carbonate, etc.) ou bien électrochimiques (chlorate, hydroxyde, métal).
Carbonate
Quelquefois désigné par le terme de «soude», qu’il vaut mieux réserver à l’hydroxyde NaOH, le carbonate Na2C3 est le sel le plus important avec le chlorure. Après avoir été longtemps extrait à l’eau des cendres de végétaux marins par lixiviation, il est aujourd’hui obtenu à partir du chlorure.
Préparation
Le premier procédé industriel de préparation, dû à Nicolas Leblanc, comprend les phases successives suivantes:
a ) préparation du sulfate par action de l’acide sulfurique sur le chlorure:
b ) réduction du sulfate en sulfure par le carbone:
c ) double décomposition entre le sulfure de sodium et le carbonate de calcium:
d ) séparation du carbonate soluble.
La température nécessaire à la réaction (a ) et aux réactions (b ) et (c ) réalisées simultanément est de 900 0C environ. Aussi, malgré diverses améliorations portant surtout sur la récupération du soufre contenu dans le sulfure, le procédé Leblanc a progressivement cédé la place au procédé à l’ammoniac , industrialisé par Ernest Solvay en 1865 et qui évite l’emploi de températures élevées. Il comporte les opérations suivantes:
a ) action du gaz carbonique sur une «saumure ammoniacale»:
b ) filtration, puis calcination de l’hydrogénocarbonate de sodium précipité:
c ) préparation de gaz carbonique et de chaux vive à partir du carbonate de calcium:
d ) action de la chaux éteinte sur le chlorure d’ammonium de la réaction (a ):
Le gaz carbonique produit dans les réactions (b ) et (c ) et l’ammoniac régénéré par la réaction (d ) servent à la réaction (a ), de sorte que le bilan du procédé est représenté par la réaction globale:
Celle-ci ne pourrait pour des raisons thermodynamiques être réalisée directement. Le rendement de transformation du chlorure en carbonate dépend de celui de la réaction réversible (a ) qui ne peut dépasser 84 p. 100. Elle est effectuée dans le «carbonateur», tour en fonte, haute de 25 mètres, contenant un garnissage et recevant la saumure ammoniacale par le haut, le gaz carbonique dilué de la réaction (c ) à mi-hauteur et le gaz concentré de la réaction (b ) à la base. La partie inférieure de la colonne est refroidie par circulation d’eau.
Une certaine quantité de carbonate de sodium est aussi produite actuellement par carbonatation de la soude d’électrolyse excédentaire à la suite du développement rapide de la production du chlore. Celle-ci tend toutefois à se ralentir, et la construction de nouvelles usines «Solvay» a été envisagée en Europe.
Enfin, on extrait du carbonate de sodium de divers lacs salés (lac Magadi au Kenya, lac de Searles aux États-Unis). Une importante production (25 à 30 p. 100 du total) se développe aux États-Unis à partir du gisement de sesquicarbonate, ou «trona» du Wyoming.
La production mondiale est voisine de 40 millions de tonnes, dont 25 p. 100 pour les États-Unis et environ 5 p. 100 pour la France.
Propriétés et usages
Fusible vers 850 0C sans décomposition appréciable, le carbonate se dissout dans l’eau à raison de 217 g/l à 20 0C. Du fait du caractère faiblement acide et de la volatilité du dioxyde de carbone, le carbonate de sodium se comporte dans beaucoup de cas comme une base forte, moins coûteuse et plus maniable que l’hydroxyde. Ses propriétés détergentes liées à sa forte hydrolyse sont utilisées. La plupart des sels de sodium sont préparés par action des acides sur le carbonate. Le caractère basique du carbonate fondu intervient dans la réaction avec la silice qui est à la base de la fabrication du «silicate de soude» et du verre, qui est le principal débouché, dans la désulfuration de l’acier, dans la fusion alcaline de minerais, etc.
La solution aqueuse de carbonate, traitée par le gaz carbonique, laisse déposer l’hydrogénocarbonate («bicarbonate») peu soluble et capable de s’associer au carbonate pour donner un sesquicarbonate Na2C3,NaHC3,2H2O (trona naturel). Moins hydrolysés que le carbonate neutre, ces derniers servent de tampons, et on les emploie aussi comme levures artificielles en raison de leur facile dissociation thermique.
Autres sels
Le sulfate existe dans la nature à l’état anhydre (thénardite) ou sous forme d’hydrate à 10 H2O (mirabilite ou sel de Glauber). Il est surtout associé aux sels de potassium sous forme de sels doubles. Les sels naturels sont exploités aux États-Unis (lac Dale), au Canada, en U.R.S.S. (mer Caspienne), en Allemagne de l’Est. La majeure partie du sel (productions mondiale et française égales au dixième environ de celles du carbonate) résulte cependant du traitement du chlorure par l’acide sulfurique (première phase du procédé Leblanc). Le sulfate sert surtout au traitement de la pâte à papier (procédé Kraft). Les applications en verrerie et la préparation du sulfure par réduction (deuxième phase du procédé Leblanc) sont en régression.
Le nitrate du Chili, exploité depuis 1830 et qui a été entre 1830 et 1914 la principale source d’acide nitrique, ne représente plus qu’une faible fraction des nitrates industriels et est concurrencé par le nitrate synthétique.
Les autres sels préparés par voie chimique, dont les phosphates sont les plus importants en tonnage, sont généralement obtenus par action des acides sur le carbonate. Leurs propriétés et leurs applications, liées à celles de l’anion, sont très variées.
Le chlorate , préparé par électrolyse du chlorure en milieu légèrement acide, est utilisé comme désherbant et sert à la fabrication d’explosifs. Son électrolyse conduit aux perchlorates (explosifs, propergols).
Hydroxyde ou soude «caustique»
On a longtemps préparé l’hydroxyde par «caustification» de la solution de carbonate par la chaux selon l’équation:
À l’heure actuelle, cette réaction reste surtout employée pour la préparation locale de soude à partir du carbonate ou pour la régénération de lessives carbonatées.
Le principal procédé de préparation de l’hydroxyde est l’électrolyse des solutions de chlorure [cf. CHLORE]. La production mondiale est voisine de 45 millions de tonnes, dont 3,2 p. 100 pour la France.
La soude est un solide d’aspect translucide, fusible vers 318 0C, très hygroscopique, possédant plusieurs hydrates. Sous forme solide, elle est conditionnée en fûts métalliques étanches. Mais la majeure partie est employée sous forme de lessive. Fortement ionisée à l’état fondu comme en solution, c’est un produit «caustique» d’un maniement dangereux. Son prix moins élevé que celui de la potasse, sa solubilité très supérieure à celle de la chaux en font la base minérale la plus utilisée. Ses applications sont très nombreuses au laboratoire (dosages, précipitations d’hydroxydes, réactions d’hydrolyse) et dans l’industrie: préparation de sels par neutralisation, synthèse organique, traitements de minerais (en particulier alumine par le procédé Bayer), industrie textile (rayonne), industrie du papier, savons, traitement des pétroles.
3. Élaboration et usages du métal
Extraction du métal
C’est par électrolyse de l’hydroxyde NaOH fondu que Davy isola l’élément pour la première fois en Angleterre, en 1807, quelques jours après le potassium. Joseph-Louis Gay-Lussac et Louis-Jacques Thenard, en France, l’obtenaient à leur tour l’année suivante, en réduisant l’hydroxyde par le fer au rouge.
La première fabrication industrielle du sodium est liée à l’élaboration de l’aluminium par le procédé Sainte-Claire Deville (1854) qui l’utilisait pour réduire le chlorure d’aluminium. Il était alors préparé en réduisant par le carbone, ou par une fonte carbonée, le carbonate ou l’hydroxyde de sodium (procédés Deville en France, Castner aux États-Unis).
À la fin du XIXe siècle, le développement de l’aluminium électrolytique (procédé Hall-Héroult) risquait de compromettre le marché du sodium: Castner lui trouva de nouveaux débouchés en proposant la synthèse à partir du métal des amidure, cyanure et peroxyde de sodium. Simultanément, il montait à Niagara Falls la première unité de production de sodium par électrolyse ignée de son hydroxyde (1895).
Dans les cellules Castner, la température modérée de fusion de l’hydroxyde (320 0C) simplifiait les problèmes technologiques, mais le rendement en courant était relativement faible (50 p. 100) par suite de réactions secondaires tendant à réoxyder le sodium formé (diffusion de l’eau formée à l’anode).
L’électrolyse ignée du chlorure de sodium autorisait un meilleur rendement: le procédé Downs remplaça le procédé Castner et fut utilisé par Du Pont de Nemours à Niagara Falls dès 1921. La température de fusion du chlorure de sodium étant très élevée (800 0C), on utilise pratiquement un mélange de chlorure de sodium (28 p. 100 en masse), de chlorure de calcium (26 p. 100) et de chlorure de baryum (46 p. 100) qui permet d’abaisser la température du bain à 600 0C environ. L’anode est en graphite, la cathode en fer (cf. figure). Le sodium qui se dépose contient moins de 1 p. 100 de calcium, que l’on élimine jusqu’à la teneur de 0,05 p. 100 par filtration ou décantation à 115 0C. Le calcium est l’impureté principale du sodium marchand.
Une cellule Downs comprend 4 anodes cylindriques en graphite entourées par 4 cathodes en acier séparées par une fine toile d’acier, contient environ 8 t de sels, fonctionne sous 7 volts avec une intensité de 50 000 ampères. Le rendement en courant atteint 80 à 90 p. 100; la consommation énergétique est de 10 kWh/kg de sodium.
La manipulation du métal, qui doit se faire sous azote sec, demande de grandes précautions du fait des dangers d’explosion ou d’incendie en présence d’eau. Son transport est réglementé. Il est livré en bâtonnets dans de l’huile, en lingots, en fûts ou citernes d’acier (90 p. 100) d’où on l’extrait par fusion. Il est également vendu sous forme de dispersion dans du xylène ou du kérosène.
Utilisations du métal
La production mondiale annuelle de sodium est passée de 25 000 t en 1930 à 140 000 t en 1952. Elle était de 202 000 t en 1972, dont 13 000 t pour la France. En 1989, la production mondiale était de 110 000 t.
En tonnage, les principales utilisations du sodium sont la fabrication du plomb tétraéthyle en diminution à cause du développement de l’essence sans plomb, de métaux tels que le titane, la synthèse organique et les circuits d’échange des centrales surrégénératrices. Les utilisations métallurgiques du métal ne représentent qu’un tonnage beaucoup plus faible (fonderie, alliage, etc.).
Synthèse organique
Le plomb tétraéthyle , antidétonant employé pour améliorer l’indice d’octane des carburants, représente une production de 120 000 t dans le monde et est obtenu par l’action d’un alliage plomb-sodium sur le chlorure d’éthyle:
De nombreux alcools gras , matières premières dans la synthèse des détergents, sont obtenus en réduisant par le sodium des esters d’origine végétale ou animale (réaction de Bouveault-Blanc).
Le sodium sert de réducteur ou de catalyseur dans beaucoup d’autres réactions: polymérisation du butadiène par exemple (le caoutchouc synthétique «buna» tient son nom de la contraction des mots «butadiène» et «natrium»), du propylène, du styrène; synthèse d’herbicides, de plastifiants, d’antioxydants, de produits de base pharmaceutiques, dans l’industrie des parfums (chimie fine en général).
Chimie minérale et métallurgie
La synthèse du cyanure de sodium selon le procédé Castner (1894) a été abandonnée en France en 1972, et n’est aujourd’hui plus du tout pratiquée. Au cours de cette réaction, on observe une réaction du gaz ammoniac sur le sodium liquide à 400 0C conduisant à l’amidure qui, porté à 900 0C en présence de charbon, donne le cyanure:
Le borohydrure de sodium NaBH4 peut être obtenu par réaction en voie aqueuse ou en milieu anhydre à partir du sodium, de l’hydrogène et de l’acide borique. Sa fabrication tend à se développer dans des usages très diversifiés, en particulier pour l’industrie papetière et pour certaines synthèses organiques.
Le peroxyde Na22 préparé par oxydation directe du sodium fondu par l’air sec est un agent de blanchiment utilisé jusqu’en 1970 en papeterie et dans le traitement des fibres textiles. Sous forme d’oxylithe, il peut régénérer l’air dans les sous-marins (fixation du CO2 et libération de 2).
L’hydrure NaH dissous à raison de 2 p. 100 dans la soude fondue est employé pour décaper des métaux tels que le fer, le titane, le hafnium, etc. Dispersé dans des milieux organiques (toluène, xylène), il sert comme réducteur et comme catalyseur en chimie organique.
Divers métaux, dont le titane et le zirconium, sont obtenus industriellement en réduisant leur tétrachlorure par le sodium (procédés Hunter, R.M.I. aux États-Unis, D.T.L. en Grande-Bretagne). Le procédé Kroll, concurrent, utilise le magnésium, et occupe 80 p. 100 du marché.
Le potassium est également préparé par la réaction de déplacement à haute température (800 0C):
Le sodium a été proposé pour affiner le fer en oxygène et soufre, de même que le plomb en arsenic, antimoine et bismuth. On attend un développement important des accumulateurs sodium-soufre destinés au stockage de l’énergie.
Utilisations physiques du sodium
Fluide caloporteur
Possédant une bonne conductivité thermique, une chaleur spécifique importante, une viscosité et une densité faibles, compatible avec les aciers jusqu’à des températures élevées (plus de 600 0C), bon marché enfin (de l’ordre de 10 à 15 francs le kilogramme en 1984) et après une épuration complémentaire, le sodium constitue dès 100 0C un excellent fluide caloporteur (dont le «coefficient de mérite» est supérieur à celui de l’eau ou des liquides organiques). Sa grande sensibilité à l’eau et à l’oxygène limite toutefois son emploi.
Il est utilisé dans certains réacteurs nucléaires: réacteurs à neutrons rapides, surgénérateurs (réacteur français Superphénix à Creys-Malville, où l’on trouve 5 570 t de sodium à l’état pur ). On préfère parfois au sodium pur les alliages sodium-potassium liquides à la température ambiante.
Autres utilisations physiques
La décharge électrique dans une atmosphère raréfiée de sodium produit une lumière jaune intense (raie d’émission D) qui trouve son application dans l’éclairage routier (lampes à vapeur de sodium).
Contenu dans un tube de fer, le sodium a été proposé comme conducteur électrique présentant un rapport conductivité/poids intéressant. De petites quantités de sodium améliorent certaines qualités des alliages aluminium-silicium (Alpax), ainsi que les revêtements à base de zinc, plomb ou étain du fer. Le sodium est entré dans la composition de certains alliages antifriction (Bahnmetal allemand).
sodium [ sɔdjɔm ] n. m.
• 1808; angl. 1807; de l'angl. soda → soude
♦ Chim. Élément atomique (symb. Na; no at. 11; m. at. 22,99), métal alcalin mou très répandu, blanc d'argent, qui se ternit très rapidement à l'air, brûle à l'air, réagit violemment avec l'eau, avec formation de soude et dégagement d'hydrogène. Le sodium ne se rencontre qu'en combinaisons. Hydroxyde de sodium (soude caustique), peroxyde de sodium; carbonates de sodium (bicarbonate ou sel de Vichy, cristaux; ⇒ natron ), chlorure de sodium (⇒ sel) , cyanure, nitrate (salpêtre du Chili), borate (⇒ borax) , hydrure de sodium.
● sodium nom masculin (anglais sodium, de soda, soude) Métal alcalin très répandu dans la nature à l'état de chlorure (sel marin, sel gemme) ou de nitrate. (Élément chimique de symbole Na.) Numéro atomique : 11 Masse atomique : 22,99 Masse volumique : 0,97 g°cm3 Température de fusion : 97,81 °C
sodium
n. m. CHIM élément alcalin (symbole Na) de numéro atomique Z = 11.
— Métal (Na) à l'éclat blanc, malléable et mou, très répandu dans la nature sous forme de chlorure. (L'ion Na + est très employé: soude, eau de Javel, chlorure de sodium, etc. Il joue un rôle biochimique important.) Hydroxyde de sodium (soude caustique). Bicarbonate de sodium (sel de Vichy). Borate de sodium (borax). On trouve le sodium dissous dans la mer, sous forme de chlorure de sodium, ou à l'état solide dans le sel gemme.
⇒SODIUM, subst. masc.
CHIM. Métal alcalin blanc argenté (de symb. Na, de masse atomique 22,990, de numéro atomique 11) de consistance molle, très oxydable et réactif, que l'on trouve en abondance dans la nature et qui a de très nombreuses utilisations industrielles ou pharmaceutiques sous forme de composés (chlorure, nitrate, carbonate, sulfate, oxyde, etc.). Synon. vieilli natrium. Acétate, (bi)carbonate, benzoate, borate, chlorate, citrate, hydroxyde, nitrate, phosphate, silicate, sulfate, tartrate... de sodium; cyanure, fluorure, iodure de sodium; (bi)sulfite de sodium. De ce chlorure de sodium, qui n'est autre chose que le sel marin, Cyrus Smith avait facilement extrait la soude et le chlore (VERNE, Île myst., 1874, p. 548). En 1951, neuf années après la mise en marche de la pile de Fermi, une première réalisation de production d'électricité a lieu à la station d'essai d'Arco. Le refroidissement est assuré par du sodium fondu au sein d'un réacteur à uranium enrichi (GOLDSCHMIDT, Avent. atom., 1962, p. 94).
— MÉTÉOR. Nuage de sodium. Masse de sodium émise à une altitude déterminée, qui en se sublimant devient fluorescente et permet, par l'étude de ses transformations, de déterminer les lois d'évolution des vents en atmosphère élevée. (Dict. XXe s.).
REM. 1. Sodalite, subst. fém., minér. Aluminosilicate de sodium chloré, se présentant sous forme de masses compactes ou grenues à cristaux dodécaédriques de couleur bleu marine, et servant à la fabrication d'objets décoratifs. Quatre [corps simples] (...) ne se présentent dans les laves solidifiées que d'une manière exceptionnelle, comme par exemple (...) le chlore dans la sodalite qui forme un des éléments essentiels des laves du Vésuve (ÉLIE DE BEAUMONT ds B. Sté géol. Fr., t. 4, 1847, p. 4). 2. Sodico-, sodo-, élém. de compos. représentant le subst. sodium et servant à désigner des sels doubles dans lesquels le sodium est présent. Sel sodico-ammoniac. Les minéraux sodico-calciques à signe optique négatif (LAPPARENT, Minér., 1899, p. 464). Un verre simple sodo-calcique, examiné avec un grandissement de 140 000, montre une structure granulaire incontestable (Cl. DUVAL, Verre, 1966, p. 16).
Prononc. et Orth.:[
]. Att. ds Ac. dep. 1835. Étymol. et Hist. 1808 (H. DAVY ds Ann. de chim., t. 68, p. 254: Je me suis donc hasardé à désigner ces deux substances nouvelles par les noms de Potasium [sic], et de Sodium [...] métaux produits par la potasse et la soude). Empr. à l'angl. sodium, mot créé par le chimiste anglais H. Davy en 1807 (Philosophical transactions, 1808, I, 32 ds NED) d'apr. l'angl. soda « soude », au moyen du suff. -ium (-ium), cf. potassium. Fréq. abs. littér.:15. Bbg. BONN. 1920, p. 138.
]. Att. ds Ac. dep. 1835. Étymol. et Hist. 1808 (H. DAVY ds Ann. de chim., t. 68, p. 254: Je me suis donc hasardé à désigner ces deux substances nouvelles par les noms de Potasium [sic], et de Sodium [...] métaux produits par la potasse et la soude). Empr. à l'angl. sodium, mot créé par le chimiste anglais H. Davy en 1807 (Philosophical transactions, 1808, I, 32 ds NED) d'apr. l'angl. soda « soude », au moyen du suff. -ium (-ium), cf. potassium. Fréq. abs. littér.:15. Bbg. BONN. 1920, p. 138.
sodium [sɔdjɔm] n. m.
ÉTYM. 1808; mot créé en angl. par Davy en 1807; 1808, en franç., Gay-Lussac et Thénard; de l'angl. soda. → Soude.
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♦ Chim. Corps simple (symb. Na; masse at. 22,990, no at. 11), le plus abondant des métaux précieux alcalins (c'est le 7e par ordre d'abondance des éléments de la croûte terrestre, mais il ne se rencontre qu'à l'état combiné), blanc d'argent (dens. 0,971; point de fusion 97,5 °C), très mou, qui se ternit très rapidement à l'air (avec formation superficielle d'oxyde, d'hydroxyde et de carbonate de sodium), brûle à l'air, réagit violemment avec l'eau (possibilité d'explosion) avec formation de soude et dégagement d'hydrogène. ⇒ Natrium. || Le sodium entre dans la constitution des tissus animaux; il est employé dans les laboratoires comme desséchant (de l'alcool, par exemple), comme réducteur métallique, comme agent de synthèse, et dans l'industrie pour la préparation des oxydes et du cyanure de sodium, de colorants, de produits pharmaceutiques, etc. — Composés du sodium : oxydes de sodium; hydroxydes de sodium (ou soude caustique, lessive de soude). || Sels de sodium : bicarbonate de sodium (dit sel de Vichy, en pharm.), carbonate de sodium (cristaux), carbonate hydraté de sodium naturel (⇒ Natron, 2. soda), chlorure de sodium (⇒ Sel), cyanure, iodure (→ Noyer, cit. 2), nitrate (salpêtre du Chili ou caliche), silicate de sodium (→ Kaolin, cit.), sulfate de sodium (thénardite; mirabilite : sulfate décahydraté; glaubérite : sulfate double de sodium et de calcium, etc.), thiosulfate de sodium (hyposulfite de soude, en pharm., photogr.), tétraborate de sodium (borax), etc.
0 — Vous connaissez la composition de l'eau de mer. Sur mille grammes on trouve quatre-vingt-seize centièmes et demi d'eau, et deux centièmes deux tiers environ de chlorure de sodium; puis, en petite quantité, des chlorures de magnésium et de potassium, du bromure de magnésium, du sulfate de magnésie, du sulfate et du carbonate de chaux. Vous voyez donc que le chlorure de sodium s'y rencontre dans une proportion notable. Or, c'est ce sodium que j'extrais de l'eau de mer et dont je compose mes éléments.
— Le sodium ?
— Oui, monsieur. Mélangé avec le mercure, il forme un amalgame qui tient lieu du zinc dans les éléments Bunzen. Le mercure ne s'use jamais. Le sodium seul se consomme, et la mer me le fournit elle-même. Je vous dirai, en outre, que les piles au sodium doivent être considérées comme les plus énergiques, et que leur force électro-motrice est double de celle des piles au zinc.
J. Verne, Vingt mille lieues sous les mers, p. 119-120.
♦ Nuage de sodium : masse de sodium lâchée en altitude, qui devient fluorescente et permet, par l'observation de ses transformations, l'étude des vents en atmosphère élevée.
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DÉR. Sodico-, sodique.
Encyclopédie Universelle. 2012.