Le sodium (Z = 11)

Bien que relativement peu abondant dans l'univers, le sodium est très présent sur Terre : avec une moyenne de 11 g/L, il arrive en quatrième position (en terme de masse) dans les océans (après l'oxygène, l'hydrogène et le chlore), et occupe la sixième place dans la croûte terrestre, dont il représente environ 2,8 % de la masse. Il possède 22 isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons., mais un seul d'entre eux est stable, le sodium 23 (²³Na).

Origine du sodium

Le sodium se forme au coeur des étoiles suffisamment massives (au moins cinq masses solaires) pour amorcer la fusion du carbone (après celle de l'hydrogène et de l'hélium), qui est alors converti en néon 20, sodium 23, magnésium 23 et, dans une moindre mesure, magnésium 24 et oxygène 16. En effet, lorsque la température au coeur de l'étoile atteint le milliard de kelvins, plusieurs réactions nucléaires ont alors lieu, dont celle-ci :

¹²C + ¹²C ---> ²³Na + ¹H (proton)

A ce stade, il y a longtemps que l'étoile est devenue une géante rouge, voire une supergéante rouge si sa masse est de l'ordre de vingt masses solaires (ou davantage). Il ne lui reste alors que peu de temps à "vivre", quelques siècles ou milliers d'années selon sa masse (sachant que plus une étoile est massive, plus son espérance de vie est courte, ce qui peut sembler paradoxal).

Un peu d'histoire

Le sodium pur n'est isolé qu'en 1807, par le chimiste et physicien britanique Humphry Davy (1778-1829), qui réussit à l'obtenir en réalisant l'électrolyse de la soude caustique (NaOH).

Le sodium tire son nom du latin "sodanum", qui désigne un remède médiéval utilisé contre les maux de tête. Quant à son symbole, Na, il vient du latin "natron", lui-même issu du grec "nitron", désignant un carbonate de sodium naturel de formule Na₂CO₃, le natron, connu des Egyptiens de l'Antiquité qui l'employaient au cours des rituels de momification, mais également pour conserver les aliments et comme produit de nettoyage.

Propriétés du sodium

Deuxième élément du groupe des alcalins, le sodium présente un aspect blanc argenté, tirant légèrement sur le rose. Métal très mou (on peut aisément le couper à l'aide d'un couteau), il est également très léger (sa masse volumique est de 0,97 g/cm³), ce qui lui permet de flotter sur l'eau. Il réagit d'ailleurs très violemment avec cette dernière, en formant de l'hydroxyde de sodium (de la soude caustique), et en libérant de grandes quantités de dihydrogène, ce qui produit généralement une explosion ! :

2 Na + 2 H₂O ---> 2 NaOH + H₂

Cela oblige à le conserver sous atmosphère inerte (azote, argon) ou dans de l'huile minérale (provenant de la distillation du pétrole). A l'instar des autres métaux alcalins, sa température de fusion est faible, puisqu'elle n'est que de 98°C.

Très réactif, il brûle spontanément dans l'air en produisant une flamme jaune, lorsque la température dépasse 115°C.

Dans le corps humain, le sodium intervient dans l'équilibre acido-basique, ainsi que dans la transmission de l'influx nerveux et la contraction des muscles. La concentration de sodium dans le sang est appelé natrémie.

Production industrielle du sodium

L'électrolyse du chlorure de sodium (NaCl) fondu permet d'obtenir du sodium et du dichlore (Cl₂). La production mondiale de sodium est d'environ 100 000 tonnes/an. La France, seul producteur européen, occupe une place importante avec ses 28 000 t/an, provenant de la seule usine électrochimique de Plombière (en Savoie), qui produit du sodium depuis 1923 (ainsi que du dichlore, à raison de 42 000 t/an). L'usine de Niagara Falls (Etat de New York), qui en produisait 25 000 t/an, a mis fin à cette activité en 2016. Quant à la Chine, elle est en train de se tailler la part du lion dans ce secteur (avec près de 70 000 t/an).

Quelques exemples d'utilisation du sodium

- Les lampes à vapeur de sodium, utilisées pour l'éclairage public, produisent une douce lumière jaune-orangée.

- Dans les feux d'artifice, le jaune est obtenu grâce au sodium, qui est présent sous forme d'oxalate de sodium (COONa₂), d'oxyde de sodium (Na₂O) ou encore de nitrate de sodium (NaNO₃).

- Le sodium liquide est utilisé comme fluide caloporteur dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides (RNR). A l'heure actuelle, seuls trois réacteurs RNR alimentent un réseau électrique (deux en Russie et un en Chine), les risques liés au sodium liquide (porté à plus de 500 °C) n'étant pas négligeables. En France, le réacteur à neutrons rapides expérimental Superphénix, qui connut une fuite de sodium liquide en 1990, a été arrêté définitivement en 1997.

- Le NaK, alliage de sodium et de potassium liquide à température ambiante, est également utilisé comme fluide caloporteur dans des réacteurs nucléaires à neutrons rapides expérimentaux, ainsi que dans certains satellites soviétiques (il présente l'avantage de rester liquide même lorsqu'il est exposé au vide de l'espace).

- Les batteries constituées d'accumulateurs au sodium-soufre permettent de stocker de l'énergie afin de soutenir un réseau électrique. Ce type de batteries est exploité sur l'île de la Réunion, au Texas, ainsi qu'au Japon..

- Le sodium intervient dans la production du silicium utilisé en électronique ou dans les panneaux solaires.

Les composés du sodium sont assez nombreux. Pour n'en citer que quelques-uns :

- Le sel de table, ou chlorure de sodium, est utilisé pour fabriquer la soude caustique, l'acide chlorhydrique, et le dichlore.

- La soude caustique, ou hydroxyde de sodium, intervient dans la fabrication de la pâte à papier, du savon et des détergents. Elle est également utilisée dans le traitement des eaux, dans le traitement de la bauxite afin de produire de l'aluminium, dans l'industrie textile, etc... la liste est longue.

- L'eau de Javel est une solution aqueuse de chlorure et d'hypochlorite de sodium, utilisée comme agent désinfectant et décolorant.

- Les chaufferettes à main, si apréciées en hivers, contiennent une solution saturée d'acétate de sodium. Lorsque cette solution est portée à plus de 54°C, l'acétate de sodium est entièrement dissous. Quand la température redescend en dessous de 54°C, il reste dissous alors qu'il devrait cristalliser : la solution est alors sursaturée. Pour le faire cristalliser, il suffit de tordre la plaquette métallique contenue dans la solution (cela produit un petit craquement) : l'acétate de sodium repasse alors à l'état solide en libérant de la chaleur.

- Cette liste serait incomplète si nous omettions de parler de l'incontournable bicarbonate de sodium (appelé autrefois bicarbonate de soude). Véritable "produit à tout faire", nous ne citerons ici que quelques-uns de ses usages, tant la liste est longue : soins du visage et de la peau, agent de blanchiment des dents (dentifrice), bain de bouche (contre les aphtes), produit de nettoyage (carrelage, vitres, vaisselle...), fongicide (il permet de lutter contre le mildiou et l'oidium), levure chimique (gâteaux). Sans oublier ses propriétés médicinales : il facilite la digestion et diminue les maux d'estomac (il neutralise l'acidité excessive des sucs gastriques), intervient dans le traitement des diarrhées sévères et de la goutte... et ce n'est là qu'un petit aperçu. Bref, une véritable panacée !

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