Sodium

Le sodium est un élément chimique, de symbole Na et de numéro atomique 11. C'est un métal mou et argenté, qui appartient aux métaux alcalins.

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Produit chimique qui réagit avec l'eau - Produit chimique corrosif - Élément chimique - Métal alcalin

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Sodium

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Informations générales

Nom, Symbole, Numéro

Sodium, Na, 11

Série chimique

Métal alcalin

Groupe, Période, Bloc

1, 3, s

Masse volumique

0, 971 g·cm^-3 (20 °C) ^[1]

0, 5

Argenté blanc

7440-23-5 ^[2]

Propriétés atomiques

22, 98976928 ± 0, 00000002 u^[1]

Rayon atomique (calc)

180 pm (190 pm)

Rayon de covalence

1, 66 ± 0, 09 Å ^[3]

Rayon de Van der Waals

227 pm

Configuration électronique

[Ne] 3s¹

Électrons par niveau d'énergie

2, 8, 1

État (s) d'oxydation

Oxyde

Base forte

Structure cristalline

Cubique centré

Propriétés physiques

État ordinaire

Solide non magnétique

Point de fusion

97, 80 °C ^[1]

Point d'ébullition

883 °C ^[1]

Énergie de fusion

2, 598 kJ·mol^-1

Énergie de vaporisation

96, 96 kJ·mol^-1

Volume molaire

23, 78×10^-6 m³·mol^-1

Pression de vapeur

1, 43×10^-5 Pa à -39, 15 °C

Vitesse du son

3 200 m·s^-1 à 20 °C

Divers

Électronégativité (Pauling)

0, 93

Chaleur massique

1 230 J·kg^-1·K^-1

Conductivité électrique

21×10⁶ S·m^-1

Conductivité thermique

141 W·m^-1·K^-1

Énergies d'ionisation

1^re : 5, 139076 eV ^[4]

2^e : 47, 2864 eV ^[4]

3^e : 71, 6200 eV ^[4]

4^e : 98, 91 eV ^[4]

5^e : 138, 40 eV ^[4]

6^e : 172, 18 eV ^[4]

7^e : 208, 50 eV ^[4]

8^e : 264, 25 eV ^[4]

9^e : 299, 864 eV ^[4]

10^e : 1 465, 121 eV ^[4]

11^e : 1 648, 702 eV ^[4]

Isotopes les plus stables

iso	AN	Période	MD	Ed	PD
iso	AN	Période	MD	MeV	PD
²²Na	{syn. }	2, 602 ans	ε	0, 54	²²Ne
²³Na	100 %	stable avec 12 neutrons
²⁴Na	{syn. }	15, 03 h	β-	1, 39	²⁴Mg

Précautions

NFPA 704

SIMDUT^[5]

B6, E,

SGH^[6]

Danger H260, H314, EUH014,

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le sodium est un élément chimique, de symbole Na et de numéro atomique 11. C'est un métal mou et argenté, qui appartient aux métaux alcalins. On ne le trouve pas à l'état de corps pur dans la nature, mais il est particulièrement abondant sous forme de composés, par exemple dans le sel. Il brûle avec une flamme jaune.

Histoire

Le sodium est depuis longtemps reconnu dans les composés, mais il ne fut pas isolé avant 1807, quand Sir Humphry Davy réalisa l'électrolyse de la soude caustique. Au cours du Moyen Âge, 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 nommé natrium, qui lui-même vient du grec nitron, une sorte de sel naturel (le natron). En allemand comme en néerlandais, sodium se dit Natrium.

Caractéristiques notables

Sodium métallique

Raies spectrales

Comme les autres métaux alcalins, le sodium a un aspect doux, blanc argenté, un peu rosé. C'est un élément particulièrement réactif ; surtout il s'oxyde lentement à l'air humide et réagit violemment avec l'eau, ce qui force à le conserver dans le pétrole ou sous une atmosphère inerte d'azote ou d'argon. Le sodium est léger, flotte sur l'eau et la décompose en libérant du dihydrogène et en formant de la soude, l'hydroxyde de sodium.

2 Na + 2 H₂O → H₂ + 2 Na⁺ + 2 OH^–

La chaleur dégagée par la réaction exothermique de décomposition de l'eau suffit le plus souvent, en présence d'oxygène, à faire détoner l'hydrogène produit.

Sa température de fusion assez basse, aux alentours de 97, 81 °C, le rend facile à manipuler, stocker et transporter (en citernes par exemple, dans lesquelles on le solidifie pour le refondre à l'arrivée), à condition d'être particulièrement vigilant à bien le laisser toujours sous atmosphère inerte ainsi qu'à l'abri de l'eau ou de l'humidité, à cause de sa grande réactivité.

Ce métal ne brûle dans l'air qu'à des températures supérieures à 388 K (soit 115 °C).

C'est un excellent conducteur électrique.

Le spectre du sodium possède la particularité de présenter un doublet spectral particulièrement brillant dans le jaune. Ces deux raies, situées à 5890, 0 et 5895, 9 Ångströms sont le plus souvent notées D1 et D2. Leur interférence est responsable d'un phénomène de battement en intensité.

À mesure que la pression augmente, le sodium devient isolant et prend l'aspect d'un matériau noir, puis celui d'un matériau translucide rouge avant de finalement devenir transparent sous une pression de 200 gigapascal^[7].

Utilisations du sodium

Le sodium sous sa forme métallique est utilisé dans la fabrication des esters mais aussi dans celle d'autres composés organiques, utilisés surtout dans l'industrie pharmaceutique, les cosmétiques, les pesticides, etc.

Il a été longtemps utilisé, sous forme d'alliage avec le plomb, pour la production de plomb tétraéthyle, additif antidétonant pour le carburant automobile.

Autres utilisations du sodium métal :

pour la synthèse de l'indigo artificiel, du borohydrure de sodium, dans la réduction de Birch
dans certains alliages, pour perfectionner leur structure ;
pour purifier les métaux fondus ;
pour la fabrication du silicium utilisé dans l'électronique ou les panneaux solaires ;
pour les batteries sodium - soufre ;
le sodium sous forme liquide forme un efficace fluide caloporteur (assurant le transfert de chaleur) : on l'utilise dans ce but essentiellement dans les soupapes (creuses) de moteurs poussés, mais il sert aussi dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides.

Le NaK est un alliage de sodium et de potassium, c'est un matériau important pour les transferts thermiques.

Le sodium est utilisé sous forme de vapeur alcaline dans les lampes à vapeur de sodium. Cette vapeur est particulièrement réactive : par exemple, à 1 400 °C, elle réagit avec l'alumine en formant de l'aluminate.

Fabrication

Le sodium sous forme métallique est fabriqué par électrolyse du chlorure de sodium fondu. Le chlorure de sodium fondant vers 800 °C, il est indispensable pour des raisons technologiques de l'utiliser en mélange avec du chlorure de calcium et du chlorure de baryum. Ce mélange sert à travailler à à peu près 600 °C. Les principaux producteurs de sodium sous forme métallique dans le monde sont :

MSSA - Métaux spéciaux en France à Pomblière-Saint-Marcel près de Moûtiers en Savoie ;
DuPont aux É. -U. à Niagara Falls ;
différents producteurs sont apparus récemment en Chine en Mongolie Intérieure, dans le Ningxia et le Henan.

Il est aussi envisageable d'obtenir du sodium métallique par électrolyse de son hydroxyde, NaOH, fondu c'est-à-dire vers 300 °C. Cependant, comme il est plus complexe de récupérer le métal pur dans ce cas, l'industrie préfère l'électrolyse de NaCl.

Composés du sodium

Les composés chimiques dans lesquels on trouve un ion sodium Na+ sont extrêmement nombreux. Parmi les plus simples on peut citer :

le sel marin ou sel de table, qui est du chlorure de sodium NaCl ;
la soude (Na⁺ + OH^-) ou l'hydroxyde de sodium NaOH ;
l'eau de Javel, qui contient du chlorure de sodium NaCl et de l'hypochlorite de sodium NaClO.

Le chlorure de sodium NaCl est indispensable à la vie, par exemple à la transmission de l'influx nerveux, faisant intervenir des échanges intermembranaires d'ions Na⁺.

On trouve aussi des composés du sodium :

dans le savon (en combinaison avec des acides gras) ;
dans les chaufferettes sous forme d'acétate de sodium.

Notes et références

(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
(en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, «Covalent radii revisited», dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [ lien DOI ]
(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87^e éd. (ISBN 0849304873) , p. 10-202
«Sodium» dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
Numéro index 011-001-00-0 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
Laurent Sacco, Sous pression, le sodium métallique devient transparent !, futura-sciences, 17 mars 2009.

Voir aussi

Liens externes

Une vidéo sur l'oxydation du sodium

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