Introduction
Le sodium, de symbole chimique Na (du latin 'natrium'), est un élément fondamental de la chimie et de la biologie. Classé dans le groupe 1 du tableau périodique, celui des métaux alcalins, il possède des propriétés extrêmes qui le rendent à la fois fascinant en laboratoire et indispensable au fonctionnement de tout organisme vivant. Son histoire est intimement liée à celle de l'humanité, depuis l'utilisation antique du sel jusqu'à son isolement spectaculaire au XIXe siècle.
Description
Le sodium pur est un métal mou, léger (densité inférieure à celle de l'eau), de couleur blanc-argenté qui ternit rapidement au contact de l'air en formant une couche d'oxyde et de carbonate. Sa réactivité est légendaire : il réagit violemment avec l'eau en produisant de l'hydrogène gazeux et de la chaleur, souvent assez pour enflammer le gaz, ce qui donne lieu à des démonstrations spectaculaires. En raison de cette haute réactivité, il est toujours stocké dans un liquide inerte comme le pétrole ou l'huile minérale. Dans la nature, il est omniprésent sous forme ionique (Na+), dissous dans les océans (environ 10,8 g/L) ou dans des minéraux comme la halite (NaCl), le natron (Na2CO3·10H2O) et la cryolite (Na3AlF6).
Histoire
Les composés du sodium, notamment le sel (NaCl), sont utilisés depuis la préhistoire pour la conservation des aliments et comme monnaie d'échange. L'élément lui-même fut isolé pour la première fois en 1807 par le célèbre chimiste anglais Sir Humphry Davy, par électrolyse de la soude caustique (NaOH) fondue. Cette découverte révolutionnaire, qui suivit de peu celle du potassium, confirma la théorie de Davy sur la nature électrique des liaisons chimiques et ouvrit la voie à la découverte d'autres métaux alcalins. Le nom 'sodium' dérive du mot anglais 'soda', tandis que son symbole 'Na' vient de 'natrium', terme dérivé de l'égyptien ancien 'netjer' (natron) via le grec 'nitron'.
Caracteristiques
Numéro atomique : 11. Masse atomique : 22,989769 u. Point de fusion bas : 97,8 °C. Point d'ébullition : 882,9 °C. Sa configuration électronique est [Ne] 3s1, ce qui signifie qu'il ne possède qu'un seul électron sur sa couche externe. C'est cet électron qu'il cède très facilement pour former l'ion Na+, lui conférant son caractère de métal très réducteur et sa grande affinité avec les éléments électronégatifs comme le chlore. Le sodium possède un seul isotope stable, le ²³Na. Il est aussi un excellent conducteur de l'électricité et de la chaleur.
Importance
L'importance du sodium est colossale et multiforme. Biologiquement, l'ion Na+ est un électrolyte crucial : il est le principal cation extracellulaire et est essentiel à la génération et à la transmission de l'influx nerveux, à la contraction musculaire et à la régulation de la pression artosphérique et du volume sanguin. Industriellement, le sodium métallique est utilisé comme fluide caloporteur dans certains réacteurs nucléaires, dans la fabrication de composés comme le peroxyde de sodium et dans la production du métal titane par le procédé Kroll. Ses composés sont omniprésents : le chlorure de sodium (sel) pour l'alimentation et le déneigement, le bicarbonate de sodium (baking soda) en pâtisserie et en pharmacie, l'hydroxyde de sodium (soude) dans la fabrication du savon et du papier, et les lampes à vapeur de sodium pour l'éclairage public (lumière jaune caractéristique). Un excès ou un déficit de sodium dans l'organisme (hyponatrémie/hypernatrémie) peut avoir des conséquences graves, mettant en lumière son rôle vital.
