Sodium

Le sodium est un élément chimique portant le symbole Na (du latin natrium) et le numéro atomique 11. C’est un métal mou, blanc argenté, très réactif. Le sodium est un métal alcalin du groupe 1 du tableau périodique, car il possède un seul électron dans son enveloppe extérieure, qu’il donne facilement, créant un ion chargé positivement, le cation Na+. Son seul isotope stable est le 23Na. Le métal libre n’existe pas dans la nature et doit être préparé à partir de composés. Le sodium est le sixième élément le plus abondant dans la croûte terrestre et existe dans de nombreux minéraux tels que les feldspaths, la sodalite et le sel gemme (NaCl). De nombreux sels de sodium sont très solubles dans l’eau : les ions de sodium ont été lessivés par l’action de l’eau des minéraux de la Terre pendant des éons, et donc le sodium et le chlore sont les éléments dissous les plus courants en poids dans les océans.

Le sodium a été isolé pour la première fois par Humphry Davy en 1807 par l'électrolyse de l’hydroxyde de sodium. Parmi les nombreux autres composés utiles du sodium, l’hydroxyde de sodium (lessive) est utilisé dans la fabrication du savon, et le chlorure de sodium (sel comestible) est un agent de déglaçage et un nutriment pour les animaux, y compris les humains.

Le sodium est un élément essentiel pour tous les animaux et certaines plantes. Les ions de sodium sont le principal cation du liquide extracellulaire (ECF) et, en tant que tels, ils sont le principal contributeur à la pression osmotique de l’ECF et au volume du compartiment de l’ECF. La perte d’eau du compartiment ECF augmente la concentration de sodium, une condition appelée hypernatrémie. La perte isotonique d’eau et de sodium du compartiment ECF diminue la taille de ce compartiment dans un état appelé hypovolémie ECF.

Au moyen de la pompe sodium-potassium, les cellules humaines vivantes pompent trois ions sodium hors de la cellule en échange de deux ions potassium pompés ; en comparant les concentrations d’ions à travers la membrane cellulaire, de l’intérieur vers l’extérieur, le potassium mesure environ 40:1, et le sodium, environ 1:10. Dans les cellules nerveuses, la charge électrique à travers la membrane cellulaire permet la transmission de l’impulsion nerveuse - un potentiel d’action - lorsque la charge est dissipée ; le sodium joue un rôle clé dans cette activité.

Histoire

En raison de son importance pour la santé humaine, le sel a longtemps été une denrée importante, comme le montre le mot anglais salary, qui dérive de salarium, les galettes de sel parfois données aux soldats romains avec leurs autres salaires. Dans l’Europe médiévale, un composé de sodium au nom latin de sodanum était utilisé comme remède contre les maux de tête. On pense que le nom sodium vient de l’arabe suda, qui signifie mal de tête, car les propriétés du carbonate de sodium ou de la soude pour soulager les maux de tête étaient bien connues dans les premiers temps. Bien que le sodium, parfois appelé soude, ait été reconnu depuis longtemps dans des composés, le métal lui-même n’a été isolé qu’en 1807 par Sir Humphry Davy grâce à l'électrolyse de l’hydroxyde de sodium. En 1809, le physicien et chimiste allemand Ludwig Wilhelm Gilbert a proposé les noms Natronium pour le “sodium” de Humphry Davy et Kalium pour le “potassium” de Davy. L’abréviation chimique du sodium a été publiée pour la première fois en 1814 par Jöns Jakob Berzelius dans son système de symboles atomiques. Il s’agit d’une abréviation du nouveau nom latin de l'élément, natrium, qui fait référence au natron égyptien, un sel minéral naturel constitué principalement de carbonate de sodium hydraté. Historiquement, le natron a eu plusieurs utilisations industrielles et domestiques importantes, éclipsées plus tard par d’autres composés de sodium.

Présence naturelle

Occasion sur terre

La croûte terrestre contient 2,27% de sodium, ce qui en fait le septième élément le plus abondant sur Terre et le cinquième métal le plus abondant, derrière l’aluminium, le fer, le calcium et le magnésium et devant le potassium. L’abondance du sodium dans les océans est estimée à 1,08×104 milligrammes par litre. En raison de sa grande réactivité, il n’est jamais trouvé à l'état pur. On le trouve dans de nombreux minéraux, certains très solubles, comme l’halite et le natron, d’autres beaucoup moins solubles, comme l’amphibole et la zéolite. L’insolubilité de certains minéraux sodiques tels que la cryolite et le feldspath provient de leurs anions polymères, qui dans le cas du feldspath est un polysilicate.

Présence dans l’univers

Le sodium atomique a une très forte raie spectrale dans la partie jaune-orange du spectre (la même raie que celle utilisée dans les lampadaires à vapeur de sodium). Cette raie apparaît comme une raie d’absorption dans de nombreux types d'étoiles, y compris le Soleil. Cette raie a été étudiée pour la première fois en 1814 par Joseph von Fraunhofer lors de son étude des raies du spectre solaire, aujourd’hui connues sous le nom de raies de Fraunhofer. Fraunhofer l’a appelée “raie D”, bien qu’on sache aujourd’hui qu’il s’agit en fait d’un groupe de raies très proches les unes des autres, séparées par une structure fine et hyperfine.

L’intensité de la raie D signifie qu’elle a été détectée dans de nombreux autres environnements astronomiques. Dans les étoiles, elle est observée dans toutes celles dont la surface est suffisamment froide pour que le sodium existe sous forme atomique (plutôt qu’ionisée). Cela correspond à des étoiles de type F et plus froides. De nombreuses autres étoiles semblent avoir une raie d’absorption du sodium, mais celle-ci est en fait causée par le gaz du milieu interstellaire de premier plan. Les deux peuvent être distinguées par spectroscopie à haute résolution, car les raies interstellaires sont beaucoup plus étroites que celles qui sont élargies par la rotation stellaire.

Le sodium a également été détecté dans de nombreux environnements du système solaire, y compris l’atmosphère de Mercure, l’exosphère de la Lune et de nombreux autres corps. Certaines comètes ont une queue en sodium, qui a été détectée pour la première fois lors des observations de la comète Hale-Bopp en 1997. Le sodium a même été détecté dans l’atmosphère de certaines planètes extrasolaires par spectroscopie de transit.

Production

Employé uniquement dans des applications assez spécialisées, le sodium métallique ne produit qu’environ 100 000 tonnes par an. Le sodium métallique a été produit commercialement pour la première fois à la fin du XIXe siècle par réduction carbothermique du carbonate de sodium à 1100 °C, première étape du procédé Deville pour la production d’aluminium :

Na2CO3 + 2 C → 2 Na + 3 CO

La forte demande d’aluminium a créé le besoin de produire du sodium. L’introduction du procédé Hall-Héroult pour la production d’aluminium par électrolyse d’un bain de sels fondus a mis fin au besoin de grandes quantités de sodium. Un procédé connexe basé sur la réduction de l’hydroxyde de sodium a été développé en 1886.

Le sodium est maintenant produit commercialement par l'électrolyse du chlorure de sodium fondu, sur la base d’un procédé breveté en 1924. Cette opération est réalisée dans une cellule de Downs dans laquelle le NaCl est mélangé à du chlorure de calcium pour abaisser le point de fusion en dessous de 700 °C. Comme le calcium est moins électropositif que le sodium, aucun calcium ne sera déposé à la cathode. Cette méthode est moins coûteuse que le précédent procédé Castner (l'électrolyse de l’hydroxyde de sodium).

Le marché du sodium est volatile en raison de la difficulté de son stockage et de son expédition ; il doit être stocké sous une atmosphère de gaz inerte sec ou d’huile minérale anhydre pour éviter la formation d’une couche superficielle d’oxyde de sodium ou de superoxyde de sodium.

Usage économique

Bien que le sodium métallique ait quelques utilisations importantes, les principales applications du sodium utilisent des composés ; des millions de tonnes de chlorure, d’hydroxyde et de carbonate de sodium sont produites chaque année. Le chlorure de sodium est largement utilisé pour l’anti-givrage et le dégivrage, ainsi que comme agent de conservation ; le bicarbonate de sodium est notamment utilisé en boulangerie, comme agent de levage et pour le sodablasting. En plus du potassium, de nombreux médicaments importants sont additionnés de sodium pour améliorer leur biodisponibilité. Bien que le potassium soit le meilleur ion dans la plupart des cas, le sodium est choisi pour son prix et son poids atomique plus faibles. L’hydrure de sodium est utilisé comme base pour diverses réactions (telles que la réaction aldol) en chimie organique, et comme agent réducteur en chimie inorganique.

Le sodium métallique est principalement utilisé pour la production de borohydrure de sodium, d’azoture de sodium, d’indigo et de triphénylphosphine. Une utilisation autrefois courante était la fabrication de métal tétraéthyle et de titane ; en raison de l’abandon du TEL et des nouvelles méthodes de production de titane, la production de sodium a décliné après 1970. Le sodium est également utilisé comme métal d’alliage, comme agent anti-tartre et comme agent réducteur des métaux lorsque d’autres matériaux sont inefficaces. Notez que l'élément libre n’est pas utilisé comme agent antitartre, les ions de l’eau sont échangés contre des ions de sodium. Les lampes à plasma de sodium (“vapeur”) sont souvent utilisées pour l'éclairage des rues des villes, diffusant une lumière qui varie du jaune-orange au pêcheur lorsque la pression augmente. Seul ou avec le potassium, le sodium est un dessiccateur ; il donne une coloration bleue intense avec la benzophénone lorsque le dessiccateur est sec. En synthèse organique, le sodium est utilisé dans diverses réactions telles que la réduction de Birch, et le test de fusion du sodium est effectué pour analyser qualitativement les composés. Le sodium réagit avec l’alcool et donne des alcoxydes, et lorsque le sodium est dissous dans une solution d’ammoniac, il peut être utilisé pour réduire les alcynes en transalcènes. Les lasers émettant de la lumière au niveau de la ligne D du sodium sont utilisés pour créer des étoiles artificielles de guidage des lasers qui aident à l’optique adaptative des télescopes terrestres de lumière visible.

Transfert de chaleur

Le sodium liquide est utilisé comme fluide de transfert de chaleur dans certains types de réacteurs nucléaires car il possède la conductivité thermique élevée et la faible section d’absorption des neutrons nécessaires pour obtenir un flux de neutrons élevé dans le réacteur. Le point d'ébullition élevé du sodium permet au réacteur de fonctionner à la pression ambiante (normale), mais les inconvénients comprennent son opacité, qui empêche la maintenance visuelle, et ses propriétés explosives. Le sodium 24 radioactif peut être produit par bombardement de neutrons pendant le fonctionnement, ce qui présente un léger risque de radiation ; la radioactivité cesse dans les quelques jours qui suivent la sortie du réacteur. Si un réacteur doit être arrêté fréquemment, on utilise du NaK ; comme le NaK est un liquide à température ambiante, le liquide de refroidissement ne se solidifie pas dans les tuyaux. Dans ce cas, la pyrophoricité du potassium exige des précautions supplémentaires pour prévenir et détecter les fuites. Une autre application du transfert de chaleur est celle des soupapes à clapet dans les moteurs à combustion interne à haute performance ; les tiges des soupapes sont partiellement remplies de sodium et fonctionnent comme un caloduc pour refroidir les soupapes.

Biologie

Rôle biologique chez l’homme

Chez l’homme, le sodium est un minéral essentiel qui régule le volume sanguin, la pression artérielle, l'équilibre osmotique et le pH. On estime que le besoin physiologique minimum en sodium varie entre environ 120 milligrammes par jour chez les nouveau-nés et 500 milligrammes par jour chez les personnes de plus de 10 ans.

Régime alimentaire

Le chlorure de sodium est la principale source de sodium dans l’alimentation, et est utilisé comme assaisonnement et conservateur dans des produits tels que les conserves au vinaigre et les conserves de viande séchée ; pour les Américains, la plupart du chlorure de sodium provient des aliments transformés. Les autres sources de sodium sont sa présence naturelle dans les aliments et les additifs alimentaires tels que le glutamate monosodique (MSG), le nitrite de sodium, la saccharine de sodium, le bicarbonate de soude et le benzoate de sodium.

Recommandations diététiques

L’Institut de médecine des États-Unis a fixé sa dose maximale tolérable de sodium à 2,3 grammes par jour, mais la personne moyenne aux États-Unis en consomme 3,4 grammes par jour.

Santé

Des études ont montré qu’une réduction de l’apport en sodium de 2 g par jour tend à abaisser la pression artérielle systolique d’environ deux à quatre mm Hg. On a estimé qu’une telle diminution de l’apport en sodium entraînerait une réduction de 9 à 17 % des cas d’hypertension.

L’hypertension est à l’origine de 7,6 millions de décès prématurés dans le monde chaque année. (Il faut noter que le sel contient environ 39,3 % de sodium, le reste étant du chlore et des traces de produits chimiques ; ainsi, 2,3 g de sodium correspondent à environ 5,9 g, soit 5,3 ml, de sel - environ une cuillère à café américaine). L’American Heart Association recommande de ne pas dépasser 1,5 g de sodium par jour.

Une étude a révélé que les personnes souffrant ou non d’hypertension qui excrétaient moins de 3 grammes de sodium par jour dans leurs urines (et en prenaient donc moins de 3 g/j) présentaient un risque plus élevé de décès, d’accident vasculaire cérébral ou de crise cardiaque que celles qui en excrétaient 4 à 5 grammes par jour. Des niveaux de 7 g par jour ou plus chez les personnes souffrant d’hypertension étaient associés à une mortalité et à des événements cardiovasculaires plus élevés, mais cela ne s’est pas avéré vrai pour les personnes sans hypertension. La FDA américaine déclare que les adultes souffrant d’hypertension et de préhypertension doivent réduire leur consommation quotidienne à 1,5 g.

Le système rénine-angiotensine régule la quantité de liquide et la concentration de sodium dans l’organisme. La réduction de la pression sanguine et de la concentration de sodium dans le rein entraîne la production de rénine, qui à son tour produit de l’aldostérone et de l’angiotensine, ce qui stimule la réabsorption du sodium dans la circulation sanguine. Lorsque la concentration de sodium augmente, la production de rénine diminue et la concentration de sodium revient à la normale. L’ion sodium (Na+) est un électrolyte important dans le fonctionnement des neurones, et dans l’osmorégulation entre les cellules et le liquide extracellulaire. Ceci est accompli chez tous les animaux par la Na+/K+-ATPase, un transporteur actif qui pompe les ions contre le gradient, et les canaux sodium/potassium. Le sodium est l’ion métallique le plus répandu dans le liquide extracellulaire.

Des taux de sodium inhabituellement faibles ou élevés chez l’homme sont reconnus en médecine comme une hyponatrémie et une hypernatrémie. Ces affections peuvent être causées par des facteurs génétiques, le vieillissement, ou des vomissements ou diarrhées prolongés.

Rôle biologique dans les plantes

Dans les plantes C4, le sodium est un micronutriment qui aide le métabolisme, en particulier dans la régénération du phosphoénolpyruvate et la synthèse de la chlorophylle. Dans d’autres, il remplace le potassium dans plusieurs rôles, comme le maintien de la pression turgorifique et l’aide à l’ouverture et à la fermeture des stomates. L’excès de sodium dans le sol peut limiter l’absorption d’eau en diminuant le potentiel hydrique, ce qui peut entraîner le flétrissement des plantes ; des concentrations excessives dans le cytoplasme peuvent entraîner une inhibition des enzymes, qui à son tour provoque la nécrose et la chlorose. En réponse, certaines plantes ont développé des mécanismes pour limiter l’absorption du sodium dans les racines, pour le stocker dans les vacuoles des cellules, et pour limiter le transport du sel des racines aux feuilles ; l’excès de sodium peut également être stocké dans les vieux tissus de la plante, limitant ainsi les dommages aux nouvelles pousses. Les halophytes se sont adaptés pour pouvoir s'épanouir dans des environnements riches en sodium.

Sécurité

Le sodium forme de l’hydrogène inflammable et de l’hydroxyde de sodium caustique au contact de l’eau ; l’ingestion et le contact avec de l’humidité sur la peau, les yeux ou les muqueuses peuvent provoquer de graves brûlures. Le sodium explose spontanément en présence d’eau en raison de la formation d’hydrogène (hautement explosif) et d’hydroxyde de sodium (qui se dissout dans l’eau, libérant ainsi plus de surface). Cependant, le sodium exposé à l’air et qui s’est enflammé ou qui a atteint l’auto-inflammation (on signale qu’elle se produit lorsqu’une piscine de sodium fondu atteint environ 290 °C) affiche un feu relativement léger. Dans le cas de morceaux massifs (non fondus) de sodium, la réaction avec l’oxygène devient finalement lente en raison de la formation d’une couche protectrice. Les extincteurs à base d’eau accélèrent les feux de sodium ; ceux à base de dioxyde de carbone et de bromochlorodifluorométhane ne doivent pas être utilisés sur un feu de sodium. Les feux de métal sont de classe D, mais tous les extincteurs de classe D ne sont pas utilisables avec du sodium. Un agent d’extinction efficace pour les feux de sodium est le Met-L-X. D’autres agents efficaces sont le Lith-X, qui contient de la poudre de graphite et un ignifuge organophosphoré, et le sable sec. Les incendies de sodium sont évités dans les réacteurs nucléaires en isolant le sodium de l’oxygène par des tuyaux de sodium entourés de gaz inerte. Les incendies de sodium de type piscine sont évités grâce à diverses mesures de conception appelées systèmes de bacs de rétention. Ils recueillent le sodium qui fuit dans un réservoir de récupération des fuites où il est isolé de l’oxygène.