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Le sodium
Na Le sodium [symbole : Na] est un corps simple. C'est un mĂ©tal blanc argentĂ©, mou.  Très rĂ©actif avec l'eau, le sodium rĂ©agit rapidement pour produire de l'hydrogène gazeux et une solution de soude caustique (NaOH). Il rĂ©agit Ă©galement avec les acides et les halogènes pour produire des sels correspondants.  C'est un bon conducteur Ă©lectrique. Il cristallise dans une structure cubique centrĂ©e sur les faces, qui traduit une disposition gĂ©omĂ©trique rĂ©gulière des atomes dans un rĂ©seau cristallin. Sa vapeur, vue sous une Ă©paisseur suffisante, prĂ©sente une coloration pourpre. Il est soluble dans l'ammoniaque liquide en formant une liqueur bleue qui abandonne le sodium par Ă©vaporation du dissolvant. 
Les anciens Égyptiens et les civilisations mĂ©sopotamiennes connaissaient dĂ©jĂ  les composĂ©s de sodium, tels que la soude (carbonate de sodium) et la natron (mĂ©lange naturel de carbonates de sodium et de bicarbonate de sodium). Ils utilisaient ces substances pour diverses applications, notamment dans le domaine de la fabrication du verre et de la conservation des aliments. 

Cependant, le sodium en tant qu'élément chimique distinct n'a été isolé que beaucoup plus tard. En 1807, Humphry Davy a réussi à isoler le sodium pour la première fois par électrolyse. Il a utilisé une batterie voltaïque pour décomposer la soude caustique (hydroxyde de sodium) en sodium et en hydrogène. Davy a nommé l'élément sodium en référence à son origine latine natrium, qui était le nom utilisé pour la soude.

Le sodium dans la nature.
Sixième élément le plus abondant dans la croûte terrestre, le sodium possède des propriétés incompatibles avec son existence à l'état libre, mais ses composés sont très répandus à la surface de la Terre. On en trouve partout quand on le recherche avec le spectroscope, les poussières de l'air en sont abondamment pourvues. Il se rencontre surtout, à l'état solide ou en solution dans l'eau, sous forme de chlorure de sodium (halite, sel marin), constituant de puissants gisements dans différentes couches géologiques, ou dissous abondamment dans l'eau de la mer, de certains lacs, ou de certaines sources minérales. Le nitrate de soude, source de l'acide nitrique, constitue des gisements importants au Chili et au Pérou; le carbonate et le sulfate se rencontrent dans beaucoup d'eaux minérales et surtout dans certains lacs de l'Amérique du Nord; le borate de soude se trouve dans les mêmes régions. Beaucoup de minéraux silicatés renferment de la soude en quantité notable, comme certains feldspaths, mais on peut affirmer qu'il n'existe aucun silicate naturel ne contenant pas au moins des traces de soude. Les matières animales et végétales contiennent toutes des sels de soude en quantité plus ou moins grande ; les végétaux marins sont riches en soude, les végétaux éloignés de la mer sont plus riches en potasse qu'en soude. Toutes les cendres d'origine animale renferment des sels de soude, notamment le chlorure et le phosphate.
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Numéro atomique
Masse atomique
Point d'ébullition (°C)
Point de fusion (°C)
Masse volumique (g/cm3)
Structure Ă©lectronique1
Degrés d'oxydation
11
22,9898
892
97,8
0,971
(Ne)3s1
1
 

Propriétés chimiques du sodium.
Le sodium se combine facilement Ă  l'oxygène pour donner d'abord de l'oxyde de sodium NaO, puis du bioxyde NaO2; toutefois, si l'oxygène est rigoureusement sec, la rĂ©action n'a pas lieu, et le mĂ©tal peut ĂŞtre distillĂ© dans un courant d'oxygène. A l'air humide, un morceau de sodium fraĂ®chement coupĂ© perd immĂ©diatement son brillant et se recouvre d'une couche blanche d'hydrate de soude. Aussi le sodium doit-il ĂŞtre conservĂ© dans des vases fermĂ©s sous une couche d'hydrocarbure comme les huiles de pĂ©trole. 

La réaction avec l'eau est très vive, un petit morceau de sodium projeté dans une cuve pleine d'eau la décompose aussitôt avec production d'hydrogène et formation de soude qui passe en solution et rend l'eau alcaline. Le sodium, séparé de l'eau par une couche gazeuse, tourne sur lui-même et se promène à la surface du liquide dans toutes les directions; ces mouvements, analogues à ceux qui se produisent avec les liquides en caléfaction, sont produits par la même cause, l'hydrogène jouant ici le rôle de la vapeur dans ces derniers phénomènes. La température n'est pas suffisante pour produire l'inflammation de l'hydrogène; on y arrive cependant en immobilisant le sodium sur un papier buvard placé à la surface de l'eau.

L'affinitĂ© du sodium pour l'oxygène se manifeste aussi dans son action rĂ©ductrice sur les gaz sulfureux, carboniques et sur un grand nombre de composĂ©s oxygĂ©nĂ©s des mĂ©talloĂŻdes. Tons les oxydes mĂ©talliques formĂ©s avec un dĂ©gagement de chaleur infĂ©rieur Ă  100 calories sont dĂ©composĂ©s par le sodium avec mise en libertĂ© du mĂ©tal, tels sont les oxydes de fer, de nickel, d'antimoine, les acides silicique, borique, etc. 

Mais c'est surtout vis-à-vis les combinaisons halogénées que le sodium constitue un puissant réducteur; il dégage en effet, avec les halogènes, une quantité de chaleur supérieure à celle dégagée par les autres métaux, à part le potassium et peut-être les alcalino-terreux, de telle sorte qu'il est possible d'isoler un métal quelconque de ses combinaisons halogénées en les traitant par le sodium. C'est là une méthode générale de métallurgie qui a été appliquée en grand à la préparation de l'aluminium, du magnésium, et qui a permis d'isoler pour la première fois un certain nombre de métaux comme le titane, le thorium, le niobium, le tantale, le cérium, le lanthane, le didyme, mélange de néodyme et de praséodyme, etc.

Le sodium s'unit Ă  un certain nombre de mĂ©taux; ses alliages les plus intĂ©ressants sont l'amalgame et son alliage avec le potassium. Le sodium s'unit vivement au mercure avec dĂ©gagement de chaleur et production de lumière; une partie de sodium avec 100 de mercure n'enlève pas Ă  ce dernier sa fluiditĂ©; avec 80 de mercure, la masse devient pâteuse, puis solide et cristalline par de nouvelles additions de sodium. 

L'amalgame de sodium permet d'amalgamer directement le fer, le platine, etc,; il est employĂ© très souvent en chimie organique comme agent rĂ©ducteur en prĂ©sence de l'eau; on l'a utilisĂ© aussi dans l'extraction de l'or et de l'argent. 

Un alliage contenant plus de 16 parties de potassium pour 10 de sodium est liquide à la température ordinaire et ressemble tout à fait au mercure. L'hydrogène est absorbé par le sodium vers 300-400°C pour engendrer un hydrure Na4H2, qui est blanc d'argent, présente l'aspect métallique et ressemble tout à fait à l'amalgame d'argent. C'est un véritable alliage dans lequel l'hydrogène doit être considéré comme jouant le rôle d'un métal. Il se décompose, sous pression réduite, suivant la loi de dissociation des systèmes hétérogènes (Troost et Hautefeuille).

Les composés du sodium

Les oxydes de sodium.
Le sodium forme avec l'oxygène deux oxydes, le protoxyde NaO, le bioxyde NaO2. Le premier s'unit avec l'eau pour former une base puissante, NaOHO, appelée hydrate de soude ou plus simplement soude caustique pour la distinguer du carbonate de soude qui est désigné dans le commerce sous le nom de soude.

Le protoxyde, qui se forme par l'action du sodium sur l'hydrate :

NaOHO + Na  2NaO + H
ou dans l'action directe de l'oxygène sur le mĂ©tal Ă  cĂ´tĂ© du bioxyde, est une masse grise Ă  cassure conchoĂŻdale, fusible au rouge et volatile seulement Ă  Une tempĂ©rature très Ă©levĂ©e. L'aluminium, le magnĂ©sium le dĂ©composent en libĂ©rant le sodium : 
NaO + Mg  MgO + Na.
La soude qui résulte de l'hydratation du protoxyde se prépare, soit directement à partir du sodium électrolysé de ses solutions, soit à partir du carbonate de sonde décomposé par la chaux en solution ou mieux à sec par l'Oxyde de fer.

Le bioxyde de sodium NaO2 est aujourd'hui un produit industriel que l'on prépare à partir du sodium. Le métal est placé dans de petites nacelles en aluminium disposées les unes à la suite des autres dans un tube horizontal chauffé vers 300°C et parcouru par un courant d'air sec; pendant la réaction, on déplace progressivement les nacelles en sens inverse de la marche des courants gazeux de sorte que les nacelles les plus anciennes sont en contact avec l'air pur, les nacelles nouvelles au contraire avec de l'air déjà fortement désoxygéné. Il se forme encore quand on fait passer un courant d'air entre 300 et 500° C sur un mélange de nitrate de sodium avec la chaux ou la magnésie.

Le peroxyde de sodium se présente en masse blanche qui devient jaune à chaud. Très déliquescent, il absorbe en même temps le gaz carbonique de l'air et se transforme en carbonate avec dégagement d'oxygène.

L'eau le dissout avec dégagement d'oxygène, cependant la solution mise à évaporer sur l'acide sulfurique peut donner un hydrate on obtient d'ailleurs la même combinaison quand on précipite par l'alcool une solution de soude additionnée d'eau oxygénée.

Le bioxyde de sodium constitue un puissant agent d'oxydation, supérieur à ce point de vue aux bioxydes des alcalino-terreux; par exemple, il oxyde complètement le soufre des pyrites et le transforme en acide sulfurique, réaction qui est appliquée pour le dosage des pyrites; il constitue d'ailleurs aujourd'hui un réactif chimique commun en analyse. Les matières organiques mêlées avec lui forment des mélanges détonants, il importe donc d'éviter lo contact des deux substances qui pourraient engendrer des explosions comme cela s'est produit à plusieurs reprises. Mélangé avec la poudre d'aluminium, il forme un mélange détonant inflammable spontanément et très dangereux à manier. II oxyde l'iode à l'état de periodate de soude. La dissolution aqueuse du bioxyde de sodium, qui peut être considérée comme un mélange de soude et d'oxygène, remplace quelquefois cette dernière dans certaines de ses applications et en particulier dans le blanchiment. On a proposé divers modes opératoires pour blanchir avec le bioxyde de sodium, par exemple en présence du sulfate de magnésie. Toutefois, l'introduction du bioxyde de sodium dans le blanchiment ne parait pas avoir bien réussi.

Sulfures de sodium.
Il en existe un grand nombre, le monosulfure NaS et le sulfhydrate correspondant NaSHS, le disulfure NaS2, le trisulfure NaS3, le tétrasulfure NaS4 et le pentasulfure NaS5. Le monosulfure peut être préparé par voie humide ou par voie sèche. Dans le premier cas, il suffit de partager une solution de soude en deux parties égales, de saturer l'une d'elles par le gaz sulfhydrique, puis effectuer le mélange; il se forme d'abord du sulfhydrate,

NaO + 2HS  NaSHS + HO, 
que la soude transforme ensuite en sulfure :
NaSHS + NaO  2NaS + HO.
La liqueur concentrĂ©e et refroidie Ă  l'abri de l'air laisse dĂ©poser des cristaux NaS9HO. 

Dans l'industrie, on prĂ©pare ce sel par voie sèche de la façon suivante 25 parties de sulfate de sonde, 75 de sulfate de baryum, 40 de charbon de bois et 15 de houille, sont chauffĂ©es ensemble dans un four Ă  soude jusqu'au moment oĂą une prise fournit une solution contenant de la baryte ; on lessive la masse; on transforme dans la solution le sulfure de baryum en sulfure alcalin par double dĂ©composition avec le sulfate de soude. On concentre et on fait cristalliser. Le sulfate de baryum, qui est Ă  peine attaquĂ©, sert Ă  empĂŞcher la fusion de la masse et par suite Ă  faciliter le lessivage. 

On se sert souvent dans l'industrie comme matière première du bisulfate de soude, produit résiduaire des préparations de l'acide nitrique. Le monosulfure forme de longs prismes incolores qui jaunissent à l'air en s'oxydant et formant des polysulfures jaunes. L'oxydation prolongée conduit à l'hyposulfite de soude. Le sulfure de sodium est appliqué dans l'épilage des peaux, dans la préparation de l'hyposulfite, etc. L'action du soufre sur la solution alcosodique de mono-sulfure a permis d'obtenir les composés suivants dont la teinte varie du jaune soufre au jaune orangé.

Sels halogènes.
Le type des sels halogènes est le chlorure de sodium (NaCI), utilisé dans l'industrie alimentaire sous le nom de sel de table pour conserver les aliments et pour donner de la saveur aux aliments. Le sodium, qui dégage beaucoup de chaleur avec le chlore, brûle cependant très difficilement dans ce gaz; il se forme une couche de sel marin fondu qui englobe le morceau et l'isole du chlore, de sorte que la réaction s'arrête; on la manifeste en brisant constamment cette couche avec un fil métallique.

A côté du chlorure de sodium, on connaît un sous-chlorure qui prend naissance au pôle négatif dans l'électrolyse du sel marin fondu ou parla fusion simultanée de chlorure et du métal.

Le bromure de sodium ne cristallise anhydre dans l'eau qu'au-dessus de 30°; au-dessous, il contient 2 molécules d'eau, NaBr2HO; pour l'iodure, il faut opérer au-dessus de 50°C pour obtenir Nal.

Tous ces sels sont cubiques, ainsi que le fluorure; on les prépare en faisant agir le brome et l'iode sur la solution alcaline, ce qui fournit un mélange de bromure et bromate ou iodure et iodate qui fournit uniquement le sel halogène par calcination. On y arrive plus simplement en faisant préalablement agir l'iode et le brome sur le fer humide; il se forme une solution ferreuse qui, par double décomposition avec le carbonate de soude, donne immédiatement la solution de bromure on d'iodure. Ces deux sels existent dans la nature, le bromure dans les sels de déblais de Stassfurt où il s'accumule dans les liqueurs mères et sert de matière première pour l'obtention du brome, l'iodure se rencontre dans certaines plantes marines comme les varechs et dans le nitrate de soude du Chili; il fournit l'iode commercial.

Le fluorure de sodium se différencie des autres, il est cubique comme eux, mais peu soluble; il se forme à partir de l'acide fluorhydrique et de la soude. Quand cette dernière est en quantité insuffisante, il engendre un fluorhydrate de fluorure, NaFHF. Le fluorure de sodium se combine aussi au fluorure de silicium pour donner du fluosilicate, SiF2NaF, combinaison assez soluble dans l'eau, cristallisant fort bien sous une forme distincte des cristaux de fluosilicate de potasse; aussi utilise-t-on souvent ces sels en analyse microchimique, par exemple pour reconnaître la présence du potassium on du sodium ou des deux à la fois dans une roche silicatée.

Sels oxyhalogènes.
Les plus intéressants de ses composés sont le chlorate, l'iodate et l'hypochlorite. Le chlorate de soude est un produit préparé aujourd'hui industriellement; il remplace très avantageusement, dans la plupart de ses applications, le chlorate de potasse, à cause de sa plus grande solubilité dans l'eau. On l'obtient, soit par double décomposition entre le sulfate de soude et la solution de chlorate et chlorure de calcium obtenue par saturation d'un lait de chaux avec le chlore, soit par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium chaude et concentrée sans emploi de diaphragme. Chauffé modérément, le chlorate perd de l'oxygène et se transforme en perchlorate, sel extrêmement soluble et décomposable lui-même en oxygène et chlorure. Le chlorate se transforme en iodate par l'action simultanée de l'iode et du chlore en présence de l'eau.

L'hypochlorite de soude, ClONaO, constitue un agent dĂ©colorant employĂ© dans l'industrie du blanchiment. 

Autrefois, on le préparait en faisant passer un courant de chlore dans une solution de soude étendue et froide. La solution ainsi obtenue, constituée par un mélange à molécules égales de chlorure de sodium et d'hypochlorite, constituait la liqueur de Labarraque. Cette méthode de préparation, qui utilisait comme matière première la soude caustique, est remplacée par une double décomposition effectuée entre le carbonate de soude, moins coûteux, et la solution de chlorure de chaux, mélangée d'hypochlorite et de chlorure de calcium. On peut obtenir par ce procédé des solutions plus concentrées que dans le premier cas, car l'élévation de température tend à décomposer le produit en chlorate.

On a ensuite prĂ©parĂ© l'hypochlorite dans la cuve mĂ´me du blanchiment en faisant parcourir par un courant Ă©lectrique une solution froide de chlorure de sodium sans emploi de diaphragme; le chlore et la soude mis en libertĂ© aux Ă©lectrodes rĂ©agissant pour engendrer l'hypochlorite qui a l'avantage d'agir sur les matières colorantes Ă  dĂ©truire d'une façon d'autant plus active qu'il est Ă  l'Ă©tat naissant. 

Sulfates de soude.
L'acide sulfurique forme avec la soude le sulfate neutre et le bisulfate. 

Le sulfate de soufe.
Le sulfate neutre a été décrit d'abord par Glauber dans son ouvrage de De Natura salium (1655); employé longtemps ensuite comme laxatif, il était désigné par les chimistes sous le nom de sal mirabile, puis sal Glauberi ou sel de Glauber

Le sulfate de soude (Na2SO4) constitue un produit intermédiaire dans la préparation du carbonate de soude par le procédé Leblanc. Le sel marin, traité par l'acide sulfurique dans des appareils convenables, est décomposé en donnant d'abord de l'acide chlorhydrique et du bisulfate, susceptible de réagir à température plus élevée sur le chlorure, pour former du sulfate neutre et dégager de nouveau du gaz acide

Le sulfate de soude est consommĂ© dans l'apprĂŞt des tissus de coton, il intervient aussi dans a fabrication du verre,  de dĂ©tergents, de textiles, de papiers et d'adhĂ©sifs, dans la falsification des cristaux le soude, dans la prĂ©paration du sulfure de sodium, dans a prĂ©paration des sels de soude Ă  partir de ses correspondants solubles de calcium ou de baryum, etc.

Le bisulfate de soude.
Le bisulfate de soude constitue un produit secondaire de la prĂ©paration de l'acide nitrique Ă  partir du nitrate du Chili; on a vu plus haut qu'il servait lui-mĂŞme de matière première pour la prĂ©paration du sulfure de sodium, de l'hyposulfite le soude. On le prĂ©pare en chauffant dans un creuset de platine des quantitĂ©s Ă©quimolĂ©culaires de sulfate et d'acide sulfurique jusqu'au rouge, on obtient une masse fondue, incolore, de composition S2O8NaH, que les chimistes emploient pour produire des attaques par l'acide sulfurique Ă  une tempĂ©rature supĂ©rieure au point d'Ă©bullition de celui-ci. 

Sulfites de sodium.
Une solution de carbonate de soude saturĂ©e de gaz sulfureux forme du bisulfite de soude, S2O6NaH, qu'une quantitĂ© d'Ă©quivalents carbonate transforme en sulfate neutre, S2O6Na2. Le sulfite neutre cristallise en prismes clinorhombiques transparents; il est employĂ© dans l'industrie comme agent rĂ©ducteur. 

L'hydrosulfite de sodium.
La solution éminemment réductrice d'hydrosulfite de soude (S2O4Na) se prépare, quand on fait digérer à froid du zinc en grenailles au contact d'une solution saturée de sulfite; il se dépose peu à peu un sulfite double de zinc et soude, tandis que l'hydrosulfite reste en solution. L'hydrosulfite est employé pour doser l'oxygène libre dissous dans l'eau, pour constituer la cuve de teinture à l'indigo par réduction de la matière colorante.

L'hypsulfite de sodium.
L'hyposulfite desodium (S4O6Na2(H2O2)5) constitue un thiosulfate, S206(S2)Na2, c.-à-d. le sulfate dans lequel deux équivalents d'oxygène sont remplacés par seux équivalents de soufre. On le prépare en faisant agir le soufre sur une solution bouillante de soude, ou bien en faisant passer un courant de gaz sulfureux dans la solution de sulfure. Enfin, les charrées de soude, résidus de la préparation du carbonate du soude dans le procédé Leblanc, exposées au contact de l'air, se transforment en hyposulfite de calcium qu'une double décomposition avec le carbonate amène à l'état de ce sel de soude. Il cristallise en gros cristaux transparents clinorhombiques.

Les arséniates de sodium.
A la sĂ©rie des phosphates sodiques correspond une sĂ©rie parallèle d'arsĂ©niates sodiques. L'arsĂ©niate disodique du commerce se prĂ©pare industriellement .Ă  partir de l'acide arsĂ©nieux; ou dissout celui-ci dans la soude, on ajoute Ă  cette solution du nitrate de soude et, après Ă©vaporation, on calcine Ă  sec le mĂ©lange dans un four. CristallisĂ©, l'arsĂ©niate disodique se prĂ©sente en cristaux isomorphes avec le phosphate. Les autres arsĂ©niates ont des propriĂ©tĂ©s analogues Ă  celle des phosphates correspondants. 

Les silicates de sodium.
La silice, sous toutes ses formes, est attaquée à chaud par le carbonate de soude et transformée en un mélange de silicates plus ou moins complexes, suivant les proportions. Le silicate de soude commercial ou verre soluble de soude, dont la composition se rapproche de celle du tétrasilicate, se prépare par la fusion de sable, de quartz avec le carbonate. Il se présente en masses transparentes semblables, souvent solubles dans l'eau bouillante en formant une liqueur épaisse. Le silicate de soude est utilisé dans le blanchiment, aussi l'additionne-t-on souvent aux savons dont il facilite le rôle. Mêlé avec du sable et de la chaux, ou bien de l'amiante, il forme un mastic qui prend assez rapidement et atteint la dureté de la pierre. Mêlé avec la poudre de zinc ou d'autres substances, il forme un excellent badigeon. On l'emploie aussi comme fixateur dans l'application de certaines couleurs murales, dans la teinture et l'impression. La solution de silicate de soude constitue ce qu'on appelle la liqueur des cailloux.

Les composés azotés du sodium.
Le nitrate de sodium
Le nitrate de sodium (NaNO3) sert de matière première pour la préparation de l'acide nitrique et par conséquent de tous ses dérivés. Il est utilisé comme source d'azote dans les engrais pour fournir de l'azote aux plantes, ou pour la production de nitrate d'ammonium, un engrais plus couramment utilisé. Dans l'industrie alimentaire, le nitrate de sodium est utilisé comme conservateur alimentaire pour préserver les viandes, les poissons et les fromages. Il est également utilisé dans la fabrication de certains types de charcuterie pour améliorer la couleur et la saveur. On y recourt aussi (en tant qu'oxydant) dans l'industrie pyrotechnique pour produire des feux d'artifice.

Le nitrite de sodium
Le nitrate de soude chauffĂ© perd de l'oxygène et se transforme en nitrite. On utilise le nitrite de soude dans l'industrie des matières colorantes, pour la prĂ©paration du groupe important des oxy et amidoazoĂŻques.  Il est souvent utilisĂ© aussi comme additif alimentaire pour la conservation des viandes, car il inhibe la croissance des bactĂ©ries responsables de la dĂ©gradation des aliments. ApprĂ©ciĂ© aussi en outre pour la couleur rose qu'il donne aux jambons cuits, il peut Ă©galement avoir des effets nĂ©gatifs sur la santĂ© s'il est consommĂ© en excès. 

Le carbonates de sodium.
Citons seulement les trois carbonates de soude : le carbonate neutre, le bicarbonate et le sesquicarbonate.

 • Le carbonate de sodium (Na2CO3) : Ă©galement connu sous le nom de soude, il est utilisĂ© dans l'industrie chimique pour produire du verre, des dĂ©tergents, des textiles et des papiers.

Le bicarbonate de sodium (NaHCO3) : Ă©galement connu sous le nom de bicarbonate de soude, il est utilisĂ© dans l'industrie alimentaire (sous le code  E500ii) pour la cuisson, dans l'industrie mĂ©dicale comme antiacide et dans l'industrie chimique comme agent de levage. 

Le sesquicarbonate de sodium (Na3H(CO3)2), qui est utilisé dans alimentaire comme additif sous le code E500iii.

Autres composés du sodium.
Parmi les autres composés importants du sodium, on peut encore mentionner :
L'hydroxyde de sodium (NaOH), qui est la soude caustique évoquée plus haut. C'est un composé utilisé dans l'industrie chimique pour produire notamment des savons, des détergents, des textiles, des papiers, des adhésifs et des plastiques.

L'acétate de sodium (NaC2H3O2), auquel l'industrie alimentaire recourt comme conservateur, l'industrie cosmétique comme régulateur de pH, et l'industrie textile comme fixateur. En tant que source de sodium, l'acétate de sodium est utilisé dans les produits pharmaceutiques pour aider à réguler l'équilibre électrolytique du corps.

Les borates de sodium. - Les borates de soude sont des sels très employés dans l'industrie comme fondants. On mentionnera particulièrement le borax (Na2B4O7.10H2O), aussi appelé tétraborate de sodium décahydraté. Le borax se trouve abondamment répandu dans la nature, mélangé toujours avec des carbonates et des sulfates. On l'emploie en médecine; son emploi dans le décapage des métaux et dans l'analyse au chalumeau repose sur sa propriété de dissoudre les oxydes en formant des composés fusibles dont la coloration est variable avec l'oxyde dissous. Il intervient aussi dans la fabrication des vases fusibles, des émaux, des peintures grand feu, etc. Additionné de soude on de carbonate, le borax se transforme en un composé cristallin plus soluble que lui, le métaborate.

Le phosphate de sodium (Na3PO4) est utilisĂ© comme additif alimentaire et comme source de phosphore dans les engrais.  Il en existe plusieurs formes, telles le phosphate monosodique (NaH2PO4), le phosphate disodique (Na2HPO4) et le phosphate trisodique (Na3PO4).

Caractères des composés du sodium.
Les sels de sodium sont incolores quand leur acide est incolore, ils sont tous solubles et renferment pour la plupart de l'eau de cristallisation. Cette propriĂ©tĂ© est gĂ©nĂ©rale et, s'Ă©tend aussi bien aux sels des acides minĂ©raux qu'aux sels Ă  acides organiques; d'une façon gĂ©nĂ©rale, un sel de sodium renferme au moins autant d'eau de cristallisation que le sel de potassium correspondant. 

Les solutions de soude ne sont pas précipitées par l'acide sulfhydrique, les sulfures alcalins, le carbonate d'ammoniaque, de sorte que la soude reste dans la solution après élimination de tous les métaux précipités par ces divers réactifs; la potasse accompagne la soude dans le résidu. On sépare ces deux métaux en utilisant l'insolubilité du chloroplatinate ou du perchlorate de potasse. Le seul réactif susceptible de mettre en évidence la soude par une précipitation est le pyroantimoniate de potasse qui donne à la longue un précipité cristallin pou soluble du sel de soude correspondant.

Les composés sodiques se laissent facilement reconnaître par la coloration jaune qu'ils produisent dans la flamme du bec Bunsen. Cette coloration de la flamme, signalée par Marggraf en 1759, fut appliquée à la distinction de la soude et de la potasse qui colore la flamme eu violet dans les mêmes conditions. Examinée au spectroscope, la flamme de Bunsen chargée de sel marin fournit deux lignes brillantes, qui paraissent confondues dans un appareil peu dispersif, et correspondent à la raie D de Fraunhöfer dans le spectre solaire. La production de ces raies constitue l'un des réactifs les plus sensibles que l'on connaisse en chimie. Kirchhoff et Bunsen ont montré qu'on peut reconnaître avec elles une quantité d'un sel de sodium volatil, le chlorure par exemple, inférieure à 1/3.000.000 de milligramme. Toutefois, l'opération demande des précautions spéciales, il faut opérer en se mettant à l'abri des. poussières de l'air, car celles-ci contiennent toujours du sodium provenant de gouttelettes d'eau de la mer emportées par le vent et dispersées dans toute l'atmosphère après leur dessiccation. (C. Matignon).

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