Page:Grande Encyclopédie XXX.djvu/197

La bibliothèque libre.
Sauter à la navigation Sauter à la recherche
Cette page n’a pas encore été corrigée


— 187 —

SnniHVl

acides silicique, borique, etc. Mais c’est surtout vis-à-vis les combinaisons halogénées que le sodium constitue un puissant réducteur ; il dégage eu 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. :

A1C1 3 + 3Na = 3NaCl + Al

MgCl -f Na=NaCl+Mg

TiCl 2 -f Na = Ti -+- 2NaCL

Le sodium s’unit à un certain nombre de métaux ; ses alliages les plus intéressants sont l’amalgame et son alliage avec le potassium. Le sodium s’unit vivement au mercure avec dégagement de chaleur et production de lumière ; une partie de sodium avec 100 de mercure n’enlève pas à ce dernier sa fluidité ; avec 80 de mercure, la masse devient pâteuse, puis solide et cristalline par de nouvelles additions de sodium. On a obtenu cristallisés les alliages Hg’-Na et Hg l2 a :i . L’amalgame de sodium permet d’amalgamer directement le fer, le platine, etc. ; il est employé très souvent en chimie organique comme agent réducteur en présence de l’eau ; on l’a utilisé aussi dans l’extraction de l’or et de l’argent. Un alliage contenant plus de 1 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° pour engeudrer un hydrure Na 4 H 2 ,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).

Oxydes de sodium. — Le sodium forme avec l’oxygène deux oxydes, le protoxyde NaO, le bioxyde NaO 2 . Le premier s’unit avec l’eau pour former une base puissante, NaOflO, 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 -f Na = 2NaO + H

ou dans l’action directe de l’oxygène sur le métal à côté du bioxyde, est une masse grise à cassure conchoïdale, fusible au rouge et volatile seulement à une température très élevée. L’aluminium, le magnésium le décomposent en mettant le sodium en liberté :

NaO + Mg = MgO -f 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 soude décomposé par la chaux en solution ou mieux à sec par l’oxyde de fer (V. Soude).

Le bioxyde de sodium XaO- 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° 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° 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 : 2Na 2 2 -f- G*0 4 = C 2 OW0 2 -f- 20.

L’eau le dissout avec dégagement d’oxygène, cependant la solution mise à évaporer sur l’acide sulfurique peut donner un hydrate, Na 2 2 .4II 2 2 ; 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 le 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. Il 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. — Il en existe un grand nombre, le monosulfure NaS etlesulfhydrate correspondant NaSHS, le disulfure NaS’ 2 , le trisulfure NaS 3 , le tétrasulfure NaS 4 et le pentasulfure NaS 5 . 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 ^ornie d’abord du suifhydrate,

NaO -f 2HS = NaSHS + HO,

que la soude transforme ensuite en sulfure : NaSHS -f- NaO — 2NaS + HO.

La liqueur concentrée et refroidie à l’abri de l’air laisse déposer des cristaux NaS9H0. Dans l’industrie, on prépare ce sel par voie sèche de la façon suivante : 25 parties de sulfate de soude, 75 de sulfate de baryum, 10 de charbon de bois et 15 de houille, sont chauffées ensemble dans un four à soude jusqu’au moment où 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 décomposition avec le sulfate de soude. On concentre et on fait cristalliser. Le sulfate de baryum, qui est à peine attaqué, sert à empêcher la fusion de la masse et par suite à 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’oxydaut et formant des polysulfures jaunes. L’oxydation prolongée conduit à l’hyposulfite de soude. Le sulfure de sodium est appliqué dans l’épilagedes 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 : NaS 2 5H0 2 , NaS^HO ; NaS’8110, NaS 5 8HO. Sels halogènes. — Le type des sels halogènes est le chlorure NaCl dont l’étude a été faite à chlomre de sodium