Sodio

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Sodio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Bianco argenteo
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico sodio, Na, 11
Serie metalli alcalini
Gruppo, periodo, blocco 1 (IA), 3, s
Densità 968 kg/m³
Durezza 0,5
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 22,98977 amu
Raggio atomico (calc.) 180 pm
Raggio covalente 154 pm
Raggio di van der Waals 227 pm
Configurazione elettronica [Ne]3s1
e per livello energetico 2, 8, 1
Stati di ossidazione 1 (base forte)
Struttura cristallina cubica
Proprietà fisiche
Stato della materia solido (non magnetico)
Punto di fusione 370,87 K (97,72 °C)
Punto di ebollizione 1156 K (882,85 °C)
Volume molare 23,78 × 10−3  m³/mol
Entalpia di vaporizzazione 96,96 kJ/mol
Calore di fusione 2,598 kJ/mol
Tensione di vapore 1,2 × 10−5  Pa a 1234 K
Velocità del suono 3 200 m/s a 293,15 K
Altre proprietà
Numero CAS 7440-23-5
Elettronegatività 0,93 (Scala di Pauling)
Calore specifico 1230 J/(kg K)
Conducibilità elettrica 21 × 106  S/m
Conducibilità termica 141 W/(m K)
Energia di prima ionizzazione 495,8 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 4 562 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 6 910,3 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione 9 543 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione 13 354 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione 16 613 kJ/mol
Energia di settima ionizzazione 20 117 kJ/mol
Energia di ottava ionizzazione 25 496 kJ/mol
Energia di nona ionizzazione 28 932 kJ/mol
Energia di decima ionizzazione 141 362 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
22Na sintetico 2,6020 anni ε 2,842 22Ne
23Na 100% È stabile con 12 neutroni
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

Il sodio è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi che ha come simbolo Na (dal latino Natrium) e come numero atomico 11. È un metallo soffice, ceroso, argenteo, reattivo. Appartiene alla categoria dei metalli alcalini che è abbondante nei composti naturali. È altamente reattivo, brucia con una fiamma gialla, si ossida a contatto con l'aria e reagisce violentemente con l'acqua.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

Come gli altri metalli alcalini, il sodio è soffice, leggero, color bianco argento, reattivo. Non si trova libero in natura. Il sodio galleggia nell'acqua e la riduce rilasciando idrogeno e formando idrossido. La sua conducibilità elettrica e termica è ~ il 36% di quella del rame.

Se tritato in una polvere abbastanza fine, il sodio si incendia spontaneamente nell'acqua. Comunque, questo metallo non si infiamma nell'aria sotto i 388 K (114,85 °C)[1].

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Sebbene il sodio metallico abbia alcune applicazioni importanti, i principali impieghi di questo elemento risiedono per lo più nei composti che forma. Difatti, milioni di tonnellate di cloruro, idrossido, carbonato di sodio vengono prodotte ogni anno.

Elemento libero[modifica | modifica wikitesto]

Il sodio metallico è utilizzato principalmente per la produzione di sodio boroidruro, azoturo di sodio, indaco, e trifenilfosfina. Usi precedenti riguardavano la realizzazione di piombo tetraetile e titanio; dal momento che questi impieghi industriali sono stati sospesi, la produzione di sodio intorno agli anni Settanta iniziò a calare.

Lampada ai vapori di sodio

Il sodio è un metallo legante, un agente di addolcimento e un riducente, purificante e disincrostante per metalli laddove altri materiali sono inefficaci. Inoltre, varie lampade a vapori di sodio[2] sono spesso utilizzate per l'illuminazione stradale a risparmio energetico nelle città e danno colori che vanno dal giallo-arancio al color pesca con l'aumento della pressione. Da solo o insieme al potassio, il sodio è un essiccante e dà un colore blu intenso con il benzofenone quando la miscela si asciuga. Nella sintesi organica, il sodio è impiegato in varie reazioni, come la riduzione della betulla e il test di fusione del sodio; si rivela, infine, un componente essenziale nella produzione di esteri e di composti organici.

Questo metallo alcalino è anche uno dei componenti del cloruro di sodio (NaCl) che è essenziale per il metabolismo cellulare.

Il trasferimento di calore[modifica | modifica wikitesto]

Il NaK, una lega di sodio e potassio, è un importante materiale conduttore di calore.

Altri usi[modifica | modifica wikitesto]

  • Uso medico
  • In certe leghe per migliorare la loro struttura,
  • Nel sapone (in combinazione con acidi grassi),
  • Come fluido di raffreddamento e trasporto calore nei reattori nucleari veloci e nelle valvole di alcuni motori endotermici.

Storia[modifica | modifica wikitesto]

Il sodio è stato da lungo tempo individuato nei composti, ma venne isolato solo nel 1807 da Sir Humphry Davy attraverso l'elettrolisi della soda caustica.

Nell'Europa medioevale un composto del sodio, dal nome latino di "sodanum", veniva impiegato come rimedio per il mal di testa.

Il simbolo del sodio (Na) deriva dal nome latino del "natrium" un sale naturale. Il nome latino "natrium" deriva dal greco nítron, che a sua volta derivava dal nome egizio del sale "Ntry", che significa puro, divino, aggettivazione di "Ntr" che significa dio. La sostanza ha dato il nome all'antico luogo estrattivo, Wadi el-Natrun, un lago quasi asciutto in Egitto che conteneva elevate quantità di carbonato di sodio (Na2CO3). Il natron era utilizzato nell'operazione dell'imbalsamazione, per le sue proprietà di assorbimento dell'acqua, e aveva una notevole importanza nell'ambito dei rituali religiosi.

Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]

Il sodio è relativamente abbondante nelle stelle e la linea spettrale di questo elemento è tra le principali nella luce stellare. Il sodio compone circa il 2,6% della crosta terrestre rendendolo il quarto elemento più abbondante e il primo tra i metalli alcalini. Viene prodotto commercialmente attraverso l'elettrolisi del cloruro di sodio fuso. Questo metodo è meno costoso del precedente che usava l'elettrolisi dell'idrossido di sodio. Il sodio metallico costava dai 15 ai 20 centesimi di dollaro a libbra nel 1997 ma il "sodio a grado reagente" (ACS) costava circa 35$ a libbra nel 1990. È il più economico dei metalli per volume.

Campione radioattivo di Na-22

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

Ci sono tredici isotopi del sodio che sono stati individuati. L'unico isotopo stabile è il Na-23. Il sodio ha due isotopi radioattivi cosmogenici (Na-22, emivita = 2,605 anni; Na-24, emivita = ~ 15 ore).

Composti principali[modifica | modifica wikitesto]

Precauzioni[modifica | modifica wikitesto]

Simboli di rischio chimico
facilmente infiammabile corrosivo
pericolo
frasi H 260 - 314 - EUH014
frasi R R 14/15-34
consigli P 223 - 231+232 - 280 - 305+351+338 - 370+378 - 422 [3][4]
frasi S S 1/2-5-8-43-45

Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela
Avvertenze

Il sodio in polvere è infiammabile all'aria ed esplosivo nell'acqua. È inoltre corrosivo per contatto con la pelle.

Questo metallo deve essere sempre maneggiato con attenzione. Il sodio deve essere conservato immerso in idrocarburi liquidi o mantenuto in un'atmosfera inerte. Il contatto con l'acqua e altre sostanze che reagiscono col sodio deve essere evitato.

Fisiologia e ioni Na+[modifica | modifica wikitesto]

Gli ioni di sodio giocano un ruolo diverso in molti processi fisiologici. Cellule eccitabili, ad esempio, si affidano interamente al Na+ per causare una depolarizzazione della membrana cellulare: questo fenomeno, detto potenziale d'azione consiste in rapide variazioni nel potenziale di membrana che passa dal normale valore negativo verso un valore positivo, e termina con una variazione che ripristina il potenziale negativo. Il potenziale d'azione nelle cellule del sistema nervoso permette la trasmissione di informazioni fra cellule.

Exquisite-kfind.png Lo stesso argomento in dettaglio: Potenziale_d'azione#Canali_del_sodio.

Il sodio è uno dei parametri di chimica clinica misurato negli esami del sangue: viene conteggiato negli elettroliti del siero sanguigno.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ (EN) Merck Chemicals; Sodium metal propreties
  2. ^ Fonti luminose - Illuminotecnica
  3. ^ In caso di incendio estinguere con sabbia asciutta o estintori a schiuma. Conservare sotto gas inerte.
  4. ^ Sigma Aldrich; rev. del 30.12.2010

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]

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