Sodio

Sodio
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once li ↑ Na ↓ k 11 na
Apariencia de una sustancia simple.
Sodio recién cortado
Propiedades del átomo
Nombre, símbolo, número	Sodio / Natrio (Na), 11
Grupo , período , bloque	1 (obsoleto 1), 3, elemento s
Masa atómica ( masa molar )	22,98976928 ± 2,0E−8 uma [1] [2]  una. m.e.  ( g / mol )
Configuración electrónica	[Ne] 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Radio del átomo	190 horas
Propiedades químicas
radio covalente	154  horas
Radio de iones	97 (+1e)  pm
Electronegatividad	0,93 (escala de Pauling)
Potencial de electrodo	-2,71 V
Estados de oxidación	−1 [3] , 0, +1
Energía de ionización (primer electrón)	495,6(5,14)  kJ / mol  ( eV )
Propiedades termodinámicas de una sustancia simple.
Densidad (en n.a. )	0,971 g/cm³
Temperatura de fusión	370,96 K; 97.81°C
Temperatura de ebullición	1156,1K; 882.95°C
Oud. calor de fusión	2,64 kJ/mol
Oud. calor de evaporacion	97,9 kJ/mol
Capacidad calorífica molar	28,23 [4]  J/(K mol)
Volumen molar	23,7  cm³ / mol
La red cristalina de una sustancia simple.
Estructura de celosía	cuerpo cúbico centrado
Parámetros de celosía	4,2820  Å
Debye temperatura	150K  _
Otras características
Conductividad térmica	(300 K) 142,0 W/(m·K)
número CAS	7440-23-5
Espectro de emisión

Sodio ( símbolo químico  - Na , del lat.  Na trium ) - un elemento químico del 1er grupo (según la clasificación obsoleta  - el subgrupo principal del primer grupo, IA), el tercer período del sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleiev . El número atómico  es 11.

En forma de sustancia simple, el sodio es un metal alcalino de color blanco plateado muy ligero (0,971 g/cm 3 ), blando y reactivo [5] . A nivel de energía externa, el sodio tiene un electrón, que dona fácilmente, convirtiéndose en un catión Na + con carga positiva .

El único isótopo natural estable de sodio es 23 Na.

No se encuentra en forma libre en la naturaleza, pero se puede obtener a partir de varios compuestos. El sodio es el sexto elemento más abundante en la corteza terrestre : se encuentra en numerosos minerales , incluidos los feldespatos , la sodalita y la "sal de roca" ( halita , cloruro de sodio ).

Historia y origen del nombre

Los compuestos de sodio se conocen y utilizan desde la antigüedad. En la antigua traducción griega de la Biblia  , la Septuaginta  , la palabra νίτρον [6] (en la traducción latina, la Vulgata  , corresponde a la palabra nitroet ) se menciona como el nombre de una sustancia como la soda o la potasa , que, mezclado con aceite, servía como detergente [7] ( Jer.  2:22 ). En el Tanakh , la palabra νίτρον corresponde a Heb. ברית ‏‎ - "jabón" y נתר  - "lejía" (jabón líquido) [8] . La soda (natrón) se encuentra naturalmente en las aguas de los lagos de soda en Egipto . Los antiguos egipcios usaban soda natural para embalsamar, blanquear lienzos, cocinar alimentos, hacer pinturas y esmaltes . Plinio el Viejo escribe que en el delta del Nilo , la sosa (que contenía una proporción suficiente de impurezas) se aisló del agua del río. Salió a la venta en forma de grandes piezas, debido a la mezcla de carbón, de color gris o incluso negro [9] .

El nombre "sodio" proviene de la palabra latina natrium (cf. otro griego νίτρον ), que se tomó prestada de la lengua egipcia media ( nṯr ), donde significaba, entre otras cosas: "soda", "sosa cáustica" [10] .

La abreviatura "Na" y la palabra natrium fueron utilizadas por primera vez por el académico fundador de la Sociedad Sueca de Médicos Jöns Jakob Berzelius para denotar sales minerales naturales, entre las que se incluía la soda [11] . Anteriormente (y todavía en inglés, francés y otros idiomas) el elemento se llamaba sodio ( lat.  sodio ); este nombre sodio , tal vez, se remonta a la palabra árabe suda que significa "dolor de cabeza", ya que la soda se usaba en ese momento. como medicamento para el dolor de cabeza [12] .

El sodio metálico fue obtenido por primera vez por el químico inglés Humphry Davy por electrólisis de una masa fundida de hidróxido de sodio . Davy informó esto el 19 de noviembre de 1807, en Baker Lecture [13] (en el manuscrito de la conferencia, Davy indicó que descubrió el potasio el 6 de octubre de 1807 y el sodio unos días después del potasio [14] ).

Estar en la naturaleza

La claridad de sodio en la corteza terrestre es de 25 kg/t. El contenido en agua de mar en forma de compuestos es de 10,5 g/l [15] . Los átomos de metal de sodio entran como una impureza que vuelve azul la sal de roca. La sal adquiere este color bajo la acción de la radiación.

Propiedades físicas

El sodio es un metal blanco plateado, en capas delgadas con un tinte violeta, plástico, incluso suave (se corta fácilmente con un cuchillo), un corte fresco de sodio brilla.

La conductividad eléctrica y térmica del sodio son bastante altas, la densidad es de 0,96842 g/cm³ (a 19,7 °C ), punto de fusión 97,86 °C , punto de ebullición 883,15 ° C.

A temperatura ambiente, el sodio forma cristales cúbicos , grupo espacial I m 3 m , parámetros de celda  a = 0.42820 nm , Z = 2 .

A una temperatura de -268 ° C (5 K), el sodio pasa a la fase hexagonal , grupo espacial P 6 3 / mmc , parámetros de celda a \u003d 0.3767 nm , c \u003d 0.6154 nm , Z \u003d 2 .

Propiedades químicas

Un metal alcalino que se oxida fácilmente a óxido de sodio en el aire . Para protegerse contra el oxígeno atmosférico, el sodio metálico se almacena bajo una capa de queroseno o aceite mineral.

Cuando se quema en aire o en oxígeno, se forma peróxido de sodio :

Además, hay ozonuro de sodio .

El sodio reacciona muy violentamente con el agua, un trozo de sodio colocado en el agua flota, se derrite debido al calor liberado, convirtiéndose en una bola blanca que rápidamente se mueve en diferentes direcciones sobre la superficie del agua [16] , la reacción continúa con la evolución de hidrógeno , que puede encenderse. Ecuación de reacción:

Como todos los metales alcalinos, el sodio es un fuerte agente reductor e interactúa vigorosamente con muchos no metales (excluyendo nitrógeno , yodo , carbono , gases nobles):

El sodio es más activo que el litio . Reacciona extremadamente mal con nitrógeno en una descarga luminiscente, formando una sustancia muy inestable: nitruro de sodio (a diferencia del nitruro de litio que se forma fácilmente):

Reacciona con ácidos diluidos como un metal normal:

Con ácidos oxidantes concentrados, se liberan productos de reducción:

Se disuelve en amoníaco líquido , formando una solución azul:

Interactúa con el amoníaco gaseoso cuando se calienta:

Con el mercurio , forma amalgama de sodio, que se utiliza como agente reductor más suave en lugar del metal puro. Cuando se fusiona con potasio, da una aleación líquida.

Los haluros de alquilo con un exceso de metal pueden dar compuestos organosódicos, compuestos altamente activos que generalmente se encienden espontáneamente en el aire y explotan con el agua. Con la falta de metal, se produce la reacción de Wurtz .

Reacciona con alcoholes, fenoles, ácidos carboxílicos para formar sales.

Se disuelve en éteres corona en presencia de solventes orgánicos, dando un electruro o alcaluro (en este último, el sodio tiene un estado de oxidación inusual de -1 [3] ).

Conseguir

El primer método industrial para obtener sodio fue la reacción de reducción de carbonato de sodio con carbón calentando una mezcla compacta de estas sustancias en un recipiente de hierro a 1000 °C ( método Deville ) [17] :

En lugar de carbón, se puede utilizar carburo de calcio , aluminio , silicio , ferrosilicio , aluminio silico [18] [19] .

Con el advenimiento de la industria de la energía eléctrica, otro método para obtener sodio se hizo más práctico: la electrólisis de una masa fundida de soda cáustica o cloruro de sodio :

Actualmente, la electrólisis es el principal método para producir sodio.

El sodio también se puede obtener por el método térmico del zirconio o por descomposición térmica de la azida de sodio .

Aplicación

El sodio metálico se usa ampliamente como agente reductor fuerte en la industria y la química preparatoria, incluida la metalurgia. Se utiliza para secar disolventes orgánicos como el éter . El sodio se utiliza en la producción de baterías de sodio-azufre que consumen mucha energía . También se utiliza en válvulas de escape de motores de camiones como disipador de calor líquido. Ocasionalmente, el sodio metálico se usa como material para cables eléctricos diseñados para corrientes muy altas.

En una aleación con potasio, así como con rubidio y cesio , se utiliza como refrigerante altamente eficiente. En particular, una aleación de composición sodio 12%, potasio 47%, cesio 41% tiene un punto de fusión bajo récord de -78 °C y se propuso como fluido de trabajo para motores de cohetes de iones y como refrigerante para plantas de energía nuclear.

El sodio también se utiliza como refrigerante de metal líquido en algunos reactores nucleares de neutrones rápidos . Ahora hay dos reactores de potencia con sodio en funcionamiento: BN-600 y BN-800 . Además, está en funcionamiento el reactor de investigación BOR-60 . Se está construyendo un reactor de investigación polivalente .

El sodio también se utiliza en lámparas de descarga de alta y baja presión (HLD y HLD). Las lámparas NLVD tipo DNaT (Arc Sodium Tubular) son muy utilizadas en el alumbrado público. Emiten una luz amarilla brillante. La vida útil de las lámparas HPS es de 12 a 24 mil horas. Por lo tanto, las lámparas de descarga de gas del tipo DNaT son indispensables para la iluminación urbana, arquitectónica e industrial. También hay lámparas DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) y DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

El sodio metálico se utiliza en el análisis cualitativo de la materia orgánica. La aleación de sodio y la sustancia de prueba se neutraliza con etanol , se agregan unos mililitros de agua destilada y se divide en 3 partes, la prueba de J. Lassen (1843), tiene como objetivo la determinación de nitrógeno, azufre y halógenos ( prueba de Beilstein ) .

El uso de compuestos de sodio en la industria

Los compuestos de sodio se utilizan activamente en la industria:

• El cloruro de sodio (NaCl) ( sal común ) es el saborizante y conservante utilizado más antiguo.

• La azida de sodio (NaN 3 ) se utiliza como agente de nitruración en la metalurgia y en la producción de azida de plomo .

• El cianuro de sodio (NaCN) se utiliza en el método hidrometalúrgico de lixiviación de oro de las rocas, así como en la nitrocarburación del acero y en la galvanoplastia (plata, dorado).

• El clorato de sodio (NaClO 3 ) se usa para destruir la vegetación no deseada en las vías del tren.

• El bromuro de sodio (NaBr) se usa ampliamente en medicina (como sedante y anticonvulsivo) [20] .

Isótopos de sodio

A partir de 2012, se conocen 20 isótopos con números de masa de 18 a 37 y 2 isómeros nucleares de sodio. El único isótopo estable es el 23 Na. La mayoría de los isótopos tienen una vida media de menos de un minuto; solo un isótopo radiactivo, 22 Na, tiene una vida media de más de un año. El 22 Na sufre una desintegración de positrones con una vida media de 2,6027 años y se utiliza como fuente de positrones y en la investigación científica. El 24 Na, con una vida media de 15 horas en el canal de desintegración β , se usa en medicina para el diagnóstico y tratamiento de ciertas formas de leucemia .

Rol biológico

El sodio pertenece a los macroelementos [21] y forma parte de todos los organismos vivos. En los organismos superiores, el sodio se encuentra principalmente en el líquido intercelular de las células (alrededor de 15 veces más que en el citoplasma de la célula ). La diferencia de concentraciones está respaldada por la bomba de sodio y potasio integrada en las membranas celulares , que bombea iones de sodio desde el citoplasma hacia el líquido intercelular.

Junto con el potasio , el sodio realiza las siguientes funciones:

• Creación de condiciones para la aparición del potencial de membrana y contracciones musculares.
• Mantenimiento de la concentración osmótica de la sangre.
• Mantenimiento del equilibrio ácido-base .
• Normalización del balance hídrico.
• Garantizar el transporte de membrana.
• Activación de muchas enzimas .

Para los adultos, según la American Heart Association, la dosis mínima requerida es inferior a 500 miligramos, la dosis recomendada es de hasta 1500 miligramos por día (con la excepción de pacientes con ciertas enfermedades y profesiones que requieren una mayor cantidad de sodio). En forma de sal de mesa , 3/4 de cucharadita contienen 1725 miligramos de sodio [22] . Según otros, los adultos sanos deben limitar la ingesta de sodio a 2300 miligramos, y las personas con presión arterial alta y otras enfermedades, 1500 o menos.

El sodio se encuentra en casi todos los alimentos en cantidades variables, aunque el cuerpo lo recibe en su mayor parte de la sal de mesa , incluso en alimentos enlatados, productos semiacabados, salsas, embutidos, etc. Los suplementos dietéticos como el glutamato monosódico también sirven como fuente de sodio , bicarbonato de sodio (bicarbonato de sodio), nitrito de sodio , sacarinato de sodio y benzoato de sodio [23] . La absorción se produce principalmente en el estómago y el intestino delgado . La vitamina D mejora la absorción de sodio, pero los alimentos excesivamente salados y ricos en proteínas interfieren con la absorción normal. La cantidad de sodio ingerida con los alimentos indica la cantidad de sodio en la orina . Los alimentos ricos en sodio se caracterizan por una excreción acelerada .

La deficiencia de sodio en una persona que lleva una dieta balanceada no se presenta, sin embargo, pueden surgir algunos problemas al ayunar. La deficiencia temporal puede ser causada por el uso de diuréticos , diarrea , sudoración excesiva o ingesta excesiva de agua .

Los síntomas de la deficiencia de sodio son pérdida de peso, vómitos , gases en el tracto gastrointestinal y alteración de la absorción de aminoácidos y monosacáridos . La deficiencia prolongada causa calambres musculares y neuralgia .

Un exceso de sodio provoca hinchazón de las piernas y la cara, aumento de la excreción de potasio en la orina , presión arterial alta y acumulación de líquidos en algunas personas [23] . La cantidad máxima de sal que pueden procesar los riñones es de aproximadamente 20-30 gramos, una cantidad mayor ya es potencialmente mortal.

Precauciones

cuatro 3 2W

NFPA 704 para sodio metálico

El sodio metálico puro es inflamable. En el aire tiende a encenderse espontáneamente. El contacto con el agua y las superficies mojadas es especialmente peligroso, ya que el sodio reacciona muy activamente con el agua, a menudo con una explosión, formando un álcali cáustico ( NaOH ). En los laboratorios, pequeñas cantidades de sodio (hasta alrededor de 1 kg) se almacenan en frascos de vidrio cerrados bajo una capa de queroseno, nafta, gasolina o aceite de vaselina para que la capa líquida cubra todo el metal. Un frasco de sodio debe almacenarse en un gabinete de metal a prueba de fuego (seguro). El sodio se toma con pinzas o pinzas, se corta con un bisturí (el sodio es plástico y se corta fácilmente con un cuchillo) sobre una superficie seca (en un vaso de vidrio); la cantidad requerida y el resto se devuelven inmediatamente a la jarra bajo una capa de queroseno, y la pieza cortada se coloca en queroseno o se introduce inmediatamente en la reacción. Antes de comenzar a trabajar con sodio, debe ser instruido en la protección laboral. Los recién llegados al trabajo con sodio deben hacerlo bajo la supervisión de personal con experiencia en dicho trabajo. Por lo general, en condiciones de laboratorio, se utilizan para las reacciones cantidades de sodio que no superan varias decenas de gramos. Para experimentos de demostración, por ejemplo, en la escuela en lecciones de química, no se debe tomar más de un gramo de sodio. Después de trabajar con sodio metálico, todos los platos y residuos de sodio se vierten con alcohol sin diluir y la solución resultante se neutraliza con una solución de ácido débil. Se debe tener especial cuidado para garantizar que todos los residuos y recortes de sodio se neutralicen por completo antes de desecharlos, ya que el sodio en el bote de basura puede provocar un incendio, y en el drenaje de una alcantarilla, una explosión y fallas en las tuberías. Todos los trabajos con sodio, así como con álcalis y metales alcalinos en general, deben realizarse con gafas o máscara protectora. No se recomienda tener sodio en casa ni hacer experimentos con él.

La ignición e incluso la explosión del sodio metálico en contacto con el agua y muchos compuestos orgánicos pueden causar lesiones y quemaduras graves . Intentar levantar un trozo de sodio metálico con las manos desnudas puede hacer que se encienda (a veces explote) debido a la humedad de la piel y causar quemaduras graves por el sodio y el álcali resultante. La quema de sodio crea un aerosol de óxido, peróxido e hidróxido de sodio, que tiene un efecto corrosivo. Algunas reacciones de sodio proceden muy violentamente (por ejemplo, con azufre , bromo ).

Notas

1. ↑ Meija J. , Coplen T. B. , Berglund M., Brand W. A., Bièvre P. D., Gröning M., Holden N. E., Irrgeher J., Loss R. D., Walczyk T. et al. Pesos atómicos de los elementos 2005 (Informe Técnico IUPAC)  (Inglés) // Química Pura y Aplicada - IUPAC , 2016. - Vol. 88, edición. 3.- ISSN 0033-4545 ; 1365-3075 ; 0074-3925 - doi:10.1515/PAC-2015-0305
2. ↑ Meija J. et al. Pesos atómicos de los elementos 2013 (Informe Técnico IUPAC  )  // Química Pura y Aplicada . - 2016. - Vol. 88 , núm. 3 . - pág. 265-291 . -doi : 10.1515 / pac-2015-0305 .
3. ↑ 1 2 Greenwood NN, Earnshaw A. Química de los elementos  . — 2ª ed. - Butterworth-Heinemann , 1997. - ISBN 0-08-037941-9 .
4. ↑ Alikberova L. Yu. Sodio // Enciclopedia química  : en 5 volúmenes / Cap. edición I. L. Knunyants . - M .: Gran Enciclopedia Rusa , 1992. - T. 3: Cobre - Polímero. - S. 178-179. — 639 pág. - 48.000 ejemplares.  — ISBN 5-85270-039-8 .
5. ↑ Sodio
6. ↑ Sinfonía de formas del diccionario griego
7. ↑ Diccionario griego-ruso antiguo de Dvoretsky (enlace inaccesible) . Consultado el 24 de octubre de 2018. Archivado desde el original el 30 de marzo de 2016. (indefinido) 
8. ↑ Sinfonía bíblica con diccionario hebreo y griego
9. ↑ Alekseev M. T. , Kolotov S. S. , Mendeleev D. I. Sodium // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron  : en 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.
10. ↑ Petrovski N. S. Lengua egipcia. Una introducción a los jeroglíficos, el vocabulario y un resumen de la gramática del idioma egipcio medio. L., 1958. - S. 83.
11. ↑ Thomas Thomson, Anales de Filosofía
12. ↑ Elementos químicos de Newton DE . ISBN 0-7876-2847-6 .
13. ↑ Davy, H. The Bakerian Lecture, sobre algunos fenómenos nuevos de cambios químicos producidos por la electricidad, particularmente la descomposición de los álcalis fijos y la exposición de las nuevas sustancias que constituyen sus bases; y sobre la naturaleza general de los cuerpos alcalinos  (inglés)  // Philosophical Transactions of the Royal Society  : revista. - 1808. - Vol. 98 . - Pág. 1-44 .
14. ↑ David, John. Las obras completas de Sir Humphry Davy  (neopr.) . - Londres: Smith, Elder, and Company , 1839. - T. I. - P. 109.
15. ↑ Riley JP, Skirrow G. Oceanografía química. vol. 1, 1965.
16. ↑ La interacción del sodio con el agua  - experiencia en video en la Colección Unificada de Recursos Educativos Digitales
17. ↑ Mendeleev D. Fundamentals of Chemistry, 7.ª ed., San Petersburgo, 1903. - S. 386.
18. ↑ Alabyshev A.F., Grachev K.D., Zaretsky S.A., Lantratov M.F. Sodio y potasio (obtención, propiedades, aplicación), L.: Estado. Nuevo Testamento. Editorial de Chem. lit., 1959, página 255.
19. ↑ Morachevsky A. G., Shesterkin I. A., Busse-Machukas V. B. y otros Sodium. Propiedades, producción, aplicación (bajo la dirección de A. G. Morachevsky), San Petersburgo: Química, 1992, página 186. ISBN 5-7245-0760-9
20. ↑ Aplicación de compuestos de sodio en la industria
21. ↑ Rol biológico del sodio
22. ↑ ¿Cuánto sodio debo comer al día? (enlace no disponible) . Consultado el 20 de julio de 2016. Archivado desde el original el 28 de septiembre de 2016. (indefinido) 
23. ↑ 1 2 Sodio en la dieta

Literatura

• Alekseev M. T. , Kolotov S. S. , Mendeleev D. I. Sodium // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron  : en 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.

Enlaces

• Sodio en Webelements
• Tabla periódica de videos: sodio
• Sodio en la Biblioteca Popular de Elementos Químicos

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