História, estrutura, propriedades, riscos e usos do sódio

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Sherman Hoover

O sódio É um metal alcalino do grupo 1 da tabela periódica. Seu número atômico é 11 e é representado pelo símbolo químico Na. É um metal leve, menos denso que a água, de cor branco prateado que se torna cinza quando exposto ao ar; por isso é armazenado em parafinas ou gases nobres.

Além disso, é um metal macio que pode ser cortado com uma faca e torna-se quebradiço a baixas temperaturas. Reage explosivamente com água para formar hidróxido de sódio e gás hidrogênio; Ele também reage com o ar úmido e com a umidade das mãos desprotegidas.

Sódio metálico armazenado em garrafa e imerso em óleo para que não reaja com o ar. Fonte: Imagens de alta resolução de elementos químicos [CC BY 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)]

Este metal é encontrado em minerais de sal-gema, como halite (cloreto de sódio), em salmouras e no mar. O cloreto de sódio representa 80% de todos os materiais dissolvidos no mar, com o sódio tendo uma abundância de 1,05%. É o sexto elemento em abundância da crosta terrestre.

A análise dos espectros da luz proveniente das estrelas permitiu detectar a sua presença nelas, incluindo o Sol. Da mesma forma, foi determinada a sua presença em meteoritos..

O sódio é um bom condutor térmico e elétrico, além de possuir grande capacidade de absorção de calor. Ele experimenta o fenômeno fotoelétrico, ou seja, é capaz de emitir elétrons ao ser iluminado. Quando queimada, sua chama emite uma intensa luz amarela..

O sódio fundido atua como um agente de transferência de calor, razão pela qual é usado como refrigerante em certos reatores nucleares. Também é utilizado como desoxidante e redutor de metal, por isso tem sido utilizado na purificação de metais de transição, como titânio e zircônio..

O sódio é o principal contribuinte para a osmolaridade do compartimento extracelular e seu volume. Também é responsável pela geração de potenciais de ação nas células excitáveis ​​e pelo início da contração muscular..

A ingestão excessiva de sódio pode causar: doenças cardiovasculares, aumento do risco de acidente vascular cerebral, osteoporose devido à mobilização de cálcio ósseo e danos aos rins.

Índice do artigo

  • 1 história
  • 2 Estrutura e configuração eletrônica do sódio
    • 2.1 Transições de fase
    • 2.2 números de oxidação
  • 3 propriedades
    • 3.1 Descrição física
    • 3.2 Peso atômico
    • 3,3 Cor
    • 3.4 Ponto de ebulição
    • 3.5 Ponto de fusão
    • 3,6 Densidade
    • 3.7 Solubilidade
    • 3.8 Pressão de vapor
    • 3.9 Decomposição
    • 3.10 Temperatura de auto ignição
    • 3.11 Viscosidade
    • 3.12 tensão superficial
    • 3.13 Índice de refração
    • 3.14 Eletronegatividade
    • 3.15 Energia de ionização
    • 3.16 Raio atômico
    • 3.17 Raio covalente
    • 3.18 Expansão térmica
    • 3.19 Condutividade térmica
    • 3.20 Resistividade elétrica
  • 4 Nomenclatura
  • 5 papel biológico
    • 5.1 Componente osmótico
    • 5.2 Produção de potenciais de ação
  • 6 onde encontrar
    • 6,1 crosta terrestre
    • 6.2 Mar e a halita mineral
    • 6.3 Depósitos salinos
    • 6.4 Célula de Downs
  • 7 reações
    • 7.1 Formação de óxidos e hidróxido
    • 7.2 Com ácidos halogenados
    • 7.3 Reduções
    • 7.4 Com amônia
    • 7.5 Orgânico
    • 7.6 Com metais
  • 8 riscos
  • 9 usos
    • 9.1 Sódio metálico
    • 9.2 Compostos
  • 10 referências

História

O homem usa compostos de sódio desde os tempos antigos, especialmente cloreto de sódio (sal comum) e carbonato de sódio. A importância do sal é evidenciada pelo uso da palavra latina “salarium”, para indicar uma porção de sal que os soldados recebiam como parte de seu pagamento..

Na Idade Média, um composto de sódio era usado com o nome latino "sodano", que significava dor de cabeça..

Em 1807, Sir Humprey Davy isolou o sódio por eletrólise de hidróxido de sódio. Davy também isolou o potássio, numa época em que o hidróxido de sódio e o hidróxido de potássio eram considerados substâncias elementares e denominadas álcalis fixos..

Davy, em carta a um amigo, escreveu: “Decomponi e recompus os álcalis fixos e descobri que suas bases eram duas novas substâncias, substâncias altamente inflamáveis ​​semelhantes aos metais; mas um deles é mais inflamável do que o outro e muito reativo ".

Em 1814, Jöns Jakob em seu System of Chemical Symbols usou a abreviatura Na para a palavra latina 'natrium', a fim de nomear sódio. Esta palavra vem do nome egípcio 'natrão' usado para se referir ao carbonato de sódio.

Estrutura e configuração eletrônica do sódio

O sódio metálico se cristaliza em uma estrutura cúbica centrada no corpo (bcc). Portanto, seus átomos de Na são posicionados para formar cubos, com um localizado no centro e cada um com oito vizinhos..

Essa estrutura se caracteriza por ser a menos densa de todas, o que concorda com a baixa densidade desse metal; tão baixo que é junto com o lítio e o potássio, os únicos metais que podem flutuar na água líquida (antes de explodir, é claro). Sua baixa massa atômica, em relação ao seu volumoso raio atômico, também contribui para essa propriedade..

A ligação metálica resultante, no entanto, é bastante fraca e pode ser explicada a partir da configuração eletrônica:

[Ne] 3s1

Os elétrons da camada fechada não participam (pelo menos em condições normais) da ligação metálica; mas o elétron no orbital 3s. Os átomos de Na se sobrepõem a seus orbitais 3s para criar uma banda de valência; E os 3p's, vazios, uma banda motriz.

Esta banda de 3s, por estar meio cheia, bem como devido à baixa densidade do cristal, torna fraca a força, governada pelo "mar de elétrons". Conseqüentemente, o sódio metálico pode ser cortado com um metal e derrete apenas a 98ºC..

Transições de fase

O cristal de sódio pode sofrer alterações em sua estrutura ao experimentar aumentos de pressão; enquanto quando aquecido, é improvável que sofra transições de fase devido ao seu baixo ponto de fusão.

Uma vez que as transições de fase começam, as propriedades do metal mudam. Por exemplo, a primeira transição gera uma estrutura cúbica centrada na face (fcc). Assim, a estrutura esparsa bcc é compactada para fcc pressionando o sódio metálico.

Talvez isso não produza uma mudança apreciável nas propriedades do sódio, exceto em sua densidade. No entanto, quando as pressões são muito altas, os alótropos (não polimorfos porque são um metal puro) surpreendentemente tornam-se isolantes e eletrídeos; ou seja, mesmo os elétrons são fixados no cristal como ânions e não circulam livremente.

Além do acima exposto, suas cores também mudam; o sódio deixa de ser acinzentado para se tornar escuro, avermelhado ou mesmo transparente, conforme as pressões operacionais aumentam.

Números de oxidação

Dado o orbital de valência 3s, quando o sódio perde seu único elétron, ele rapidamente se transforma no cátion Na.+, que é isoeletrônico para neon. Ou seja, tanto o Na+ como Ne, eles têm o mesmo número de elétrons. Se a presença de Na for assumida+ no composto, seu número de oxidação é então considerado +1.

Ao passo que se acontecer o contrário, ou seja, o sódio ganhando um elétron, sua configuração eletrônica resultante é [Ne] 3sdois; agora é isoeletrônico com magnésio, sendo o ânion Na- chamado soduro. Se a presença de Na for assumida- no composto, o sódio terá número de oxidação -1.

Propriedades

Uma solução de cloreto de sódio etílico queimando para manifestar a cor amarela característica da chama para este metal. Fonte: Der Messer [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)]

Descrição física

Metal leve, macio, dúctil e maleável.

Peso atômico

22,989 g / mol.

Cor

O sódio é um metal prateado leve. Brilhante quando recém cortado, mas perde o brilho ao entrar em contato com o ar, tornando-se opaco. Macio à temperatura, mas bastante duro a -20 ºC.

Ponto de ebulição

880 ºC.

Ponto de fusão

97,82 ºC (quase 98 ºC).

Densidade

À temperatura ambiente: 0,968 g / cm3.

No estado líquido (ponto de fusão): 0,927 g / cm3.

Solubilidade

Insolúvel em benzeno, querosene e nafta. Ele se dissolve em amônia líquida, dando uma solução de cor azul. Dissolve-se em mercúrio formando um amálgama.

Pressão de vapor

Temperatura 802 K: 1 kPa; ou seja, sua pressão de vapor é consideravelmente baixa, mesmo em altas temperaturas.

Decomposição

Ele se decompõe violentamente em água, formando hidróxido de sódio e hidrogênio.

Temperatura de auto ignição

120-125 ºC.

Viscosidade

0,680 cP a 100 ºC

Tensão superficial

192 dinas / cm no ponto de fusão.

Índice de refração

4,22.

Eletro-negatividade

0,93 na escala de Pauling.

Energia de ionização

Primeira ionização: 495,8 kJ / mol.

Segunda ionização: 4.562 kJ / mol.

Terceira ionização: 6.910,3 kJ / mol.

Rádio atômico

186 pm.

Raio covalente

166 ± 21h.

Expansão térmica

71 µm (mK) a 26 ºC.

Condutividade térmica

132,3 W / m K a 293,15 K.

Resistividade elétrica

4,77 × 10-8 Ωm a 293 K.

Nomenclatura

Como o sódio tem um número de oxidação único de +1, os nomes de seus compostos, regidos pela nomenclatura de estoque, são simplificados, pois esse número não é especificado entre parênteses e com algarismos romanos..

Da mesma forma, seus nomes de acordo com a nomenclatura tradicional terminam com o sufixo -ico.

Por exemplo, NaCl é cloreto de sódio de acordo com a nomenclatura de estoque, com cloreto de sódio (I) sendo errôneo. É também denominado monocloreto de sódio, de acordo com a nomenclatura sistemática; e cloreto de sódio, de acordo com a nomenclatura tradicional. No entanto, seu nome mais comum é sal de cozinha..

Papel biológico

Componente osmótico

O sódio possui concentração extracelular de 140 mmol / L, estando na forma iônica (Na+) Para manter a eletroneutralidade do compartimento extracelular, Na+ é acompanhado por ânions cloreto (Cl-) e bicarbonato (HCO3-), com concentrações de 105 mmol / L e 25 mmol / L, respectivamente.

A nação+ É o principal componente osmótico e tem a maior contribuição para a osmolaridade do compartimento extracelular, de forma que há uma igualdade de osmolaridade entre os compartimentos extracelular e intracelular que garante a integridade do compartimento intracelular..

Por outro lado, a concentração intracelular de Na+ é 15 mmol / L. Então: Por que as concentrações de Na extra e intracelular não são iguais?+?

Existem duas razões pelas quais isso não ocorre: a) a membrana plasmática é pouco permeável ao Na+. b) a existência da bomba de Na+-K+.

A bomba é um sistema enzimático existente na membrana plasmática que usa a energia contida no ATP para remover três átomos de Na.+ e introduzir dois átomos de K+.

Além disso, existe um conjunto de hormônios, entre eles a aldosterona, que, ao promover a reabsorção renal de sódio, garante a manutenção da concentração extracelular de sódio em seu valor adequado. O hormônio antidiurético ajuda a manter o volume extracelular.

Produção de potenciais de ação

As células excitáveis ​​(neurônios e células musculares) são aquelas que respondem a um estímulo apropriado com a formação de um potencial de ação ou impulso nervoso. Essas células mantêm uma diferença de voltagem na membrana plasmática..

O interior da célula é carregado negativamente em relação ao exterior da célula em condições de repouso. Dado um determinado estímulo, ocorre um aumento da permeabilidade da membrana ao Na+ e uma pequena quantidade de íons Na entra na célula+, fazendo com que o interior da célula carregue positivamente.

A descrição acima é o que é conhecido como potencial de ação, que pode se propagar por um neurônio e é a maneira pela qual a informação viaja por ele..

Quando o potencial de ação atinge as células musculares, ele as estimula a se contrair por meio de mecanismos mais ou menos complexos..

Em resumo, o sódio é responsável pela produção de potenciais de ação nas células excitáveis ​​e pelo início da contração das células musculares..

Onde está

Crosta terrestre

O sódio é o sétimo elemento mais abundante na crosta terrestre, representando 2,8% dele. O cloreto de sódio faz parte do mineral halita, que representa 80% dos materiais dissolvidos no mar. O teor de sódio do mar é 1,05%.

O sódio é um elemento muito reativo, por isso não é encontrado em sua forma nativa ou elementar. Encontrado em minerais solúveis como halita ou minerais insolúveis como criolita (um fluoreto de sódio e alumínio).

Mar e a halita mineral

Além do mar em geral, o Mar Morto é caracterizado por apresentar uma concentração muito elevada de diferentes sais e minerais, especialmente cloreto de sódio. O Grande Lago Salgado nos Estados Unidos também tem uma alta concentração de sódio.

O cloreto de sódio é encontrado quase puro na halita mineral, presente no mar e em estruturas rochosas. O sal de rocha ou mineral é menos puro que a halita, encontrada em depósitos minerais na Grã-Bretanha, França, Alemanha, China e Rússia.

Depósitos salinos

O sal é extraído de seus depósitos rochosos por fragmentação das rochas, seguido de um processo de purificação do sal. Em outras ocasiões, a água é introduzida nos tanques de sal para dissolvê-la e formar uma salmoura, que é então bombeada para a superfície..

O sal é obtido do mar em bacias rasas conhecidas como salinas, por meio da evaporação solar. O sal obtido desta forma é denominado sal de baía ou sal marinho..

Célula de Downs

O sódio foi produzido pela redução carbotérmica do carbonato de sódio realizada a 1.100ºC. Atualmente, é produzido pela eletrólise do cloreto de sódio fundido, utilizando a célula de Downs.

No entanto, uma vez que o cloreto de sódio fundido tem um ponto de fusão de ~ 800 ° C, cloreto de cálcio ou carbonato de sódio é adicionado para diminuir o ponto de fusão para 600 ° C..

Na câmara de Downs, o cátodo é feito de ferro em forma circular, em torno de um ânodo de carbono. Os produtos da eletrólise são separados por uma malha de aço para evitar que os produtos da eletrólise entrem em contato: sódio elementar e cloro..

No ânodo (+) ocorre a seguinte reação de oxidação:

2 Cl- (l) → Cldois (g) + 2 e-

Enquanto isso, no cátodo (-) ocorre a seguinte reação de redução:

2 Na+ (l) + 2 e-    → 2 Na (l)

Reações

Formação de óxidos e hidróxido

É muito reativo ao ar dependendo de sua umidade. Reage para formar uma película de hidróxido de sódio, que pode absorver dióxido de carbono e, eventualmente, formar bicarbonato de sódio..

Oxida no ar para formar monóxido de sódio (NadoisOU). Enquanto o superóxido de sódio (NaOdois) é preparado por aquecimento de sódio metálico a 300 ° C com oxigênio de alta pressão.

No estado líquido, inflama a 125 ºC, produzindo uma irritante fumaça branca, capaz de causar tosse. Da mesma forma, ele reage vigorosamente com a água para produzir hidróxido de sódio e gás hidrogênio, causando a explosão da reação. Esta reação é fortemente exotérmica..

Na + HdoisO → NaOH + 1/2 Hdois  (3.367 quilocalorias / mol)

Com ácidos halogenados

Os ácidos halogenados, como o ácido clorídrico, reagem com o sódio para formar os halogenetos correspondentes. Enquanto isso, sua reação com o ácido nítrico gera nitrato de sódio; e com ácido sulfúrico, gera sulfato de sódio.

Reduções

O Na reduz os óxidos dos metais de transição, produzindo os metais correspondentes ao liberá-los do oxigênio. Da mesma forma, o sódio reage com os haletos dos metais de transição, causando o deslocamento dos metais para formar cloreto de sódio e liberando os metais..

Essa reação serviu para obter metais de transição, incluindo titânio e tântalo..

Com amoníaco

O sódio reage lentamente com a amônia líquida em baixa temperatura para formar sodamida (NaNHdois) e hidrogênio.

Na + NH3    → NaNHdois     +       1/2 Hdois

A amônia líquida serve como solvente para a reação do sódio com vários metais, incluindo arsênio, telúrio, antimônio e bismuto..

Orgânico

Reage com álcoois para produzir alcoolatos ou alcóxidos:

Na + ROH → RONa + 1/2 Hdois

Produz a desalogenação de compostos orgânicos, causando uma duplicação do número de carbonos do composto:

2 Na + 2 RCl → R-R + 2 NaCl

O octano pode ser produzido pela desalogenação de brometo de butano com sódio.

Com metais

O sódio pode reagir com outros metais alcalinos para formar um eutético: uma liga que se forma a temperaturas mais baixas do que seus componentes; por exemplo, NaK que tem uma porcentagem K de 78%. Também o sódio forma ligas com berílio com uma pequena porcentagem do anterior.

Metais preciosos como ouro, prata, platina, paládio e irídio, bem como metais brancos como chumbo, estanho e antimônio, formam ligas com o sódio líquido..

Riscos

É um metal que reage intensamente com a água. Portanto, o contato com tecidos humanos revestidos com água pode causar danos graves. Produz queimaduras graves por contato com a pele e os olhos.

Além disso, se ingerido, pode causar perfuração do esôfago e do estômago. No entanto, embora essas lesões sejam graves, apenas uma pequena proporção da população está exposta a elas..

O maior dano que o sódio pode causar é devido à sua ingestão excessiva em alimentos ou bebidas feitas por pessoas.

O corpo humano necessita de ingestão de sódio de 500 mg / dia, para cumprir sua função na condução nervosa, bem como na contração muscular.

Mas geralmente uma quantidade muito maior de sódio é ingerida na dieta, o que produz um aumento na concentração plasmática e sanguínea do mesmo..

Isso pode causar hipertensão, doenças cardiovasculares e derrame..

A hipernatremia também está associada à geração de osteoporose por meio da indução de uma saída de cálcio do tecido ósseo. Os rins têm problemas para manter uma concentração normal de sódio no plasma, apesar da ingestão excessiva, o que pode levar a danos nos rins.

Formulários

Sódio metálico

É utilizado na metalurgia como desoxidante e redutor na preparação de cálcio, zircônio, titânio e outros metais. Por exemplo, reduz o tetracloreto de titânio (TiCl4) para produzir titânio metálico.

O sódio fundido é usado como agente de transferência de calor, por isso é usado como refrigerante em alguns reatores nucleares.

É utilizado como matéria-prima na fabricação do lauril sulfato de sódio, principal ingrediente dos detergentes sintéticos. Também está envolvida na fabricação de polímeros como o náilon e compostos como o cianeto e o peróxido de sódio. Também na produção de tinturas e síntese de perfumes.

O sódio é usado na purificação de hidrocarbonetos e na polimerização de hidrocarbonetos insolúveis. Também é usado em muitas reduções orgânicas. Dissolvido em amônia líquida, é usado para reduzir alcinos a transalceno.

As lâmpadas de vapor de sódio são construídas para iluminação pública nas cidades. Proporcionam uma cor amarela, semelhante à observada quando o sódio é queimado em isqueiros..

O sódio atua como um dessecante que confere cor azul na presença de benzofenona, indicando que o produto em processo de secagem atingiu a secagem desejada.

Compostos

Cloreto

É usado para temperar e conservar alimentos. A eletrólise do cloreto de sódio produz hipoclorito de sódio (NaOCl), usado na limpeza doméstica como cloro. Além disso, é utilizado como alvejante industrial para papel e celulose têxtil ou na desinfecção de água..

O hipoclorito de sódio é usado em certas preparações medicinais como anti-séptico e fungicida..

Carbonato e bicarbonato

O carbonato de sódio é usado na fabricação de vidros, detergentes e produtos de limpeza. Carbonato de sódio monohidratado é usado em fotografia como um componente revelador.

O bicarbonato de sódio é uma fonte de dióxido de carbono. Por isso é utilizado em fermentos em pó, em sais e bebidas efervescentes e também em extintores de pó químico. Também é usado no processo de curtimento e preparação da lã.

O bicarbonato de sódio é um composto alcalino, utilizado no tratamento medicamentoso da hiperacidez gástrica e urinária.

Sulfato

É utilizado na fabricação de papel kraft, papelão, vidro e detergentes. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia para corrigir negativos e revelações..

Hidróxido

Comumente chamada de soda cáustica ou soda cáustica, é utilizada na neutralização de ácidos no refino de petróleo. Reage com ácidos graxos ao fazer sabão. Além disso, é utilizado no tratamento de celulose.

Nitrato

É utilizado como fertilizante que fornece nitrogênio, sendo um componente da dinamite.

Referências

  1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
  2. Sódio. (2019). Sódio. Recuperado de: en.wikipedia.org
  3. Centro Nacional de Informações sobre Biotecnologia. (2019). Sódio. Banco de dados PubChem. CID = 5360545. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Ganong, W. F. (2003). Fisiologia Médica 19ª Edição. Editorial O Manual Moderno.
  5. Wikipedia. (2019). Sódio. Recuperado de: en.wikipedia.org
  6. O presidente e membros do Harvard College. (2019). Sal e sódio. Recuperado de: hsph.harvard.edu
  7. Os editores da Encyclopaedia Britannica. (7 de junho de 2019). Sódio. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com

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