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Simboli di rischio chimico
	; pericolo
frasi H	260 - 314 - EUH014
frasi R	R 14/15-34
consigli P	223 - 231+232 - 280 - 305+351+338 - 370+378 - 422
frasi S	S 1/2-5-8-43-45
	Le sostanze chimiche; vanno manipolate con cautela
	Avvertenze

Sodio
; 11	Na
Aspetto
	Aspetto dell'elementoBianco argenteo
	Linea spettrale; Linea spettrale dell'elemento
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
Termine spettroscopico	2S1/2
Proprietà atomiche
Peso atomico	22,98977
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	cubico a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materia	solido (non magnetico)
Punto di fusione	370,87 K (97,72 °C)
Punto di ebollizione	1 156 K (883 °C)
Volume molare	23,78×10−6 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 1 234 K
Velocità del suono	3200 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: 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 ha 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

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 circa 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 (115 °C).^[1]

Sodio metallico (ACS) appena tagliato con un coltello
Esplosione provocata dall'aggiunta di acqua su 1,3 kg di sodio metallico

Applicazioni

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

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 cominciò 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 nella produzione di polarimetri. Danno colori che vanno dal giallo-arancione al color pesca con l'aumento della pressione. Da solo o insieme con il 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 di Birch e il test di fusione del sodio; si rivela, infine, una 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 il comune sale da cucina

Il trasferimento di calore

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

Altri usi

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,
Nelle batterie sodio-zolfo.^[3]

Storia

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, Wādī al-Natrūn, 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

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 dollari a libbra nel 1990. È il più economico dei metalli per volume.

Isotopi

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 con emivita = 2,605 anni e Na-24, emivita = ~ 15 ore).

Composti principali

cloruro di sodio, meglio noto come sale comune, è il più diffuso composto del sodio, ma il sodio si trova in molti altri minerali, come: anfibolo, criolite, halite, sodio nitrato, zeolite, ecc. I composti di sodio sono importanti per l'industria chimica, del vetro, metallurgica, della carta, petrolifera, del sapone e tessile. Il sapone è di norma un sale di sodio di certi acidi grassi.
idrossido di sodio
boroidruro di sodio

Precauzioni

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⁺

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.

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

Ione spettatore

Il sodio Na⁺ nelle reazioni di formazione dei sali può rimanere uno ione spettatore; in questo stato il sodio cede un elettrone a un atomo all'interno della molecola, senza legarsi direttamente a quest'ultima.

Note

^ (EN) Sodium metal properties, su merck-chemicals.com, Merck Chemicals. URL consultato il 23 dicembre 2022 (archiviato dall'url originale l'11 aprile 2013).
^ Fonti luminose - Illuminotecnica, su comune.firenze.it. URL consultato il 31 agosto 2008 (archiviato dall'url originale il 26 agosto 2004).
^ Batteria sodio-zolfo, ora supera di 4 volte la capacità del litio, su rinnovabili.it.
^ In caso di incendio estinguere con sabbia asciutta o estintori a schiuma. Conservare sotto gas inerte.
^ Sigma Aldrich; rev. del 30 dicembre 2010

Bibliografia

Francesco Borgese, Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico, Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1.
R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi, Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998 (archiviato dall'url originale il 22 ottobre 2010).

Voci correlate

Altri progetti

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Collegamenti esterni

sodio, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
(EN) sodium, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

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