Sódio

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O sódio é um elemento químico de símbolo Na (Natrium em latim) , de número atômico 11 ( 11 prótons e 11 elétrons ) e massa atómica 23 u. É um metal alcalino, sólido na temperatura ambiente, macio, untuoso, de coloração branca, ligeiramente prateada. Foi isolado em 1807 por Sir Humphry Davy por meio da eletrólise da soda caústica fundida (se a eletrólise for feita com solução de soda cáustica, irá se obter hidrogênio e oxigênio apenas). O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( NaCl ) necessário para a vida. É um elemento químico essencial.

Sódio - Magnésio Li Na K Tabela Periódica
Geral
Nome, símbolo, número	Sódio, Na, 11
Classe , série química	Metal , representativo (alcalino)
Grupo, período, bloco	1 ( 1A ), 3 , s
Densidade, dureza	968 kg/m3, 0,5
Cor e aparência	Branco prateado
Propriedades atómicas
massa atómica	22,98976928(2) u
Raio médio†	180 pm
Raio atômico calculado	190 pm
Raio covalente	154 pm
Raio de van der Waals	227 pm
Configuração electrónica	[Ne]3s1
Estados de oxidacão (óxido)	1 (base forte)
Estrutura cristalina	Cúbica centrada no corpo
Propriedades físicas
Estado da matéria	sólido (não magnético)
Ponto de fusão	370,95 K (97,80 °C)
Ponto de ebulição	1156 K (883 °C)
Entalpia de vaporização	96,96 kJ/mol
Entalpia de fusão	2,598 kJ/mol
Pressão de vapor	1,43x10-5 Pa a 1234 K
Velocidade do som	3200 m/s a 293,15 K
Informações diversas
Eletronegatividade	0,93 (Pauling)
Calor específico	1230 J/(kg·K)
Condutividade elétrica	21x106/m Ω
Condutividade térmica	141 W/(m·K)
Potenciais de ionização
1º ="495,8" kJ/mol	6º ="16613" kJ/mol
2º ="4562" kJ/mol	7º ="20117" kJ/mol
3º ="6910,3" kJ/mol	8º ="25496" kJ/mol
4º ="9543" kJ/mol	9º ="28932" kJ/mol
5º ="13354" kJ/mol	10º ="141362" kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso. AN (%) Meia-vida MD ED (MeV) PD 22Na Sintético 2,602 a ε 2,842 22Ne 23Na 100 Na é isótopo estável com 12 neutrons
Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário

Índice [esconder] 1 Características principais 2 Aplicações 3 Papel biológico 4 História 5 Abundância e obtenção 6 Compostos 7 Isótopos 8 Precauções 9 Referências 10 Ligações externas

[editar] Características principais

Semelhante aos outros metais alcalinos é um metal macio, leve e de coloração prateada.

É muito abundante na natureza, encontrado no sal marinho e no mineral halita. É muito reativo, no teste de chama arde na cor amarela, se oxida com o ar, reage violentamente com a água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele.

Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com o ar abaixo de 388 K (115 °C).

[editar] Aplicações

O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( NaCl ) necessário para a vida.

Outros usos:

• Em ligas antiatrito com o chumbo para a produção de balas ( projécteis ). Com o chumbo também é usado para a produção aditivos antidetonantes para as gasolinas.
• Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos.
• Na purificação de metais fundidos.
• A liga NaK é empregada como transferente de calor. O sódio também é usado como refrigerante.
• É empregado na fabricação de células fotoelétricas.
• Na iluminação pública, através das lâmpadas de vapor de sódio.

[editar] Papel biológico

O cation sódio ( Na⁺ ) tem um papel fundamental no metabolismo celular como, por exemplo, na transmissão do impulso nervoso através do mecanismo bomba de sódio. Mantém o volume e a osmolaridade. Participa nas contrações musculares, no equilibrio ácido-basico e na absorção de nutrientes pelas células.

A concentração plasmática de sódio é em condições normais de 135 a 155 mmol/L. O aumento da concentração de sódio no sangue é conhecido como hipernatremia e sua diminuição de hiponatremia.

Sua carência (pela alimentação, extremamente rara^[1]) nos humanos pode causar: anorexia, náuseas, depressão, tonturas, dores de cabeça, dificuldade de memorização, fraqueza muscular^[2], perda de peso.^[3][4]

Seu excesso (em nível de nutriente) nos humanos pode causar: anorexia, disfunção renal^[5], hiperatividade^[6], hipertensão, tremor e ganho de peso^[7].

Uma maior incidência da hipertensão na atualidade é atribuída ao consumo exagerado de sal na alimentação, em especial no mercado de fast- food e alimentos industrializados^[8].

[editar] História

O cátion sódio, ( do italiano soda = sem sabor ) é conhecido em diversos compostos. Foi isolado em 1807 por Sir Humphry Davy através da eletrólise da soda cáustica. Na Europa medieval era empregado como remédio para as enxaquecas um composto de sodio denominado sodanum. O símbolo do sodio (Na), provém de natrón ( ou natrium, do grego nítron ) nome que recebia antigamente o carbonato de sódio.

[editar] Abundância e obtenção

Depósitos de NaCl

O sódio é relativamente abundante nas estrelas, detectando-se sua presença através da linha D do espectro solar, situada aproximadamente no amarelo. A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos.

Atualmente é obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 graus centígrados, procedimento mais econômico que os usados anteriormente. É um metal barato.

O composto mais abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha. Também se encontra presente em diversos minerais como anfíbolas, trona, halita, zeólitos e outros.

[editar] Compostos

Os compostos de sódio de maior importância industrial e comercial são:

• Cloreto de sódio- sal comum ( NaCl ).
• Carbonato de sódio ( Na₂CO₃ ).
• Bicarbonato de sódio ( NaHCO₃ ).
• Hidróxido de sódio - soda cáustica ( NaOH ).
• Nitrato de sódio - salitre de Chile ( NaNO₃ ).
• Sulfato de sódio - Chamado de Sal de Glauber quando deca-hidratado (Na₂SO₄.10H₂0).
• Tiosulfato de sódio penta-hidratado ( Na₂S₂O₃ . 5H₂O).
• Bórax ( Na₂B₄O₇ · 10H₂O).

[editar] Isótopos

Há treze isótopos do elemento sódio conhecidos. O único estável é o ²³Na. O sódio possui dois isótopos radioativos cosmogênicos: ²²Na e ²⁴Na. O primeiro com períodos de semidesintegração de 2605 anos e o segundo de aproximadamente 20 horas.

[editar] Precauções

Na forma metálica o sódio é explosivo, em água é venenoso quando combinado com muitos outros elementos. O metal deve ser sempre manipulado com muito cuidado e, armazenado em atmosfera ou fluidos inertes (normalmente se usam os hidrocarbonetos desidratados, como o querosene) evitando o contato com a água e outras substâncias com os quais o sódio reage.

Sempre o uso de óculos de proteção é necessário, pois seus estilhaços, se houverem, podem reagir violentamente com o fluido lacrimal.

Em caso de contato com a pele, jamais deve-se lavar o local com água, e sim, com álcool, até a completa remoção do metal e posteriormente, tratar como uma queimadura por álcali cáustico, como o hidróxido de sódio.

Sua eliminação é sempre feita em álcool etílico, no qual reage lentamente, formando alcoolato, que posteriormente, pode ser eliminado com água, com muito menos enérgica reação.

[editar] Referências

1. ↑ Maher, J.F.: How to diagnose and treat hyponatremia .Medical Times,107(10):63, 1979.
2. ↑ Bay, W. H. & Ferris, T.F. : Hypernatremia and hyponatremia : Disorders of tonicity. Geriatrics , 31(8): 53 , 1976.
3. ↑ Goodman and Gilman : The Pharmacological Basis of Therapeutics. In Capítulo 38, Michael J. Peach : Anions : Phosphate, Iodide, Fluoride and Other Anions ; pag.798-800 ; 1975 ; MacMillan Publishing Co, 5 a Ed. – New York.
4. ↑ Shils, Maurice E. e colaboradores: Modern Nutrition in Health and Disease. In Capítulo 7, Lindsay H Allen and Richard J. Wood; pg.155-163 , 1994 ; 8 a Ed. Philadelphia.
5. ↑ Friedler, R. M.; Koffler, A. & Kurokawa, K. : Hyponatremia and hypernatremia. Clinical Nephrology, 7(4):163, 1977.
6. ↑ Arieff, A. I. & Guisado, R.: Effects on the central nervous system of hypernatremic and hyponatremic states. Kidney International , 10:104, 1976.
7. ↑ Humes, D.; Narins, R.G. & Brenner, B.M.: Disorders of water balance . Hospital Practice, 14(3): 133, 1979.
8. ↑ Burke, M.D.: Electrolyte studies . Sodium and water . Postgraduate Medicine, 64 (4) : 147, 1978.