sodio

sodio Elemento chimico del gruppo dei metalli alcalini, scoperto nei sali da A.S. Marggraf nel 1758 e isolato come metallo da H. Davy nel 1807. Simbolo Na, numero atomico 11, peso atomico 22,9898; del s. si conoscono un solo isotopo stabile, 23Na, e vari isotopi instabili; è molto diffuso in natura sotto forma di composti, nei quali si comporta da monovalente. Fonde a 97,8 °C, bolle a 881,4 °C e ha densità di 0,97 g/cm3.

Caratteristiche, proprietà e impiego

Il s. è un metallo bianco argenteo, di consistenza cerosa, solubile in ammoniaca liquida, insolubile in benzene, in etere di petrolio e in cherosene; dal punto di vista chimico ha carattere spiccatamente metallico, e nei suoi composti si presenta allo stato monovalente, generalmente come ione positivo. All’aria umida si ossida rapidamente; brucia con fiamma gialla molto intensa formando il perossido. Decompone l’acqua sviluppando idrogeno; poiché la reazione è fortemente esotermica, l’idrogeno a contatto con l’ossigeno dell’aria si infiamma.

Il s. non esiste in natura libero, ma è molto diffuso sotto forma di composti: nelle acque di mare e di alcuni laghi è presente come cloruro, bromuro, ioduro, solfato; in giacimenti salini come cloruro (salgemma), nitrato, carbonato; in numerosi silicati; negli organismi animali e vegetali, essendo un elemento biogenetico. È presente inoltre nell’alta atmosfera terrestre.

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A causa del basso potenziale di riduzione, dall’elettrolisi di soluzioni acquose di cloruro di s. si ottiene al catodo l’idrossido di s.; per ottenere s. occorre far ricorso all’elettrolisi del cloruro fuso, al quale si aggiungono, per abbassare il punto di fusione a circa 600 °C, cloruro di calcio e fluoruri alcalini. L’operazione viene effettuata in una cella (v. .), costituita da un recipiente metallico a rivestito di refrattario b; l’anodo c, di grafite, è circondato dal catodo cilindrico d di acciaio; un diaframma e, costituito da una rete metallica, impedisce alle bolle di cloro che si sviluppano all’anodo di raggiungere il catodo, su cui si scarica il s.; il cloro è inviato attraverso la cappa di porcellana f all’impianto di liquefazione; il s. metallico fuso che si libera al catodo galleggia sul bagno e salendo attraverso il tubo g raggiunge un collettore h. Quando si vuole ottenere s. privo di nitruri e di ossigeno (necessario per alcuni usi metallurgici), l’operazione deve essere effettuata in ambiente di argo. In passato si produceva s. anche per elettrolisi dell’idrossido fuso e, prima ancora, per riduzione del carbonato.

Il maggior impiego del s. si ha nei reattori nucleari a fissione, dove si usa, in stato di elevata purezza, come fluido refrigerante; è adoperato inoltre nella fabbricazione del piombo tetraetile, nella riduzione di acidi grassi e dei loro esteri, nella fabbricazione del cianuro e del perossido di s., come riducente in alcune metallurgie (titanio, zirconio), nella preparazione di leghe (s.-piombo, s.-zinco), come catalizzatore in reazioni di polimerizzazione ecc.

Ruolo biologico

Nell’uomo il s. è lo ione extracellulare più importante dell’organismo e assume un ruolo fondamentale nel controllo del volume e della pressione osmotica extracellulare. Nel siero il s. ha variazioni comprese tra 135 e 148 mmol/l. Le molecole di s. che permeano costantemente all’interno della cellula, ne fuoriescono grazie a un meccanismo attivo che consuma energia noto come pompa Na+−K+−ATPasi (➔ membrana; pompa). Un equilibrio stabile per la concentrazione del s. e del potassio risulta fondamentale per il controllo del volume cellulare e consente a livello neurologico e muscolare di mantenere adeguate caratteristiche di eccitabilità di membrana. Sotto il profilo biologico il s. svolge una funzione idrosmotica e ha pertanto una correlazione fondamentale con il metabolismo idrico corporeo. Regolano il meccanismo della distribuzione del s. nell’organismo vari fattori, tra i quali l’ormone antidiuretico (➔ ADH), prodotto a livello diencefalico, in grado di agire sui reni facilitando il riassorbimento dell’acqua, e l’aldosterone (➔), sintetizzato dalla corteccia surrenale. Una molecola di origine atriale, nota come fattore natriuretico atriale, o FAN, e il sistema nervoso simpatico costituiscono altri componenti capaci di esercitare un controllo sulla distribuzione del sodio. Importanti cambiamenti della sua concentrazione derivano da alterazioni del bilancio idrico conseguenti all’impiego di farmaci come i diuretici e i mineralcorticoidi che vengono frequentemente somministrati in varie condizioni patologiche.

L’insufficiente eliminazione di s. attraverso gli emuntori, detta sodioritenzione, è causa di edema o di subedema, originata da stati patologici o farmaci; sodiuria è la quantità di s. eliminata con le urine nelle 24 ore. Per la sodiemia ➔ natriemia.

Composti

Bicarbonato (o idrogenocarbonato o carbonato acido) di s. Ha formula NaHCO3; si presenta in cristalli bianchi, solubili in acqua, insolubili in alcol; si ottiene facendo gorgogliare l’anidride carbonica in una soluzione satura di carbonato di sodio. Il bicarbonato di s., per riscaldamento al di sotto di 100 °C, perde anidride carbonica e acqua trasformandosi in carbonato; la sua soluzione acquosa, a causa dell’idrolisi, ha reazione alcalina e, riscaldata all’ebollizione, libera anidride carbonica. È impiegato nella preparazione di polveri effervescenti, di bevande gassate, di miscele per estintori, di polveri esplosive senza fumo ecc.; trova anche impiego nell’industria del cuoio, della carta, nell’industria ceramica e in quella tessile. In terapia si usa come coadiuvante della digestine. Carbonato di s. Sale dell’acido carbonico, di formula Na2CO3, più comunemente noto con il nome di soda. Si trova nelle acque di alcuni laghi, in depositi salini e in alcune acque minerali. La soda naturale, nota anche con i nomi di natron, trona, urao, è di solito mescolata ad altri sali (bicarbonato di s. e quantità minori di cloruri, solfati ecc.), non è completamente solubile in acqua per la presenza di impurezze di calcare e sabbia, e a seconda della provenienza può avere colorazione variabile dal giallo al bruno. La quasi totalità della soda utilizzata è ottenuta con il metodo Solvay, introdotto per la prima volta nella pratica industriale nel 1864. Si parte dal cloruro di s. e dal carbonato di calcio, dai quali, secondo la reazione complessiva 2NaCl+CaCO3→Na2CO3+CaCl2, si ottiene come prodotto principale la soda e come sottoprodotto il cloruro di calcio. In commercio si trovano la soda in cristalli, incolori, trasparenti, contenenti 10 molecole di acqua di cristallizzazione, che all’aria sfioriscono e al calore fondono sciogliendosi nella propria acqua di cristallizzazione, e la soda calcinata o Solvay, in polvere incolore, praticamente anidra, che all’aria può assorbire fino a circa il 10% di umidità senza però mai diventare deliquescente. Il carbonato di s. s’impiega nella fabbricazione del vetro, dell’idrossido di s., nell’industria della carta, nella fabbricazione del sapone, per addolcire le acque, in lavanderia, in tintoria, in metallurgia, per la preparazione di vari sali di s. ecc. Cloruro di s. Sale sodico dell’acido cloridrico, NaCl; solido cristallino, isometrico, incolore, inodore, di sapore amaro ben noto, di densità 2,165 g/cm3, che fonde a circa 801 °C e bolle a 1413°C. Al riscaldamento crepita poiché evapora l’acqua di interposizione inclusa meccanicamente nei cristalli. È trasparente alla luce e, a differenza del vetro, anche all’infrarosso; si scioglie facilmente nell’acqua e a 0 °C la soluzione satura contiene 35,7 parti di s. per 100 di acqua; a caldo la solubilità è poco maggiore: 39,8 g per 100 g di acqua a 100 °C. (per gli usi e per i procedimenti di estrazione ➔ sale). Idrossido di s. Ha formula NaOH ed è anche noto sotto il nome di soda caustica; si presenta in masse incolori, solubili in acqua, in alcol ecc., che esposte all’aria umida assorbono vapore acqueo e anidride carbonica. Al tatto attacca rapidamente i tessuti organici esplicando azione fortemente caustica. Fonde senza decomporsi a circa 318 °C e bolle a 1390 °C. È una base forte e le sue soluzioni acquose hanno forte reazione alcalina. Si forma per reazione dell’acqua con il s. metallico o sciogliendo l’ossido di s. in acqua; industrialmente si ottiene principalmente per elettrolisi delle soluzioni di cloruro di sodio. Trova impiego su vasta scala nella fabbricazione dei saponi, nell’industria della carta, della cellulosa, nella purificazione di oli minerali e grassi, nella fabbricazione del raion e per la mercerizzazione del cotone, nella metallurgia dell’alluminio, nella sintesi di coloranti, nella preparazione di composti organici (fenolo, naftolo, alizarina ecc.). Si usa anche come assorbente di anidride carbonica, anidride solforosa e altri ossidi acidi. Idruro di s. Ha formula NaH; cristalli di colore dal bianco al grigio, infiammabili, stabili all’aria secca. Reagisce con l’acqua sviluppando idrogeno e formando idrossido di s.; a 800 °C si decompone. Si forma per reazione del s. con l’idrogeno a 300-400 °C; è impiegato in sintesi organiche e per la preparazione di idruri complessi (es., NaBH4, boroidruro di s.) adoperati in chimica organica come agenti riducenti. Ipoclorito di s. Sale dell’acido ipocloroso, di formula NaClO, noto allo stato anidro e in tre forme idrate; l’anidride carbonica dell’aria lo decompone lentamente liberando cloro, donde l’odore speciale che emana. La produzione di ipoclorito di s. commerciale avviene facendo gorgogliare cloro in una soluzione acquosa di soda caustica alla temperatura ordinaria; per particolari applicazioni (come la produzione in situ di cloro attivo a scopi sterilizzanti) si ottiene per elettrolisi di soluzioni diluite di cloruro di sodio. È impiegato generalmente in soluzioni (acqua di Labarraque), distinte a seconda del grado Baumé o del cloro attivo che possono fornire. Si usa per sbiancare tessuti, per sterilizzare e disinfettare l’acqua ecc. In soluzione diluita, per lo più con aggiunta di carbonato di s., costituisce la cosiddetta varechina o candeggina. Nitrito di s. Sale dell’acido nitroso, di formula NaNO2; solido cristallino incolore, solubile in acqua, che si ottiene per assorbimento di ossido di azoto su una soluzione di carbonato di sodio. È impiegato nella sintesi di diazocoloranti, di nitrosocomposti organici, nella tintura e stampa dei tessuti, per sbiancare la seta e il lino ecc. Perossido di s. Ha formula Na2O2, ed è anche noto in forma idrata; solido granulare, igroscopico, di colore giallognolo; assorbe rapidamente anidride carbonica e vapor d’acqua, trasformandosi in carbonato e idrossido. Sia in soluzione sia allo stato fuso si comporta da ossidante energico; a temperatura elevata attacca tutti i metalli, platino compreso; ossida rapidamente le anidridi e i cloruri acidi organici a perossiacidi. Si ottiene ossidando con ossigeno il s. a temperature di 300-400 °C. Si impiega come sbiancante nell’industria tessile, alimentare e della cellulosa, come ossidante per la preparazione dei disolfuri dai mercaptani e dei perborati, come catalizzatore ecc. Silicato di s. Nome generico di una serie di composti di formula variabile da Na2O•4SiO2 (tetrasilicato) a 2Na2O•SiO2 (ortosilicato), che si preparano per fusione di sabbia quarzosa e carbonato di s. in appropriate proporzioni. I silicati con rapporto SiO2/Na2O compreso tra 4 e 1,6 sono vetrosi, solubili in acqua (perciò detti vetri solubili); sono impiegati principalmente in soluzione acquosa come adesivi. Il vetro solubile è anche usato in ortopedia per immobilizzare gli arti fratturati. I silicati più ricchi in ossido di s. sono solidi cristallini con struttura ben definita, più o meno solubili in acqua; il più importante è il metasilicato, impiegato in saponeria e per preparare catalizzatori. Sodioammide Composto chimico, di formula NaNH2, che si ottiene facendo gorgogliare l’ammoniaca gassosa nel sodio fuso o per reazione di ammoniaca liquida e sodio in presenza di un sale ferrico (cloruro o nitrato) come catalizzatore. Solido incolore, esplosivo; a contatto con acqua si decompone istantaneamente con formazione di ammoniaca e di idrossido di sodio. È impiegato in sintesi organiche come agente disidratante e condensante. Tiosolfato (o iposolfito) di s. Sale dell’acido tiosolforico, di formula Na2S2O3, esistente nella forma anidra e in quella di pentaidrato. La soluzione acquosa, esposta all’aria e alla luce, libera anidride solforosa, separa zolfo e forma solfato e solfito. Con gli acidi reagisce separando zolfo e svolgendo anidride solforosa. Si ottiene direttamente a partire da carbonato di s., anidride solforosa e zolfo, oppure come sottoprodotto della fabbricazione dei coloranti allo zolfo e delle acque madri del solfuro di sodio. Si impiega in fotografia nei bagni di fissaggio, come mordente in tintoria, nella concia delle pelli al cromo, nella sterilizzazione delle acque e nella sbianca delle fibre tessili come anticloro, nella fabbricazione dei colori di anilina, come reagente nell’analisi volumetrica (iodometria; ➔ iodio).

Per il cianuro di s. ➔ cianuro.