Il sodio Università degli studi di Napoli Federico II S.I.C.S.I. VIII ciclo Chimica degli elementi dell’ambiente Il sodio Docente Prof. S. Andini

Classe terza istituto tecnico industriale Prerequisiti Stati di aggregazione della materia e passaggi di stato Il sistema periodico Struttura elettronica e Proprietà chimiche I legami chimici classificazione dei composti: struttura e proprietà delle sostanze Nomenclatura composti inorganci Caratteristiche dello stato solido (reticoli cristallini) Reazioni chimiche, l’elettrolisi Equilibrio chimico Reazioni acido-base Obiettivi Conoscere la posizione del sodio nella tavola periodica e sue proprietà Conoscere il ruolo biologico del sodio e i problemi legati ad eccesso di sodio nella dieta Conoscere i principali composti del sodio, la loro disponibilità in natura, la loro reattività e loro applicazioni ed usi Conoscere il Metodo Solvay per la preparazione del carbonato di sodio

Il sodio Periodo Gruppo Serie Chimica Blocco 3 1 Metalli Alcalini s Il sodio è un elemento metallico, estremamente reattivo, di simbolo Na e numero atomico 11, il simbolo Na deriva dal nome latino Natrium. Si trova nel gruppo 1a della tavola periodica, appartiene, quindi, ai metalli alcalini. Si chiamamo alcalini, da “al-quali”(cenere), proprio perché i due elementi più rappresentativi del gruppo, sodio e potassio, furono ricavati, per la prima volta, sotto forma di carbonati, dalle ceneri vegetali.

Cubica a corpo centrato Il sodio Storia Il sodio era conosciuto da lungo tempo nei composti, ma fu isolato solo nel 1809 dal chimico britannico Humprey Davy, mediante elettrolisi della soda caustica. Proprietà chimiche Numero Atomico 11 Peso Atomico (Numero di massa) 22,989768 Da Stati di Ossidazione (Numero di ossidazione) 1 Configurazione Elettronica [Ne] 3s1 Energia di prima ionizzazione (kJ / mol) 495,6 Elettronegatività (Scala di Pauling) 0,9 Struttura cristallina Cubica a corpo centrato Parleremo in seguito del processo di elettrolisi. A sin sono riportate le proprietà chimiche del sodio, vediemo che ha configurazione elettronica [Ne]s1, ha un solo e- nel livello più esterno (come tutti i metalli alcalini); Rispetto agli altri elementi della Tavola Periodica, ha basso potenziale di ionizzazione ebassa elettronegatività Proprietà riducenti Na Na+ + 1e-

Il sodio metallico È un solido di colore argenteo; cristallizza in un reticolo cubico a corpo centrato; è tenero, duttile e malleabile. Solido di colore argenteo che cristallizza nel reticolo cubico a corpo centrato, che è fatto in questo modo: c’è un atomo di sodio ad ogni vertice del cubo + uno al centro; È duttile, malleabile ed estremamente morbido, può essere tagliato con un coltello; Ricordiamo che: Duttile= Malleabile:

Proprietà chimiche Na Na+ + 1e- 4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s) Il sodio metallico è un fortissimo riducente: Si ossida immediatamente per esposizione all’aria: Reagisce violentemente con l’acqua: Na Na+ + 1e- 4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s) È un fortissimo riducente, si ossida immediatamente per esposizione all’aria, reagisce violentemente con l’acqua formando l’idrossido di sodio e liberando idrogeno, si tratta di una reazione esplosiva; Il sodio metallico viene, infatti, conservato, in solventi organici, in barattoli ben sigillati. Proprio per questo motivo in natura non si trova allo stato elementare, ma solo in forma ionica. 2Na(s)+ 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) in natura non è presente come elemento, ma solo in forma ionica

Disponibilità in natura NaCl (salgemma) Na2CO3 NaNO3 Na2SO4 Na3BO3 Il sodio è uno degli elementi piu' abbondanti nella crosta terrestre, che contiene circa il 2.83% di sodio in tutte le sue forme. Il sodio è, dopo il cloro, il secondo elemento piu‘ abbondantemente dissolto in acqua di mare (1.05%). Si trova nelle acque salate sotto forma di Sali.

Disponibilità in natura I sali di sodio si trovano nell'acqua di mare, nei laghi salati,nei laghi alcalini ed nell’acqua minerale di sorgente. Si ricavano per evaporazione dell’acqua di mare in una serie di bacini bassi ed ampi, detti saline.

Analisi qualitativa I Sali di sodio si identificano per il colore giallo che impartiscono alla fiamma.

Elettrolisi NaCl fuso Ricordiamo che nel processo di elettrolisi avvengono reazioni redox non spontanee a spese di energia elettrica; in figura vediamo la cella con i due elettrodi, collegati al generatore di corrente continua: Gli ioni sodio vengono ridotti a sodio metallico che si deposita sul catodo; Il cloro gassoso gorgoglia all’anodo. La temperatura di fusione del cloruro di sodio è altissima, per abbassarla, si fa l’elettrolisi di una miscela fusa di NaCl e CaCl2 (600°).

Applicazioni Il sodio nella sua forma metallica e' un componente essenziale nella produzione degli esteri; si trova nei saponi, in combinazione con acidi grassi; e' anche un componente del cloruro di sodio (NaCl, il comune sale da cucina) che e'essenziale per la vita.

Il sodio negli alimenti Fabbisogno di sodio: è consigliabile non superare 2g di sodio al giorno e non scendere sotto i 500 mg.

Ruolo biologico Lo ione sodio Na+ è il catione più diffuso nei liquidi extracellulari (Un soggetto di 70 kg contiene quasi 100 g di sodio totali). Ha funzione di: mantenimento osmolarità intra ed extra cellulare; mantenimento pressione sanguigna; regola l'eccitabilità muscolare e la permeabilità delle membrane; è essenziale nel sistema nervoso (pompa sodio/potassio). Per eccesso di sodio aumenta la ritenzione idrica ovvero l'accumulo di liquidi extracellulari: questo fenomeno causa edema (gonfiore) e, nei soggetti predisposti, può aumentare la pressione arteriosa. mantenimento della pressione osmotica lo ione sodio Na+)è il catione più diffuso nei liquidi extracellulari (al contrario del potassio, maggiormente presente in quelli intracellulari). Un soggetto di 70 kg contiene quasi 100 g di sodio totali. Il sodio è un componente essenziale dei liquidi extracellulari. Il sodio svolge importanti funzioni come il mantenimento della pressione osmotica, la protezione del corpo dall'eccessiva perdita di liquidi. Il sodio inoltre regola l'eccitabilità muscolare e la permeabilità delle membrane.

Salgemma (NaCl) è il minerale del sodio più diffuso; cristallizza in un reticolo cubico a corpo centrato; è un solido duro e fragile. Industrialmente lo si ricava, su larghissima scala, dall’acqua di mare, che lo contiene in misura del 2,7% circa. L’acqua di mare viene fatta evaporare in una serie di bacini bassi ed ampi, detti saline, per azione del calore del sole.

Idrossido di sodio Na(OH) (soda caustica) È un solido bianco igroscopico; si prepara mediante due processi: Processo di caustificazione Na2CO3 + CaOH2 = 2NaOH + CaCO3

Idrossido di sodio Na(OH) (soda caustica) Elettrolisi di soluzioni acquose di NaCl: Catodo: Anodo: Globale: 2H2O + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq) In soluzione c’è un accumulo di ioni Na+ 2Cl-(aq) = Cl2(g) + 2e- In soluzione c’è un accumulo di ioni sodio, mentre al catodo si formano ioni OH-. Il processo di caustificazione sfrutta la reazione tra carbonato di Na e idrossido di cacio: questo processo è condotto in impianti semplici: il carbonato di sodio è sciolto in acqua (80-90°C), ad esso viene aggiunta calce spenta in polvere. 2Cl-(aq) + 2H2O = Cl2(g) + H2(g) + 2e-

Idrossido di sodio (soda caustica): applicazioni In laboratorio: base forte. Nell’industria: fabbricazione della carta e trattamento fibre di cotone. Sintesi di coloranti, detergenti, saponi; produzione di ipoclorito di sodio. Per uso domestico: prodotti per disgorgare gli scarichi.. Nell'industria chimica la soda caustica è un reagente di ampio impiego; è utilizzato nella sintesi di coloranti, detergenti e saponi, nella fabbricazione della carta e nel trattamento delle fibre del cotone, nonché nella produzione dell'ipoclorito di sodio (la comune candeggina) e di altri sali sodici, quali il fosfato ed il solfuro. A livello domestico trova uso nei prodotti per disgorgare gli scarichi dei lavelli; va maneggiato con una certa cautela, dato che provoca ustioni per contatto con la pelle e cecità per contatto con gli occhi. Va maneggiata con cautela: ustioni alla pelle e cecità

Ipoclorito di sodio (NaClO) L'ipoclorito di sodio è il sale di sodio dell‘ acido ipocloroso. Puro, è un sale pentaidrato (NaClO·5H2O) che fonde a circa 18°C ed è particolarmente instabile; non è mai commercializzato e impiegato puro, ma viene invece usato in soluzione acquosa, a concentrazione generalmente non superiore al 25%. Sia per sfregamento che per riscaldamento a temperature superiori a 35°C può decomporsi in maniera anche violenta. Proprio per questo

Ipoclorito di sodio: applicazioni le soluzioni di ipoclorito di sodio sono usate principalmente come sbiancanti e disinfettanti; l'ipoclorito di sodio è un battericida, un germicida. Una soluzione al 5% circa di ipoclorito di sodio in acqua è nota come candeggina, varechina; una soluzione di colore giallo dal caratteristico odore penetrante. La candeggina e le soluzioni di ipoclorito di sodio sono irritanti e caustiche, è bene pertanto maneggiarle usando un paio di guanti di gomma e aver cura di evitare il contatto con gli occhi. Non devono inoltre essere mescolate né all'acido cloridrico (acido muriatico per gli usi domestici) con cui sviluppano cloro, tossico, né all'ammoniaca con cui sviluppano clorammine, irritanti. Le soluzioni di ipoclorito di sodio sono sensibili alla luce ed al calore ed hanno una durata limitata nel tempo. Devono essere conservate quindi al riparo dalla luce e lontano da fonti di calore. Se acquistate in supermercato meglio preferire i prodotti confezionati in bottiglie non trasparenti in grado di proteggere il prodotto dalla luce. Meglio quindi non fare grosse scorte ma acquistare il prodotto sempre fresco.

Ipoclorito di sodio: applicazioni Si trova nei comuni disinfettanti, ad es. è il principio attivo dell’amuchina (usata per la disinfezione domestica, ad es. di frutta e verdura).

Idrogeno carbonato di sodio (NaHCO3) A temperatura ambiente si presenta come una polvere cristallina bianca. Per riscaldamento oltre i 50°C tende a decomporsi secondo la reazione: 2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) sciolto in acqua, produce una soluzione lievemente basica; una soluzione di 50 g in un litro di acqua a 25°C ha pH inferiore a 8,6 [1] come il carbonato di sodio, un sale di sodio dell'acido carbonico. A differenza di quest'ultimo, nel'idrogenocarbonato solo uno ione idrogeno dell'acido è stato sostituito da uno ione sodio.

Idrogeno carbonato di sodio: applicazioni Esposto a sostanze acide, si decompone liberando biossido di carbonio gassoso ed acqua: NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2(g) Si trova nei preparati per rendere frizzante l'acqua da tavola e nei lieviti artificiali (che sono una miscela di idrogenocarbonato di sodio e composti acidi). È usato antiacido e contro bruciori di stomaco Ha un’ azione lievemente abrasiva e sbiancante (dentifrici) Commercialmente, è noto anche semplicemente come bicarbonato.

Carbonato di sodio (NaCO3) A temperatura ambiente si presenta come una polvere cristallina bianca. Per riscaldamento tende a decomporsi liberando biossido di carbonio gassoso. Sciolto in acqua, produce una soluzione basica, dovuta all’idrolisi dello ione carbonato: CO32- + H2O = HCO3- + OH-

Il metodo Solvay CaCO3(s) → CaO + CO2(g) Sul fondo del reattore viene scaldato il carbonato di calcio, che si decompone liberando biossido di carbonio: CaCO3(s) → CaO + CO2(g) Dall'alto viene immessa nel reattore una soluzione concentrata di cloruro di sodio e ammoniaca; il biossido di carbonio, gorgogliando, fa precipitare l'idrogenocarbonato di sodio: NaCl + NH3(g) + CO2(g) + H2O(l) → NaHCO3 + NH4Cl Il idrogenocarbonato di sodio viene quindi convertito in carbonato di sodio per riscaldamento, liberando acqua e biossido di carbonio: 2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) mentre l'ammoniaca viene rigenerata per trattamento del cloruro d'ammonio formatosi con la calce (l'ossido di calcio) residuo della decomposizione del carbonato di calcio: CaO + H2O → Ca(OH)2 Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2NH3(g) + 2H2O Dato che l'ammoniaca viene completamente riciclata, solo la il cloruro di sodio ed il calcare (il carbonato di calcio) vengono consumati, e l'unico prodotto di scarto è il cloruro di calcio. Produzione: il processo Solvay Dal 1900 ad oggi, il 90% della produzione industriale del carbonato di sodio avviene tramite il processo messo a punto nel 1861 dal chimico belga Ernest Solvay - da cui il nome soda Solvay - che converte il cloruro di sodio in carbonato di sodio usando carbonato di calcio e ammoniaca. Sul fondo del reattore viene scaldato il carbonato di calcio, che si decompone liberando biossido di carbonio CaCO3 → CaO + CO2 Dall'alto viene immessa nel reattore una soluzione concentrata di cloruro di sodio e ammoniaca; il biossido di carbonio, gorgogliando, fa precipitare l'idrogenocarbonato di sodio NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl Il idrogenocarbonato di sodio viene quindi convertito in carbonato di sodio per riscaldamento, liberando acqua e biossido di carbonio 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 mentre l'ammoniaca viene rigenerata per trattamento del cloruro d'ammonio formatosi con la calce (l'ossido di calcio) residuo della decomposizione del carbonato di calcio CaO + H2O → Ca(OH)2 Ca(OH)2 + 2 NH4Cl → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O Dato che l'ammoniaca viene completamente riciclata, solo la salamoia (il cloruro di sodio) ed il calcare (il carbonato di calcio) vengono consumati, e l'unico prodotto di scarto è il cloruro di calcio. È tra gli additivi alimentari codificati dall'Unione Europea, identificato dalla sigla E 500.

Carbonato di sodio: applicazioni Trova impiego nella fabbricazione del vetro; nell'industria della carta; nella produzione di detergenti. È tra gli additivi alimentari codificati dall'Unione Europea, identificato dalla sigla E 500.