Sòdio.

Chim. - Elemento chimico del gruppo dei metalli alcalini, di numero atomico 11, peso atomico 22,9898; simbolo: Na. Fonde a 97,81 °C, bolle a 881,4 °C e ha densità di 0,9712 g/cm³. Esiste in natura sotto forma di un solo isotopo, ²³Na, ma artificialmente sono stati preparati diversi isotopi radioattivi (per esempio ²²Na, ²⁴Na). Il s., il cui simbolo deriva dal nome natrium dato nel Medioevo al carbonato di s., venne isolato per la prima volta nel 1807 da H. Davy per elettrolisi dell'idrossido fuso. Il s. è un elemento assai diffuso in natura (è al sesto posto nell'ordine di abbondanza, dopo ossigeno, silicio, alluminio, ferro e calcio), costituendo complessivamente circa il 2,6% della litosfera; anche nell'universo è relativamente abbondante: si stila che ne esistano 4,38 atomi per ogni 100 atomi di silicio. Il s. non esiste comunque in natura allo stato libero, ma è diffuso sotto forma di composti nelle acque dei mari, che lo contengono nella percentuale di circa 1,1%, come cloruro, ioduro, solfato; come costituente di alcuni depositi salini come cloruro (salgemma), nitrato, carbonato; combinato ad acidi organici nelle piante marine; negli organismi vegetali e animali, essendo un elemento biogenetico. ║ Proprietà fisiche: allo stato elementare il s. si presenta come un metallo bianco-argenteo, duttile e malleabile, splendente appena tagliato, ma che diventa rapidamente opaco a contatto con l'aria; brucia con fiamma gialla molto intensa generando perossido; allo stato liquido il metallo acquista la lucentezza del mercurio. Si combina con la maggior parte dei non metalli, come gli alogeni e lo zolfo, e anche con l'idrogeno. È dotato di proprietà riducenti: decompone l'acqua a freddo liberando idrogeno. Reagisce con numerosi composti alogenati e ossigenati. ║ Preparazione: il s. può essere ottenuto per riduzione ad alta temperatura di alcuni suoi composti con calcio, carbone o altri metalli. Attualmente viene preparato su scala industriale attraverso il processo Down di elettrolisi dal cloruro fuso al quale si aggiungono, per abbassare il punto di fusione a circa 600 °C, altri sali (cloruro di calcio e fluoruri alcalini). L'operazione viene effettuata in una cella elettrolitica, nella quale l'anodo è costituito da un blocco di grafite circondato da un catodo cilindrico di acciaio. Le bolle di cloro sviluppate dall'anodo vengono raccolte da una cappa di porcellana sovrastante l'impianto che invia il cloro all'impianto di liquefazione. Il s. metallico fuso liberato al catodo galleggia sul bagno elettrolitico e, attraverso un tubo, si raccoglie in un apposito collettore. Fra il catodo e l'anodo è interposta una rete metallica che impedisce alle bolle di cloro sviluppate dall'anodo di raggiungere il catodo, su cui si scarica il s. Un tempo il s. veniva prodotto anche per elettrolisi dell'idrossido fuso e, in tempi ancora più lontani, per riduzione del carbonato. Per il suo basso punto di fusione può essere facilmente conservato e manipolato allo stato fuso. Fra i materiali comuni il più adatto per costruire recipienti per il s. è il ferro. Allo stato solido va conservato fuori dal contatto con aria, in recipienti contenenti olio di vaselina o petrolio. Sulla pelle ha azione caustica. Sopra i 120 °C può infiammarsi all'aria. ║ Proprietà chimiche: il s. è un elemento assai reattivo, che tende a combinarsi con moltissimi altri elementi per portarsi alla valenza +1, che è la sua più stabile. La reazione:

Na → Na⁺ + e

dove e è un elettrone, ha un potenziale normale di idrogeno di 2,714 Volt, cosa che fa del s. uno degli elementi meno nobili della tavola periodica. Reagisce con l'acqua anche a freddo, formando il suo idrossido NaOH e idrogeno, secondo la reazione:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

L'idrogeno che si sviluppa può infiammarsi o dar luogo a forti esplosioni. La stessa reazione avviene anche con il ghiaccio e con il vapore acqueo. Con l'ossigeno si combina vivacemente generando quattro composti: monossido Na₂O, perossido Na₂O₂, superossido NaO₂ e ozonide NaO₃. In presenza di aria umida si ha formazione di NaOH, che con l'anidride carbonica atmosferica si trasforma parzialmente in carbonato di s. secondo la reazione:


L'ammoniaca secca e gassosa a 300-400 °C si combina con il s. formando sodioammide NaNH₂; a 600 °C in presenza di coke si produce la sodiocianammide Na₂CN₂ e, per ulteriore aggiunta di coke, a 600 °C si ottiene cianuro di s. NaCN. Analogamente si combina con certi alcoli a dare i corrispondenti alcoli sodici. Con l'idrogeno il s. reagisce formando un idruro NaH; nelle stesse condizioni si combina anche con gli alogeni, dando i sali corrispondenti. Non reagisce invece con azoto, nemmeno allo stato di vapore. ║ Composti: i composti del s. sono generalmente solubili in acqua, a eccezione di pochi sali insolubili che possono essere usati a scopi analitici, come per esempio l'acetato misto di s., zinco e uranile. L'ossido di s., di formula Na₂O, ha massa incolore, deliquescente, che reagisce violentemente con l'acqua sviluppando l'idrossido, e con il fluoro formando il fluoruro. Si ottiene per ossidazione moderata o per reazione fra s. e idrossido di s. secco fuso, secondo la reazione:

2Na + 2NaOH → 2Na₂O + H₂

Per ossidazione del s. ad alta temperatura (300-400 °C) si ottiene il perossido di s.: di formula Na₂O₂, è un solido cristallino igroscopico giallo-chiaro; si decompone per riscaldamento a 170 °C. È solubile in acqua e, in presenza di acidi diluiti, fornisce con buone rese acqua ossigenata H₂O_2, oltre all'idrossido NaOH. Viene impiegato come agente sbiancante nell'industria tessile, alimentare, della cellulosa. In presenza di anidride carbonica si trasforma in carbonato di s., liberando nel contempo ossigeno, secondo la reazione:

Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + ½O₂

Sia allo stato fuso sia in soluzione agisce da ossidante energico. Ad alta temperatura attacca tutti i metalli, compreso il platino. Con gli alogeni il s. forma i corrispondenti alogenuri: il fluoruro NaF, il cloruro NaCl, il bromuro NaBr e lo ioduro NaI, tutti solubili in acqua. Fra questi il più importante è il cloruro di s. (detto anche sale comune o sale da cucina): di formula NaCl, è un solido cristallino bianco, inodore, incolore, con densità 2,165 e indice di rifrazione 1,5443. Fonde a 801 °C e bolle a 1.413 °C. È facilmente solubile in acqua, ma non igroscopico se puro. Il 60% della produzione deriva dall'evaporazione solare delle acque marine (o di laghi salati) nelle cosiddette saline. La parte rimanente della produzione deriva o dall'estrazione del solido da giacimenti di salgemma o dall'estrazione come soluzione satura; in quest'ultimo caso si introduce acqua nel sottosuolo direttamente nel deposito di sale solido e si pompa poi all'esterno la soluzione satura ottenuta, che viene poi purificata e sottoposta a evaporazione. Il cloruro di s. viene impiegato nell'alimentazione umana e animale e come prodotto industriale di partenza per la preparazione degli altri composti del s. Viene inoltre utilizzato nella fabbricazione di fibre sintetiche, in particolare del rayon. Il carbonato di s. (detto comunemente soda o soda Solvay) è un sale dell'acido carbonico di formula Na₂CO₃. La soda naturale, conosciuta anche con i nomi di natron, termonatrite, trona, urao, è di solito mescolata ad altri sali e non è completamente solubile in acqua per la presenza di impurità. Si tratta di una polvere bianca con peso specifico 2,533; fonde a 851 °C e per ulteriore riscaldamento si decompone in ossido di s. e CO₂. In acqua è poco solubile a freddo ma ben solubile a caldo. Ne esistono anche diverse varietà idrate con una, sette o dieci molecole d'acqua; la comune forma commerciale è comunque anidra. La sua preparazione costituisce uno dei primi procedimenti dell'industria chimica. Fino al XVIII sec. l'unica fonte di produzione del carbonato furono le ceneri di alghe e di altre piante marine, contenenti una notevole quantità di carbonato. Nel 1791 venne impiantata la prima fabbrica per la preparazione di carbonato che si basava sul processo Leblanc. Il metodo consiste nel far reagire il cloruro di s. con acido solforico, secondo la reazione:

2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl

Si ottiene così il solfato di s., Na₂SO₃, e, come sottoprodotto, l'acido cloridrico; il solfato ottenuto viene mescolato con calcare e coke e sottoposto ad arrostimento. Si ha allora la reazione:

Na₂SO₄+ CaCO₃ + 2C → Na₂CO₃ + CaS + 2CO₂

Il prodotto arrostito viene liscivato con acqua e dalla soluzione si separa per cristallizzazione della soda idrata in cristalli. A partire dalla seconda metà del 1800 il metodo Leblanc venne completamente abbandonato e attualmente la quasi totalità della soda prodotta è ottenuta con il metodo Solvay. Introdotto nel 1864, nel metodo Solvay si parte da cloruro di s. e da carbonato di calcio, dai quali, secondo la reazione:

2NaCl + CaCO₃ → Na₂CO₃ + CaCl₂

si ottiene la soda e, come sottoprodotto, il cloruro di calcio (CaCl_2). La soda trova diversi impieghi industriali (industria del vetro, della carta, del sapone) e viene spesso utilizzata al posto dell'idrossido di s., più costoso. Viene usata anche nelle tintorie e per la preparazione di smalti. Il bicarbonato (o carbonato acido o idrogenocarbonato) di s., di formula NaHCO₃, si presenta come una polvere bianca, solubile in acqua, specialmente a caldo. Si ottiene per trattamento con anidride carbonica delle soluzioni di carbonato di s. Trova importanti applicazioni in diverse industrie, tra le quali quella farmaceutica, alimentare, tessile, ceramica, del cuoio e della carta. Il solfato di s. è un sale dell'acido solforico, di formula Na₂SO₄. Esiste in natura come minerale in vari tipi di depositi salini, anidro (thenardite) o cristallizzato con dieci molecole di acqua (mirabilite o sale di Glauber), o come solfato doppio con calcio o magnesio; si trova inoltre disciolto nelle acque marine e di laghi salati. Si presenta come un solido bianco, inodore, cristallino, solubile in acqua. Viene ottenuto anche per via sintetica per riscaldamento di NaCl con acido solforico concentrato, oppure come sottoprodotto di altri processi. Sia il tipo anidro sia il decaidrato hanno importanti applicazioni nell'industria conciaria, della carta, del vetro, dei detergenti. Il solfuro di s., di formula Na₂S, è un solido incolore, igroscopico e facilmente solubile in acqua, con la quale forma diversi idrati. Si prepara per forte riscaldamento del solfato anidro con carbone, secondo la reazione:

Na₂SO₄ + 2C → Na₂S + 2CO₂

Per liscivazione si ottiene in soluzione, dalla quale può essere cristallizzato con nove molecole d'acqua Na₂S9H₂O. Questo poi si commercia fuso (fonde a 50 °C) oppure si trasforma nella forma anidra per riscaldamento. Viene impiegato nella fabbricazione dei coloranti allo zolfo, nella depilazione delle pelli e nell'industria del cuoio. Puro può essere ottenuto da s. in amalgama con mercurio e zolfo, per sintesi diretta. In soluzione reagisce con lo zolfo formando polisolfuri di s., tra i quali Na₂S₄ (tetrasolfuro) e Na₂S₅ (pentasolfuro). L'idrossido di s., di formula NaOH, è noto con il nome di soda caustica (V.). ║ Usi: a differenza dei suoi sali, che hanno una notevole diffusione, gli impieghi del s. come metallo sono alquanto limitati. Il s. trova il maggiore impiego nei reattori nucleari a fissione, dove viene usato, allo stato purissimo, come fluido rigenerante. Viene impiegato nell'industria chimica organica per la sintesi del piombo-tetraetile (antidetonante per le benzine dei motori a scoppio) e nella demolizione controllata di oli animali e vegetali che generano composti che costituiscono la materia prima per la fabbricazione dei detersivi. È usato inoltre come disossidante per altri metalli o loro leghe; come elemento di alligazione per le leghe antifrizione, leghe piombo-s. e zinco-s.; come riducente per la produzione di metalli (titanio e zirconio) dai loro cloruri; come agente per la rimozione dell'antimonio dal piombo e sue leghe; come agente per la riduzione della tensione superficiale di metalli fusi; come agente affinante del grano cristallino per leghe non ferrose. Fra i suoi composti, gli unici che si preparano a partire dal metallo sono l'idruro (usato in metallurgia e nell'industria chimica), il cianuro (usato nella tempra degli acciai) e la sodioammide, oltre a vari composti organici. • Bioch. - Nel corpo umano il s. è presente soprattutto nella frazione inorganica dello scheletro e dei fluidi extracellulari e svolge un ruolo importante nel mantenimento dell'equilibrio idro-salino, nella genesi dei potenziali di membrana e nella regolazione della pressione osmotica extracellulare; regola inoltre il grado di idratazione delle proteine presenti nel plasma e quindi la viscosità del sangue. La sua distribuzione asimmetrica (essendo abbondante nel compartimento extracellulare e scarso nel compartimento intracellulare) è regolata da una pompa di membrana che espelle dalla cellula gli ioni Na⁺ scambiandoli con ioni K⁺ presenti nel liquido extracellulare. Circa il 95% del s. viene eliminato giornalmente con le urine, il restante viene espulso con le feci e con il sudore. Il ricambio del s. è regolato dall'azione degli ormoni corticosurrenalici, in particolare dell'aldosterone che stimola il riassorbimento del s. a livello delle cellule dei tubuli renali distali, e dall'ormone natriuretico atriale.