يتأكسد الصوديوم بالأكسجين. الصوديوم في الطبيعة (2.6% في القشرة الأرضية). بمواد بسيطة أخرى

مخطط المحاضرة:

1. توزيع الصوديوم في الطبيعة.

2. الخلفية التاريخية.

3. الخصائص الفيزيائية للصوديوم

4. 4. الخواص الكيميائية للصوديوم

5. الحصول على الصوديوم.

6. 6. الحصول على الصوديوم.

صوديوم(الصوديوم)، الصوديوم، العنصر الكيميائي للمجموعة الأولى من النظام الدوري لمندليف: العدد الذري 11، الكتلة الذرية 22.9898؛ معدن ناعم أبيض فضي يتأكسد بسرعة من السطح في الهواء. يتكون العنصر الطبيعي من نظير واحد مستقر وهو 23 Na.

مرجع تاريخي. مركبات الصوديوم الطبيعية - ملح الطعام NaCl، الصودا Na 2 CO 3 - معروفة منذ العصور القديمة. اسم "الصوديوم" يأتي من النطرون العربي، اليوناني. النيترون، يشار إليه في الأصل بالصودا الطبيعية. بالفعل في القرن الثامن عشر، عرف الكيميائيون العديد من مركبات الصوديوم الأخرى. ومع ذلك، تم الحصول على المعدن نفسه فقط في عام 1807 من قبل جي ديفي عن طريق التحليل الكهربائي للصودا الكاوية NaOH. في المملكة المتحدة والولايات المتحدة الأمريكية وفرنسا، يسمى العنصر الصوديوم (من الكلمة الإسبانية صودا - صودا)، في إيطاليا - سوديو.

الانتشارنالأذينين في الطبيعة.

الصوديوم عنصر نموذجي في الجزء العلوي من القشرة الأرضية. متوسط محتواه في الغلاف الصخري هو 2.5% من الكتلة، في الصخور النارية الحمضية (الجرانيت وغيرها) 2.77، في الصخور الأساسية (البازلت وغيرها) 1.94، في الصخور فوق القاعدية (صخور الوشاح) 0.57. بسبب تشابه Na + و Ca 2+، بسبب قرب أنصاف الأقطار الأيونية، يتشكل الفلسبار الصوديوم والكالسيوم (بلاجيوجلاز) في الصخور النارية. يوجد في المحيط الحيوي تمايز حاد للصوديوم: الصخور الرسوبية، في المتوسط، مستنزفة للصوديوم (0.66% في الطين والصخر الزيتي)، ويوجد منه القليل في معظم أنواع التربة (0.63% في المتوسط). العدد الإجمالي لمعادن الصوديوم هو 222. يتم الاحتفاظ بـ Na بشكل ضعيف في القارات وتنقله الأنهار إلى البحار والمحيطات، حيث يبلغ متوسط محتواه 1.035٪ (Na هو العنصر المعدني الرئيسي لمياه البحر). أثناء التبخر، تترسب أملاح الصوديوم في البحيرات البحرية الساحلية، وكذلك في البحيرات القارية في السهوب والصحاري، لتشكل طبقات من الصخور الحاملة للأملاح. المعادن الرئيسية التي هي مصدر الصوديوم ومركباته هي الهاليت (الملح الصخري) NaCl، الملح الصخري التشيلي NaNO 3، الثينارديت Na 2 SO 4، ميرابيليت Na 2 SO 4 10H 2 O، trona NaH (CO 3) 2 · 2 H 2 O. Na هو عنصر حيوي مهم، وتحتوي المادة الحية في المتوسط على 0.02٪ Na؛ ويوجد منه في الحيوانات أكثر منه في النباتات.

الخصائص الفيزيائيةنالأذين

عند درجة الحرارة العادية، يتبلور الصوديوم في شبكة مكعبة، a = 4.28 Å. نصف القطر الذري 1.86 أنجستروم، ونصف القطر الأيوني الصوديوم + 0.92 أنجستروم. الكثافة 0.968 جم/سم 3 (19.7 درجة مئوية)، نقطة الانصهار 97.83 درجة مئوية، نقطة الغليان 882.9 درجة مئوية؛ السعة الحرارية النوعية (20 درجة مئوية) 1.23 10 3 جول/(كجم كلفن) أو 0.295 كالوري/(جم درجة)؛ معامل التوصيل الحراري 1.32·10 2 وات/(م·ك) أو 0.317 كالوري/(سم·ثانية·درجة)؛ معامل درجة حرارة التمدد الخطي (20 درجة مئوية) 7.1·10 -5؛ المقاومة الكهربائية (0 درجة مئوية) 4.3·10 -8 أوم·م (4.3·10 -6 أوم·سم). الصوديوم ذو مغناطيسية بارامغناطيسية، وحساسية مغناطيسية محددة +9.2·10 -6؛ بلاستيكية وناعمة للغاية (يسهل قطعها بسكين).

الخواص الكيميائيةنالأذين

جهد القطب الطبيعي للصوديوم هو -2.74 فولت؛ جهد القطب في الذوبان -2.4 فولت. يقوم بخار الصوديوم بتلوين اللهب بلون أصفر ساطع مميز. تكوين الإلكترونات الخارجية للذرة هو 3s 1؛ في جميع المركبات المعروفة، الصوديوم أحادي التكافؤ. نشاطها الكيميائي مرتفع جدا. عند التفاعل المباشر مع الأكسجين، اعتمادا على الظروف، يتم تشكيل أكسيد Na 2 O أو بيروكسيد Na 2 O 2 - مواد بلورية عديمة اللون. مع الماء، يشكل الصوديوم هيدروكسيد NaOH وH 2؛ قد يكون رد الفعل مصحوبًا بانفجار. تشكل الأحماض المعدنية أملاحًا قابلة للذوبان في الماء مع الصوديوم، ومع ذلك، فإن الصوديوم خامل نسبيًا بالنسبة لحمض الكبريتيك بنسبة 98-100٪.

يبدأ تفاعل الصوديوم مع الهيدروجين عند 200 درجة مئوية ويؤدي إلى إنتاج هيدريد NaH، وهي مادة بلورية استرطابية عديمة اللون. يتفاعل الصوديوم مباشرة مع الفلور والكلور حتى في درجات الحرارة العادية، ومع البروم - فقط عند تسخينه؛ لم يلاحظ أي تفاعل مباشر مع اليود. يتفاعل بعنف مع الكبريت مكونًا كبريتيد الصوديوم، وتفاعل بخار الصوديوم مع النيتروجين في مجال التفريغ الكهربائي الهادئ يؤدي إلى تكوين نيتريد Na3N، ومع الكربون عند 800-900 درجة مئوية - لإنتاج Na 2ج2 كربيد.

يذوب الصوديوم في الأمونيا السائلة (34.6 جم لكل 100 جم NH 3 عند 0 درجة مئوية) لتكوين معقدات الأمونيا. عندما يتم تمرير الأمونيا الغازية عبر الصوديوم المنصهر عند درجة حرارة 300-350 درجة مئوية، يتكون أمين الصوديوم NaNH 2 - وهي مادة بلورية عديمة اللون تتحلل بسهولة بالماء. هناك عدد كبير من مركبات الصوديوم العضوية المعروفة، والتي تشبه إلى حد كبير مركبات الليثيوم العضوية في الخواص الكيميائية، ولكنها تتفوق عليها في التفاعل. تستخدم مركبات الصوديوم العضوية في التخليق العضوي كعوامل مؤلكلة.

الصوديوم هو أحد مكونات العديد من السبائك ذات الأهمية العملية. سبائك Na-K، التي تحتوي على 40-90% K (بالكتلة) عند درجة حرارة حوالي 25 درجة مئوية، عبارة عن سوائل بيضاء فضية شديدة التفاعل كيميائيًا وقابلة للاشتعال في الهواء. الموصلية الكهربائية والتوصيل الحراري لسبائك Na-K السائلة أقل من القيم المقابلة لـ Na و K. ويمكن الحصول على ملغم الصوديوم بسهولة عن طريق إدخال الصوديوم المعدني في الزئبق؛ مع محتوى يزيد عن 2.5% Na (بالوزن) في درجات الحرارة العادية فهي مواد صلبة بالفعل.

إيصالنالأذين.

الطريقة الصناعية الرئيسية لإنتاج الصوديوم هي التحليل الكهربائي لملح كلوريد الصوديوم المنصهر الذي يحتوي على إضافات KCl وNaF وCaCl 2 وغيرها، والتي تقلل درجة انصهار الملح إلى 575-585 درجة مئوية. يؤدي التحليل الكهربائي لـ NaCl النقي إلى خسائر كبيرة في الصوديوم نتيجة التبخر، نظرًا لأن نقاط انصهار NaCl (801 درجة مئوية) ونقاط غليان Na (882.9 درجة مئوية) قريبة جدًا. يتم إجراء التحليل الكهربائي في المحللات الكهربائية ذات الحجاب الحاجز، والكاثودات مصنوعة من الحديد أو النحاس، والأنودات مصنوعة من الجرافيت. يتم إنتاج الكلور في وقت واحد مع الصوديوم. الطريقة القديمة للحصول على الصوديوم هي التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الصوديوم المنصهر NaOH، وهو أغلى بكثير من كلوريد الصوديوم، ولكنه يتحلل كهربائيًا عند درجة حرارة أقل (320-330 درجة مئوية).

طلبنالأذين.

يستخدم الصوديوم وسبائكه على نطاق واسع كمبردات للعمليات التي تتطلب تسخينًا موحدًا في حدود 450-650 درجة مئوية - في صمامات محركات الطائرات وخاصة في محطات الطاقة النووية. في الحالة الأخيرة، تعمل سبائك Na-K كمبردات معدنية سائلة (كلا العنصرين لهما مقاطع عرضية صغيرة لامتصاص النيوترونات الحرارية، بالنسبة لـ Na 0.49 barn)؛ تتميز هذه السبائك بنقاط غليان عالية ومعاملات نقل الحرارة ولا تتفاعل مع المواد الإنشائية. في درجات حرارة عالية تطورت في محطات الطاقة المفاعلات النووية. يُستخدم مركب NaPb (10% Na بالوزن) في إنتاج رباعي إيثيل الرصاص، وهو العامل المضاد للخبط الأكثر فعالية. في السبائك القائمة على الرصاص (0.73% Ca، 0.58% Na و0.04% Li) المستخدمة في تصنيع محامل المحاور لعربات السكك الحديدية، يعتبر الصوديوم مادة مضافة معززة. في علم المعادن، يعمل الصوديوم كعامل اختزال نشط في إنتاج بعض المعادن النادرة (Ti، Zr، Ta) بالطرق المعدنية الحرارية؛ في التخليق العضوي - في تفاعلات الاختزال والتكثيف والبلمرة وغيرها.

بسبب النشاط الكيميائي العالي للصوديوم، فإن التعامل معه يتطلب الحذر. ويكون الأمر خطيرًا بشكل خاص إذا تلامس الماء مع الصوديوم، مما قد يؤدي إلى نشوب حريق وانفجار. يجب حماية العيون بنظارات واقية، والأيدي بقفازات مطاطية سميكة؛ قد يؤدي ملامسة الصوديوم للبشرة أو الملابس الرطبة إلى حدوث حروق شديدة.

مادة غير عضوية، وهي عنصر بسيط في الجدول الدوري، تنتمي إلى مجموعة الفلزات القلوية. وهي تحتل المرتبة السادسة من حيث الوفرة في القشرة الأرضية؛ وهو أكثر وفرة بين المعادن الذائبة في مياه البحار والمحيطات. ويوجد على شكل مركبات في المعادن مثل الهاليت والميرابيليت والثيرارديت ونترات الصوديوم والترونا والبوراكس وغيرها، ولا يوجد في صورته النقية.

طريقة الإنتاج الصناعي: التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم المنصهر (ملح الطعام). يتم إنتاج الصوديوم والكلور في نفس الوقت.

ملكيات

معدن مرن فضي اللون. في الهواء يتأكسد بسرعة ويتلاشى. إنها ناعمة جدًا بحيث يمكن قطعها بمشرط ولفها وضغطها. أخف من الماء. يوصل التيار والحرارة بشكل جيد. لون اللهب أصفر ساطع. يعتبر هذا التفاعل نموذجيًا للكشف عن العديد من مركبات الصوديوم.

وهو معدن نشط للغاية كيميائيا وله خصائص أساسية. يتفاعل مع الأكسجين وثاني أكسيد الكربون والأحماض المخففة والمركزة والكحولات والأمونيا الغازية والسائلة والأكاسيد. يشتعل ذاتياً عند تفاعله مع الكلور والفلور، ويتفاعل بعنف مع الماء (أحياناً بانفجار) والبروم والكبريت. يتفاعل مع جميع المعادن غير المعدنية تقريبًا (في بعض الأحيان يتطلب ذلك ظروفًا خاصة أو تفريغًا كهربائيًا أو درجة حرارة عالية). مع الماء يشكل قلوي قوي - هيدروكسيد الصوديوم (الصودا الكاوية). تشكل مركبات مع الزئبق وبعض المعادن الأخرى مع المواد العضوية.

يحتوي الصوديوم على فرق كبير جدًا بين درجات الانصهار والغليان - حوالي 800 درجة. يذوب عند +98 درجة مئوية، ويغلي عند +883 درجة مئوية. بفضل هذه الخاصية، يعد الصوديوم مبردًا جيدًا للمفاعلات النووية القوية، والذي لا يغلي عند درجات حرارة عالية.

يلعب الصوديوم دورًا مهمًا في حياة الكائنات الحية. إنه ضروري لعملية التمثيل الغذائي الطبيعي وعمل الجهاز العصبي والقلب والأوعية الدموية. يؤدي نقص الصوديوم إلى اضطرابات في الجهاز الهضمي وتشنجات وألم عصبي. الزائدة - تؤدي إلى الوذمة وزيادة ضغط الدم ومشاكل في وظائف الكلى.

تدابير وقائية

لا ينبغي التعامل مع الصوديوم باليد، لأنه يتفاعل مباشرة مع رطوبة الجلد ويشكل مادة قلوية، مما يسبب حروقا كيميائية وحرارية شديدة.

قم بتخزين الصوديوم تحت طبقة من الكيروسين أو الزيت المعدني في حاويات حديدية محكمة الغلق (يجب أن يغطي السائل الكاشف بالكامل). إذا تم تخزينها في حاوية زجاجية، فيجب وضعها في خزانة معدنية مقاومة للحريق.

بعد العمل بمعدن الصوديوم، يجب تحييد البقايا بالكحول، ولا تسمح تحت أي ظرف من الظروف بدخول جزيئات الصوديوم إلى سلة المهملات أو الصرف، لأن ذلك قد يتسبب في نشوب حريق وتدمير سريع لأنابيب الصرف الصحي.

طلب

يتم استخدام خصائص التخفيض عند الحصول عليها المعادن النقية: البوتاسيوم، الزركونيوم، التنتالوم، إلخ.
في مصابيح تفريغ الغاز.
في علم المعادن، يضاف الصوديوم إلى سبائك الرصاص لمنحها القوة. يجعل سبائك المعادن الأخرى أكثر مقاومة للحرارة.
في الهندسة الكهربائية، يُستخدم الصوديوم في صناعة البطاريات كثيفة الاستهلاك للطاقة، وصمامات محركات الشاحنات، والإطارات التي تتحمل التيارات العالية جدًا.
وبما أن الصوديوم لا يمتص النيوترونات بشكل جيد، فإنه يستخدم كمبرد في المفاعلات النووية النيوترونية السريعة.
لتجفيف المذيبات العضوية، للتحليل النوعي في الكيمياء العضوية.
تستخدم نظائر الصوديوم في الطب والبحث العلمي.
تستخدم العديد من الأملاح في صناعة المواد الغذائية: الغلوتامات، الكلوريد، البيكربونات، البنزوات، النتريت، سكارينات الصوديوم.
يستخدم ملح الطعام في تنقية المياه.
هناك طلب على هيدروكسيد الصوديوم في إنتاج الورق والصابون والألياف الاصطناعية؛ باعتباره المنحل بالكهرباء.
وتستخدم كربونات وبيكربونات الصوديوم في مكافحة الحرائق وفي صناعة الأدوية.
وفوسفات الصوديوم ضروري لإنتاج المنظفات والدهانات وصناعة الزجاج والتصوير الفوتوغرافي.
تستخدم سيليكات الصوديوم في إنتاج الخرسانة المقاومة للحريق والأحماض.
يتم استخدام الأزيد والسيانيد والكلورات والبيروكسيد ورباعي البورات والكبريتات وثيوكبريتات الصوديوم والعديد من مركباته الأخرى.

مرجع تاريخي.مركبات الصوديوم الطبيعية - ملح الطعام NaCl، الصودا Na 2 CO 3 - معروفة منذ العصور القديمة. اسم "الصوديوم" يأتي من النطرون العربي، اليوناني. النيترون، يشار إليه في الأصل بالصودا الطبيعية. بالفعل في القرن الثامن عشر، عرف الكيميائيون العديد من مركبات الصوديوم الأخرى. ومع ذلك، تم الحصول على المعدن نفسه فقط في عام 1807 من قبل جي ديفي عن طريق التحليل الكهربائي للصودا الكاوية NaOH. في المملكة المتحدة والولايات المتحدة الأمريكية وفرنسا، يسمى العنصر الصوديوم (من الكلمة الإسبانية صودا - صودا)، في إيطاليا - سوديو.

توزيع الصوديوم في الطبيعة.الصوديوم عنصر نموذجي في الجزء العلوي من القشرة الأرضية. متوسط محتواه في الغلاف الصخري هو 2.5% من الكتلة، في الصخور النارية الحمضية (الجرانيت وغيرها) 2.77، في الصخور الأساسية (البازلت وغيرها) 1.94، في الصخور فوق القاعدية (صخور الوشاح) 0.57. بسبب تشابه Na + و Ca 2+، بسبب قرب أنصاف الأقطار الأيونية، يتشكل الفلسبار الصوديوم والكالسيوم (بلاجيوجلاز) في الصخور النارية. يوجد في المحيط الحيوي تمايز حاد للصوديوم: الصخور الرسوبية، في المتوسط، مستنزفة للصوديوم (0.66% في الطين والصخر الزيتي)، ويوجد منه القليل في معظم أنواع التربة (0.63% في المتوسط). العدد الإجمالي لمعادن الصوديوم هو 222. يتم الاحتفاظ بـ Na بشكل ضعيف في القارات وتنقله الأنهار إلى البحار والمحيطات، حيث يبلغ متوسط محتواه 1.035٪ (Na هو العنصر المعدني الرئيسي لمياه البحر). أثناء التبخر، تترسب أملاح الصوديوم في البحيرات البحرية الساحلية، وكذلك في البحيرات القارية في السهوب والصحاري، لتشكل طبقات من الصخور الحاملة للأملاح. المعادن الرئيسية التي تعتبر مصدر الصوديوم ومركباته هي الهاليت (الملح الصخري) NaCl، الملح الصخري التشيلي NaNO 3، الثينارديت Na 2 SO 4، ميرابيليت Na 2 SO 4 · 10H 2 O، trona NaH (CO 3) 2 · 2 H 2 O. Na هو عنصر حيوي مهم، وتحتوي المادة الحية في المتوسط على 0.02٪ Na؛ ويوجد منه في الحيوانات أكثر منه في النباتات.

الخصائص الفيزيائية للصوديوم.عند درجة الحرارة العادية، يتبلور الصوديوم في شبكة مكعبة، a = 4.28 Å. نصف القطر الذري 1.86 أنجستروم، ونصف القطر الأيوني الصوديوم + 0.92 أنجستروم. الكثافة 0.968 جم/سم 3 (19.7 درجة مئوية)، نقطة الانصهار 97.83 درجة مئوية، نقطة الغليان 882.9 درجة مئوية؛ السعة الحرارية النوعية (20 درجة مئوية) 1.23 10 3 جول/(كجم كلفن) أو 0.295 كالوري/(جم درجة)؛ معامل التوصيل الحراري 1.32·10 2 وات/(م·ك) أو 0.317 كالوري/(سم·ثانية·درجة)؛ معامل درجة حرارة التمدد الخطي (20 درجة مئوية) 7.1·10 -5؛ المقاومة الكهربائية (0 درجة مئوية) 4.3·10 -8 أوم·م (4.3·10 -6 أوم·سم). الصوديوم ذو مغناطيسية بارامغناطيسية، وحساسية مغناطيسية محددة +9.2·10 -6؛ بلاستيكية وناعمة للغاية (يسهل قطعها بسكين).

الخواص الكيميائية للصوديوم.جهد القطب الطبيعي للصوديوم هو -2.74 فولت؛ جهد القطب في الذوبان -2.4 فولت. يقوم بخار الصوديوم بتلوين اللهب بلون أصفر ساطع مميز. تكوين الإلكترونات الخارجية للذرة هو 3s 1؛ في جميع المركبات المعروفة، الصوديوم أحادي التكافؤ. نشاطها الكيميائي مرتفع جدا. عند التفاعل المباشر مع الأكسجين، اعتمادا على الظروف، يتم تشكيل أكسيد Na 2 O أو بيروكسيد Na 2 O 2 - مواد بلورية عديمة اللون. مع الماء، يشكل الصوديوم هيدروكسيد NaOH وH 2؛ قد يكون رد الفعل مصحوبًا بانفجار. تشكل الأحماض المعدنية أملاحًا قابلة للذوبان في الماء مع الصوديوم، ومع ذلك، فإن الصوديوم خامل نسبيًا بالنسبة لحمض الكبريتيك بنسبة 98-100٪.

الصوديوم هو أحد مكونات العديد من السبائك ذات الأهمية العملية. سبائك Na - K، التي تحتوي على 40-90٪ K (بالوزن) عند درجة حرارة حوالي 25 درجة مئوية، هي سوائل بيضاء فضية، تتميز بنشاط كيميائي عالي، قابلة للاشتعال في الهواء. الموصلية الكهربائية والتوصيل الحراري لسبائك Na - K السائلة أقل من القيم المقابلة لـ Na و K. ويمكن الحصول على ملغم الصوديوم بسهولة عن طريق إدخال الصوديوم المعدني في الزئبق؛ مع محتوى يزيد عن 2.5% Na (بالوزن) في درجات الحرارة العادية فهي مواد صلبة بالفعل.

الحصول على الصوديومالطريقة الصناعية الرئيسية لإنتاج الصوديوم هي التحليل الكهربائي لملح كلوريد الصوديوم المنصهر الذي يحتوي على إضافات KCl وNaF وCaCl 2 وغيرها، والتي تقلل درجة انصهار الملح إلى 575-585 درجة مئوية. يؤدي التحليل الكهربائي لـ NaCl النقي إلى خسائر كبيرة في الصوديوم نتيجة التبخر، نظرًا لأن نقاط انصهار NaCl (801 درجة مئوية) ونقاط غليان Na (882.9 درجة مئوية) قريبة جدًا. يتم إجراء التحليل الكهربائي في خلايا التحليل الكهربائي باستخدام الحجاب الحاجز، وتتكون الكاثودات من الحديد أو النحاس، والأنودات مصنوعة من الجرافيت. يتم إنتاج الكلور في وقت واحد مع الصوديوم. الطريقة القديمة للحصول على الصوديوم هي التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الصوديوم المنصهر NaOH، وهو أغلى بكثير من كلوريد الصوديوم، ولكنه يتحلل كهربائيًا عند درجة حرارة أقل (320-330 درجة مئوية).

تطبيق الصوديوم.يستخدم الصوديوم وسبائكه على نطاق واسع كمبردات للعمليات التي تتطلب تسخينًا موحدًا في حدود 450-650 درجة مئوية - في صمامات محركات الطائرات وخاصة في محطات الطاقة النووية. في الحالة الأخيرة، تعمل سبائك Na - K كمبردات معدنية سائلة (كلا العنصرين لهما مقاطع عرضية صغيرة لامتصاص النيوترونات الحرارية، بالنسبة لـ Na 0.49 حظيرة)، وتتميز هذه السبائك بنقاط غليان عالية ومعاملات نقل الحرارة ولا تتفاعل مع المواد الإنشائية. في درجات حرارة عالية تطورت في محطات الطاقة المفاعلات النووية. يُستخدم مركب NaPb (10% Na بالوزن) في إنتاج رباعي إيثيل الرصاص - وهو العامل المضاد للخبط الأكثر فعالية. في السبائك القائمة على الرصاص (0.73% Ca، 0.58% Na و0.04% Li) المستخدمة في تصنيع محامل المحاور لعربات السكك الحديدية، يعتبر الصوديوم مادة مضافة معززة. في علم المعادن، يعمل الصوديوم كعامل اختزال نشط في إنتاج بعض المعادن النادرة (Ti، Zr، Ta) بالطرق المعدنية الحرارية؛ في التخليق العضوي - في تفاعلات الاختزال والتكثيف والبلمرة وغيرها.

الصوديوم في الجسم.الصوديوم هو أحد العناصر الرئيسية المشاركة في عملية التمثيل الغذائي للمعادن لدى الحيوانات والبشر. يوجد بشكل رئيسي في السوائل خارج الخلية (حوالي 10 مليمول/كجم في كريات الدم الحمراء البشرية، 143 مليمول/كجم في مصل الدم)؛ يشارك في الحفاظ على الضغط الاسموزي والتوازن الحمضي القاعدي، في توصيل النبضات العصبية. وتتراوح حاجة الإنسان اليومية من كلوريد الصوديوم من 2 إلى 10 جرام وتعتمد على كمية هذا الملح التي يفقدها عن طريق العرق. يتم تنظيم تركيز أيونات الصوديوم في الجسم بشكل رئيسي عن طريق هرمون قشرة الغدة الكظرية - الألدوستيرون. محتوى الصوديوم في الأنسجة النباتية مرتفع نسبياً (حوالي 0.01% بالوزن الرطب). في النباتات الملحية (الأنواع التي تنمو في التربة شديدة الملوحة)، يخلق الصوديوم ضغطًا تناضحيًا مرتفعًا في عصارة الخلية، وبالتالي يعزز استخلاص الماء من التربة.

في الطب، مستحضرات الصوديوم الأكثر استخدامًا هي كبريتات الصوديوم، وكلوريد الصوديوم (لفقدان الدم، وفقدان السوائل، والقيء، وما إلى ذلك)، وبورات Na2B4O710H2O (كمطهر)، وبيكربونات NaHCO3 (كما هو مطهر). مقشع، وكذلك للغسل والشطف لالتهاب الأنف والتهاب الحنجرة وغيرها)، Na 2 S 2 O 3 5 H 2 O ثيوكبريتات (عامل مضاد للالتهابات ومزيل للحساسية ومضاد للسموم) و Na 3 C 6 H 5 O 7 5½ H 2 O سيترات (دواء من مجموعة مضادات التخثر).

تُستخدم النظائر المشعة التي تم الحصول عليها صناعيًا 22 Na (نصف عمر T ½ = 2.64 جم) و24 Na (T ½ = 15 ساعة) لتحديد سرعة تدفق الدم في أجزاء معينة من الجهاز الدوري في أمراض القلب والأوعية الدموية والأمراض الرئوية، مما يؤدي إلى طمس التهاب باطنة الشريان و اخرين . تُستخدم أيضًا المحاليل المشعة لأملاح الصوديوم (على سبيل المثال، 24 كلوريد الصوديوم) لتحديد نفاذية الأوعية الدموية، ودراسة المحتوى الإجمالي للصوديوم القابل للتبديل في الجسم، واستقلاب الماء والملح، والامتصاص من الأمعاء، وعمليات النشاط العصبي، وفي بعض التجارب الأخرى. دراسات.

الصوديوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى، الفترة الثالثة من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية، برقم ذري 11. ويشار إليه بالرمز Na (lat. Natrium). مادة الصوديوم البسيطة (رقم CAS: 7440-23-5) عبارة عن فلز قلوي ناعم ذو لون أبيض فضي.

تاريخ وأصل الاسم

تم استخدام الصوديوم (أو بالأحرى مركباته) منذ العصور القديمة. على سبيل المثال، توجد الصودا (النطرون) بشكل طبيعي في مياه بحيرات الصودا في مصر. استخدم المصريون القدماء الصودا الطبيعية في التحنيط وتبييض القماش وطهي الطعام وصناعة الدهانات وطلاء الزجاج. يكتب بليني الأكبر أنه في دلتا النيل، تم عزل الصودا (التي تحتوي على نسبة كافية من الشوائب) من مياه النهر. وطرح للبيع على شكل قطع كبيرة، ملونة باللون الرمادي أو حتى الأسود بسبب خليط الفحم.
اسم "الصوديوم" يأتي من الكلمة اللاتينية ناتريوم (راجع اليونانية القديمة νίτρον)، والتي تم استعارتها من اللغة المصرية الوسطى (nṯr)، حيث تعني، من بين أمور أخرى: "الصودا"، "الصودا الكاوية".
تم استخدام الاختصار "Na" وكلمة "natrium" لأول مرة من قبل الأكاديمي، مؤسس الجمعية السويدية للأطباء، يونس جاكوب بيرسيليوس (1779-1848) للإشارة إلى الأملاح المعدنية الطبيعية، والتي تشمل الصودا. في السابق، كان العنصر يسمى الصوديوم (lat. الصوديوم). وقد يكون اسم الصوديوم مشتقًا من الكلمة العربية سودا والتي تعني "الصداع"، حيث كانت الصودا تستخدم في ذلك الوقت كدواء للصداع.
تم الحصول على الصوديوم لأول مرة من قبل الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي في عام 1807 عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الصوديوم الصلب.

إيصال

كانت الطريقة الأولى لإنتاج الصوديوم هي اختزال كربونات الصوديوم بالفحم عن طريق تسخين خليط متقارب من هذه المواد في وعاء حديدي إلى درجة حرارة 1000 درجة مئوية.
ثم ظهرت طريقة أخرى لإنتاج الصوديوم - التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الصوديوم المنصهر أو كلوريد الصوديوم.

الخصائص الفيزيائية

الصوديوم معدن أبيض فضي، في طبقات رقيقة مع مسحة أرجوانية، بلاستيكية، حتى ناعمة (تقطع بسهولة بسكين)، قطعة جديدة من الصوديوم لامعة. قيم التوصيل الكهربائي والحراري للصوديوم عالية جدًا، والكثافة 0.96842 جم/سم مكعب (عند 19.7 درجة مئوية)، ونقطة الانصهار 97.86 درجة مئوية، ونقطة الغليان 883.15 درجة مئوية.
تحت الضغط يصبح شفافا وأحمر، مثل الياقوت.

تم الحصول على الصوديوم في شكله النقي في عام 1807 من قبل همفري ديفي، وهو كيميائي إنجليزي اكتشف الصوديوم قبل فترة وجيزة. أجرى ديفي عملية التحليل الكهربائي لأحد مركبات الصوديوم - هيدروكسيد، عن طريق الذوبان الذي حصل عليه الصوديوم. تستخدم البشرية مركبات الصوديوم منذ العصور القديمة، وتم استخدام الصودا ذات الأصل الطبيعي في مصر القديمة (المسعر). سمى العنصر صوديوم (صوديوم) ، في بعض الأحيان يمكن العثور على هذا الاسم بالذات حتى الآن. الاسم المعتاد هو الصوديوم (من اللاتينية صوديوم- الصودا) اقترحها السويدي ينس بيرسيليوس.

الصوديوم هو عنصر من عناصر المجموعة الأولى والثالثة من الفترة الثالثة من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف عدده الذري 11 وكتلته الذرية 22.99. التسمية المقبولة هي نا(من اللاتينية صوديوم).

التواجد في الطبيعة

توجد مركبات الصوديوم في القشرة الأرضية ومياه البحر كشوائب تميل إلى تلوين الملح الصخري باللون الأزرق بسبب تأثير الإشعاع.

الصوديوم معدن قلوي ناعم وقابل للطرق، وله لون أبيض فضي ولامع عند تقطيعه طازجًا (من الممكن تمامًا قطع الصوديوم بسكين). وعند الضغط عليها تتحول إلى مادة حمراء شفافة، وتتبلور عند درجات الحرارة العادية. عند تفاعله مع الهواء، فإنه يتأكسد بسرعة، لذلك يجب تخزين الصوديوم تحت طبقة من الكيروسين.

الاحتياجات اليومية من الصوديوم

الصوديوم هو عنصر دقيق مهم لجسم الإنسان، والاحتياجات اليومية للبالغين هي 550 ملغ، للأطفال والمراهقين - 500-1300 ملغ. أثناء الحمل، يكون معدل الصوديوم يوميا 500 ملغ، وفي بعض الحالات (التعرق المفرط، والجفاف، وتناول مدرات البول) يجب زيادة.

يوجد الصوديوم في جميع المأكولات البحرية تقريبًا (جراد البحر، وسرطان البحر، والأخطبوط، والحبار، وبلح البحر، والأعشاب البحرية)، والأسماك (الأنشوجة، والسردين، والسمك المفلطح، والرائحة، وما إلى ذلك)، وبيض الدجاج، والحبوب (الحنطة السوداء، والأرز، والشعير اللؤلؤي، ودقيق الشوفان، والدخن). ) والبقوليات (البازلاء والفاصوليا) والخضروات (الطماطم والكرفس والجزر والملفوف والبنجر) ومنتجات الألبان ومشتقات اللحوم.

الخصائص المفيدة للصوديوم وتأثيره على الجسم

الخصائص المفيدة للصوديوم للجسم هي:

تطبيع استقلاب الماء والملح.
تنشيط إنزيمات اللعاب والبنكرياس.
المشاركة في إنتاج عصير المعدة.
الحفاظ على التوازن الحمضي القاعدي الطبيعي.
توليد وظائف الجهاز العصبي والعضلي.
تأثير موسع للأوعية الدموية.
الحفاظ على التركيز الأسموزي في الدم.

هضم الصوديوم

يوجد الصوديوم في جميع الأطعمة تقريبًا، على الرغم من أن الجسم يستقبل معظمه (حوالي 80%) منه. يحدث الامتصاص بشكل رئيسي في المعدة والأمعاء الدقيقة. يحسن امتصاص الصوديوم، إلا أن الأطعمة المالحة بشكل مفرط والأطعمة الغنية بالبروتينات تتعارض مع الامتصاص الطبيعي.

التفاعل مع الآخرين

يتم استخدام معدن الصوديوم في الصناعات الكيميائية والمعدنية، حيث يعمل كعامل اختزال قوي. كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) يستخدمه جميع سكان كوكبنا دون استثناء، وهو أشهر عامل نكهة وأقدم مادة حافظة.

علامات نقص الصوديوم

يحدث نقص الصوديوم عادة بسبب التعرق الزائد - في المناخات الحارة أو أثناء النشاط البدني. ويتسم نقص الصوديوم في الجسم بضعف الذاكرة وفقدان الشهية، والدوخة، والتعب، والجفاف، وضعف العضلات، وأحياناً التشنجات، والطفح الجلدي، وتشنجات المعدة، والغثيان، والقيء.

علامات زيادة الصوديوم

إن وجود كمية زائدة من الصوديوم في الجسم يجعل نفسه يشعر بالعطش المستمر والتورم وردود الفعل التحسسية.