سدیم (لاتین Natrium، نماد Na) عنصری با عدد اتمی 11 و وزن اتمی 22.98977 است. این عنصر از زیر گروه اصلی گروه اول، دوره سوم سیستم تناوبی عناصر شیمیایی دیمیتری ایوانوویچ مندلیف است. ماده ساده سدیم، فلزی نرم، قابل ذوب (ذوب 97.86 درجه سانتیگراد)، انعطاف پذیر، سبک (چگالی 0.968 گرم بر سانتی متر مکعب)، فلز قلیایی به رنگ سفید نقره ای است.
سدیم طبیعی تنها از یک ایزوتوپ با عدد جرمی 23 تشکیل شده است. در مجموع 15 ایزوتوپ و 2 ایزومر هسته ای در حال حاضر شناخته شده است. اکثر ایزوتوپ های رادیواکتیو تولید شده به صورت مصنوعی نیمه عمر کمتر از یک دقیقه دارند. فقط دو ایزوتوپ نیمه عمر نسبتاً طولانی دارند: 22Na ساطع کننده پوزیترون با نیمه عمر 2.6 سال که به عنوان منبع پوزیترون و در تحقیقات علمی استفاده می شود و 24Na با نیمه عمر 15 ساعت. در پزشکی برای تشخیص و درمان برخی از انواع لوسمی استفاده می شود.
سدیم به شکل ترکیبات مختلف از زمان های قدیم شناخته شده است. کلرید سدیم (NaCl) یا نمک خوراکی یکی از مهمترین ترکیبات حیاتی است که اعتقاد بر این است که در دوران نوسنگی برای بشر شناخته شده است، یعنی معلوم می شود که بشریت بیش از شش هزار سال است که کلرید سدیم مصرف می کند. ! در عهد عتیق به ماده ای به نام "نتر" اشاره شده است که از آن به عنوان شوینده استفاده می شد. به احتمال زیاد این سودا است، یک کربنات سدیم که در آب دریاچه های نمک در مصر یافت می شود.
در قرن هجدهم، شیمیدانان می دانستند که تعداد زیادی از ترکیبات سدیم این فلز به طور گسترده در پزشکی و صنعت نساجی (برای رنگرزی پارچه و دباغی چرم) استفاده می شود. با این حال، سدیم فلزی تنها در سال 1807 توسط هامفری دیوی شیمیدان انگلیسی به دست آمد.
مهمترین زمینه های کاربرد سدیم انرژی هسته ای، متالورژی و صنعت سنتز آلی است. در انرژی هسته ای از سدیم و آلیاژ آن با پتاسیم به عنوان خنک کننده فلزات مایع استفاده می شود. در متالورژی، روش فلز سدیم تعدادی از فلزات نسوزبا کاهش KOH با سدیم، پتاسیم آزاد می شود. علاوه بر این، از سدیم به عنوان یک افزودنی برای تقویت آلیاژهای سرب استفاده می شود. در صنعت سنتز آلی از سدیم در تولید بسیاری از مواد استفاده می شود. سدیم به عنوان یک کاتالیزور در تولید برخی از پلیمرهای آلی عمل می کند. مهمترین ترکیبات سدیم عبارتند از: اکسید سدیم Na2O، پراکسید سدیم Na2O2 و هیدروکسید سدیم NaOH. پراکسید سدیم برای سفید کردن پارچه ها و برای بازسازی هوا در اتاق های ایزوله استفاده می شود. هیدروکسید سدیم یکی از مهمترین محصولات صنایع شیمیایی پایه است. به مقدار زیاد برای تصفیه فرآورده های نفتی مصرف می شود. علاوه بر این، هیدروکسید سدیم به طور گسترده در صنایع صابون، کاغذ، نساجی و سایر صنایع و همچنین در تولید الیاف مصنوعی استفاده می شود.
سدیم یکی از مهمترین عناصری است که در متابولیسم مواد معدنی حیوانات و انسان نقش دارد. در بدن انسان، سدیم به شکل است نمک های محلول(کلرید، فسفات، بی کربنات) عمدتا در مایعات خارج سلولی - پلاسمای خون، لنف، شیره های گوارشی یافت می شود. فشار اسمزی پلاسمای خون در درجه اول به دلیل کلرید سدیم در سطح مورد نیاز حفظ می شود.
علائم کمبود سدیم شامل کاهش وزن، استفراغ، تشکیل گاز در دستگاه گوارش و اختلال در جذب اسیدهای آمینه و مونوساکاریدها است. کمبود طولانی مدت باعث گرفتگی عضلات و نورالژی می شود. سدیم اضافی باعث تورم پاها و صورت و همچنین افزایش دفع پتاسیم در ادرار می شود.
خواص بیولوژیکی
سدیم از گروه عناصر درشت است که به همراه عناصر ریز نقش مهمی در متابولیسم مواد معدنی حیوانات و انسان دارند. عناصر ماکرو به مقدار قابل توجهی در بدن وجود دارد که به طور متوسط بین 0.1 تا 0.9 درصد وزن بدن است. میزان سدیم در بدن یک فرد بالغ 60-55 گرم به ازای هر 70 کیلوگرم وزن است. عنصر شماره یازده عمدتاً در مایعات خارج سلولی یافت می شود: در خون - 160-240 میلی گرم، در پلاسما - 300-350 میلی گرم، در گلبول های قرمز - 50-130 میلی گرم. استخوانحاوی 180 میلی گرم سدیم است، مینای دندان در این عنصر درشت بسیار غنی تر است - 250 میلی گرم. تا 250 میلی گرم در ریه ها و 185 میلی گرم سدیم در قلب غلیظ می شود. بافت ماهیچه ای حاوی حدود 75 میلی گرم سدیم است.
عملکرد اصلی سدیم در بدن انسان ها، حیوانات و حتی گیاهان حفظ تعادل آب و نمک در سلول ها، تنظیم فشار اسمزی و تعادل اسید و باز است. به همین دلیل، محتوای سدیم در سلول های گیاهی بسیار زیاد است (حدود 0.01 درصد وزن تر، فشار اسمزی بالایی در شیره سلولی ایجاد می کند و در نتیجه به استخراج آب از خاک کمک می کند). در بدن انسان و حیوان، سدیم مسئول عادی سازی فعالیت عصبی عضلانی است (در هدایت طبیعی تکانه های عصبی شرکت می کند) و میزان لازم را حفظ می کند. مواد معدنیدر خون در حالت حل شده. به طور کلی، نقش سدیم در تنظیم متابولیسم بسیار گسترده تر است، زیرا این عنصر برای رشد و وضعیت طبیعی بدن ضروری است. سدیم نقش یک "پیک" را بازی می کند و مواد مختلفی مانند قند خون را به هر سلول می رساند. از بروز حرارتی یا آفتاب زدگی، همچنین دارای اثر گشادکننده عروقی است.
سدیم به طور فعال با عناصر دیگر تعامل دارد، بنابراین همراه با کلر از نشت مایع از رگ های خونی به بافت های مجاور جلوگیری می کند. با این حال، "شریک" اصلی سدیم پتاسیم است که با همکاری آن اکثر عملکردهای فوق را انجام می دهند. بهینه دوز روزانهسدیم برای کودکان بین 600 تا 1700 میلی گرم و برای بزرگسالان 1200 تا 2300 میلی گرم است. معادل نمک سفره(محبوب ترین و در دسترس ترین منبع سدیم) این معادل 3-6 گرم در روز است (100 گرم نمک خوراکی حاوی 40 گرم سدیم است). نیاز روزانهدر سدیم عمدتاً به میزان املاح از دست رفته از طریق عرق بستگی دارد و می تواند تا 10 گرم NaCl برسد. سدیم تقریباً در همه غذاها (به مقدار قابل توجهی در نان چاودار، تخم مرغ، پنیر سفت، گوشت گاو و شیر) یافت می شود، اما بدن بیشتر آن را از نمک خوراکی دریافت می کند. جذب عنصر یازدهم عمدتاً در معده و روده کوچکویتامین D باعث جذب بهتر سدیم می شود. در عین حال، غذاهای غنی از پروتئین و به ویژه نمک می توانند منجر به مشکل در جذب شوند. غلظت یون‌های سدیم در بدن عمدتاً توسط هورمون قشر آدرنال - آلدوسترون تنظیم می‌شود، کلیه‌ها بسته به اینکه فرد سدیم کافی مصرف می‌کند یا دریافت نمی‌کند، سدیم را حفظ یا آزاد می‌کند. به همین دلیل، در شرایط عادی خارجی و عملکرد صحیح کلیه، نه کمبود سدیم و نه بیش از حد ممکن است رخ دهد. کمبود این عنصر می تواند با تعدادی از رژیم های گیاهخواری رخ دهد. علاوه بر این، افراد در حرفه های سنگین بدنی و ورزشکاران از طریق تعریق از دست دادن سدیم زیادی متحمل می شوند. کمبود سدیم نیز با مسمومیت های مختلف همراه با تعریق زیاد، استفراغ و اسهال امکان پذیر است. با این حال، چنین عدم تعادلی را می توان به راحتی با آب معدنی اصلاح کرد، که با آن بدن نه تنها سدیم، بلکه مقدار معینی از نمک های معدنی دیگر (پتاسیم، کلر و لیتیوم) را نیز دریافت می کند.
با کمبود سدیم (هیپوناترمی)، علائمی مانند بی اشتهایی، کاهش حس چشایی، گرفتگی معده، حالت تهوع، استفراغ، تشکیل گاز و در نتیجه همه اینها کاهش وزن شدید رخ می دهد. کمبود طولانی مدت باعث گرفتگی عضلانی و نورالژی می شود: بیمار ممکن است هنگام راه رفتن دچار مشکل در حفظ تعادل، سرگیجه و خستگی شود و ممکن است حالت شوک ایجاد شود. علائم کمبود سدیم نیز شامل مشکلات حافظه، تغییرات خلقی ناگهانی و افسردگی است.
بیش از حد سدیم باعث احتباس آب در بدن می شود، در نتیجه - افزایش تراکم خون، در نتیجه افزایش فشار خون(فشار خون بالا)، ادم و بیماری عروقی. علاوه بر این، سدیم اضافی منجر به افزایش دفع پتاسیم در ادرار می شود. حداکثر مقدار نمکی که می تواند توسط کلیه ها پردازش شود، تقریباً 20-30 گرم است.
تعداد زیادی از آماده سازی سدیم در پزشکی استفاده می شود، رایج ترین آنها سولفات سدیم، کلرید (برای از دست دادن خون، از دست دادن مایعات، استفراغ) است. تیوسولفات Na2S2O3∙5H2O (عامل ضد التهابی و ضد سمی)؛ بورات Na2B4O7∙10H2O (ضد عفونی کننده)؛ بی کربنات NaHCO3 (به عنوان خلط آور، و همچنین برای شستشو و شستشو برای رینیت، لارنژیت).
نمک سفره، چاشنی غذایی بی بدیل و ارزشمند، در زمان های قدیم شناخته شده بود. امروزه کلرید سدیم یک محصول ارزان قیمت است که همراه با زغال سنگ، سنگ آهک و گوگرد یکی از مواد خام معدنی به اصطلاح "چهار بزرگ" است که ضروری ترین مواد برای صنایع شیمیایی است. اما زمان هایی وجود داشت که قیمت نمک با طلا برابر بود. به عنوان مثال، در روم باستان، لژیونرها اغلب نه به پول، بلکه به نمک پرداخت می‌شدند، از این رو کلمه سرباز را می‌گفتند. نمک از منطقه کارپات و همچنین از دریاچه های نمک و مصب دریاهای سیاه و آزوف به کیوان روس تحویل داده شد. استخراج و تحویل آن به قدری گران بود که در اعیاد تشریفاتی فقط بر سر سفره میهمانان نجیب سرو می‌شد، در حالی که دیگران «خلق» می‌رفتند. حتی پس از الحاق پادشاهی آستاراخان با دریاچه‌های نمک‌دار منطقه خزر به روسیه، قیمت نمک کمتر نشد و همین امر باعث نارضایتی فقیرترین اقشار مردم شد که به قیامی معروف به شورش تبدیل شد. شورش نمک (1648). پیتر اول در سال 1711 انحصار تجارت نمک را به عنوان یک ماده خام استراتژیک معرفی کرد که حق انحصاری تجارت نمک برای دولت تا سال 1862 ادامه داشت. سنت باستانی استقبال از مهمانان با "نان و نمک" هنوز حفظ شده است که به معنای اشتراک با ارزش ترین چیز در خانه بود.
همه به خوبی از این عبارت آگاه هستند: "برای شناختن یک شخص، باید یک کیلو نمک با او بخورید"، اما تعداد کمی از مردم به معنای این عبارت فکر کرده اند. تخمین زده می شود که یک فرد تا 8 کیلوگرم کلرید سدیم در سال مصرف می کند. به نظر می رسد که این عبارت فقط به یک سال دلالت دارد - بالاخره یک پوند نمک (16 کیلوگرم) می تواند توسط دو نفر در این مدت خورده شود.
رسانایی الکتریکی سدیم سه برابر کمتر از هدایت الکتریکی مس است. با این حال، سدیم 9 برابر سبک تر است، بنابراین معلوم می شود که سیم های سدیم، اگر وجود داشته باشند، قیمت کمتری نسبت به سیم های مسی دارند. درست است، شینه های فولادی پر از سدیم وجود دارد که برای جریان های بالا طراحی شده اند.
تخمین زده می شود که سنگ نمک به مقداری معادل کلرید سدیم در اقیانوس جهانی، حجمی معادل 19 میلیون متر مکعب را اشغال کند. کیلومتر (50 درصد بیشتر از حجم کل قاره آمریکای شمالی از سطح دریا). منشوری به این حجم با مساحت پایه 1 کیلومتر مربع می تواند 47 بار به ماه برسد! نمک استخراج شده از آب دریا می تواند کل خشکی کره زمین را با لایه ای به طول 130 متر بپوشاند! اکنون مجموع تولید کلرید سدیم از آب دریا به 6 تا 7 میلیون تن در سال رسیده است که حدود یک سوم کل تولید جهانی است.
هنگامی که پراکسید سدیم با دی اکسید کربن واکنش می دهد، فرآیندی برعکس تنفس رخ می دهد:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
در طی واکنش، دی اکسید کربن متصل شده و اکسیژن آزاد می شود. این واکنش در زیردریایی ها برای بازسازی هوا کاربرد پیدا کرده است.
یک واقعیت جالب توسط دانشمندان کانادایی ثابت شد. آنها دریافتند که در افرادی که زود مزاج و تحریک پذیر هستند، سدیم به سرعت از بدن دفع می شود. افراد آرام و صمیمی و همچنین کسانی که احساسات مثبت را تجربه می کنند، مانند عاشقان، این ماده را به خوبی جذب می کنند.
با کمک سدیم، یک دنباله دار مصنوعی در فاصله 113 هزار کیلومتری زمین در 3 ژانویه 1959 با پرتاب بخار سدیم به فضا از فضاپیمای شوروی در حال پرواز به سمت ماه ایجاد شد. درخشش درخشان دنباله دار سدیمی باعث شد تا مسیر اولین هواپیمای که از مسیر زمین-ماه عبور کرد، روشن شود.
منابع حاوی مقادیر زیادی سدیم عبارتند از: نمک دریایی تصفیه شده، سس سویا با کیفیت، آب نمک های مختلف، کلم ترش، آبگوشت گوشت. عنصر یازدهم به مقدار کم در جلبک دریایی، صدف، خرچنگ، هویج و چغندر تازه، کاسنی، کرفس و قاصدک وجود دارد.
داستان
ترکیبات طبیعی سدیم - نمک خوراکی NaCl و سودا Na2CO3 - از زمان های قدیم برای بشر شناخته شده است. مصریان باستان از سودای طبیعی استخراج شده از آب دریاچه های سودا برای مومیایی کردن، سفید کردن بوم، پختن غذا و ساختن رنگ و لعاب استفاده می کردند. مصریان این ترکیب را نتر می نامیدند، با این حال، این اصطلاح نه تنها به سودای طبیعی، بلکه به طور کلی برای قلیایی ها، از جمله آنهایی که از خاکستر گیاه به دست می آیند، اطلاق می شود. منابع یونانی بعدی (ارسطو، دیوسکوریدس) و رومی (پلوتارک) نیز این ماده را ذکر کرده اند، اما قبلاً با نام "نیترون" نامگذاری شده است. مورخ رومی باستان پلینی بزرگ نوشت که در دلتای نیل، سودا (او آن را "نیتروم" می نامد) از آب رودخانه جدا می شد و به شکل قطعات بزرگ فروخته می شد. این نوشابه با داشتن مقدار زیادی ناخالصی، در درجه اول زغال سنگ، رنگ خاکستری و گاهی حتی سیاه داشت. اصطلاح "ناترون" در ادبیات قرون وسطی عرب ظاهر می شود که به تدریج در قرون 17-18 از آن استفاده می شد. اصطلاح "ناترا" تشکیل می شود، یعنی پایه ای که می توان از آن نمک خوراکی به دست آورد. از "ناترا" نام مدرن عنصر می آید.
مخفف مدرن «Na» و کلمه لاتین «ناتریوم» برای اولین بار در سال 1811 توسط آکادمیک و مؤسس انجمن پزشکان سوئدی، ینس یاکوب برزلیوس، برای تعیین نمک‌های معدنی طبیعی که شامل نوشابه بود، استفاده شد. این اصطلاح جدید جایگزین نام اصلی «سدیم» شد که توسط شیمیدان انگلیسی هامفری دیوی، اولین کسی که سدیم فلزی را به دست آورد، به فلز داده شد. اعتقاد بر این است که دیوی با نام لاتین سودا - "سودا" هدایت می شود، اگرچه فرض دیگری وجود دارد: در عربی کلمه "سودا" وجود دارد که در زمان های قدیم این بیماری با سودا درمان می شد. شایان ذکر است که در تعدادی از کشورهای اروپای غربی (بریتانیا، فرانسه، ایتالیا) و همچنین در ایالات متحده آمریکا، سدیم را سدیم می نامند.
علیرغم این واقعیت که ترکیبات سدیم برای مدت بسیار طولانی شناخته شده است، به دست آوردن فلز در شکل خالصاین موفقیت تنها در سال 1807 توسط هامفری دیوی شیمیدان انگلیسی در نتیجه الکترولیز سود سوزآور جامد کمی مرطوب شده NaOH انجام شد. واقعیت این است که سدیم را نمی‌توان با استفاده از روش‌های شیمیایی سنتی به دست آورد - به دلیل فعالیت زیاد فلز، اما روش دیوی از تفکر علمی و پیشرفت‌های فنی آن زمان جلوتر بود. در آغاز قرن نوزدهم، تنها منبع جریان واقعی قابل استفاده و مناسب ستون ولتایی بود. دیویی که از آن استفاده کرد 250 جفت صفحه مسی و روی داشت. فرآیندی که توسط D.I. مندلیف در یکی از آثار خود بسیار پیچیده و انرژی بر بود: «با اتصال یک تکه سود سوزآور مرطوب (از مس یا زغال سنگ) به قطب مثبت (از مس یا زغال سنگ) و سوراخ کردن شکافی در آن. جیوه ریخته شد، به قطب منفی (کاتد) یک ستون ولتایی قوی متصل شد، دیوی متوجه شد که در جیوه، هنگامی که یک جریان عبور می کند، یک فلز خاص حل می شود، کمتر از جیوه فرار است، و قادر به تجزیه آب، دوباره تشکیل مواد سوزاننده است. جوش شیرین. به دلیل شدت انرژی بالا، روش قلیایی تنها در پایان قرن نوزدهم صنعتی شد - با ظهور منابع انرژی پیشرفته تر، و در سال 1924، مهندس آمریکایی G. Downs اساساً فرآیند تولید الکترولیتی سدیم را تغییر داد. جایگزینی قلیایی با نمک خوراکی بسیار ارزان تر.
یک سال پس از کشف دیوی، جوزف گی-لوساک و لوئی تنارد سدیم را نه از طریق الکترولیز، بلکه با واکنش دادن سود سوزآور با آهن گرم شده با حرارت قرمز به دست آوردند. هنوز بعداً سنت کلر دیویل روشی را ابداع کرد که به وسیله آن سدیم را با احیای سودا با زغال سنگ در حضور سنگ آهک به دست می آوردند.
بودن در طبیعت
سدیم یکی از رایج ترین عناصر است - ششمین از نظر محتوای کمی در طبیعت (از غیر فلزات، فقط اکسیژن بیشتر است - 49.5٪ و سیلیکون - 25.3٪) و چهارم در میان فلزات (فقط آهن رایج تر است - 5.08٪). آلومینیوم - 7.5٪ و کلسیم - 3.39٪. طبق برآوردهای مختلف، کلارک آن (متوسط محتوای پوسته زمین) از 27/2 درصد جرمی تا 64/2 درصد متغیر است. بیشتر این عنصر در آلومینوسیلیکات های مختلف یافت می شود. سدیم یک عنصر معمولی در قسمت بالایی پوسته زمین است که به راحتی می توان آن را با درجه محتوای فلز در سنگ های مختلف مشاهده کرد. بنابراین، بیشترین غلظت سدیم - 2.77٪ وزنی - در سنگ های آذرین اسیدی (گرانیت ها و تعدادی دیگر در سنگ های اساسی (بازالت ها و موارد مشابه) است، میزان متوسط عنصر یازدهم در حال حاضر 1.94٪ وزنی است. . سنگهای گوشته اولترامافیک دارای کمترین میزان سدیم هستند، تنها 0.57%. سنگهای رسوبی (رس و شیل) نیز در عنصر یازدهم ضعیف هستند - 0.66٪ از نظر وزنی بیشتر خاکها غنی از سدیم نیستند - محتوای متوسط آن حدود 0.63٪ است.
سدیم به دلیل فعالیت شیمیایی بالای خود در طبیعت منحصراً به شکل نمک وجود دارد. تعداد کلبیش از دویست ماده معدنی سدیم شناخته شده وجود دارد. با این حال، همه آنها مهم ترین در نظر گرفته نمی شوند، که منابع اصلی برای به دست آوردن این فلز قلیایی و ترکیبات آن هستند. شایان ذکر است هالیت (سنگ نمک) NaCl، میرابیلیت (نمک گلابر) Na2SO4 10H2O، نمک شیلی NaNO3، کرایولیت Na3، تینکال (بوراکس) Na2B4O7∙10H2O، ترون NaHCO3∈∙Na2CO2 به عنوان طبیعی مانند آلبیت Na، نفلین Na، حاوی عناصر دیگری علاوه بر سدیم. در اثر ایزومورفیسم Na+ و Ca2+ که به دلیل مجاورت شعاع یونی آنهاست، فلدسپاتهای سدیم-کلسیمی (پلاژیوکلازها) در سنگهای آذرین تشکیل می شوند.
سدیم عنصر فلزی اصلی در آب دریا است. تخمین زده می شود که آب های اقیانوس جهانی حاوی 1.5 1016 تن نمک سدیم هستند (متوسط غلظت نمک های محلول در آب های اقیانوس جهانی تقریباً 35 ppm است که 3.5٪ است. از نظر وزن، سهم سدیم از آنها 1.07٪ است. چنین غلظت بالایی به دلیل به اصطلاح چرخه سدیم در طبیعت است. واقعیت این است که این فلز قلیایی نسبتاً ضعیف در قاره ها حفظ می شود و به طور فعال توسط آب رودخانه ها به دریاها و اقیانوس ها منتقل می شود. در طول تبخیر، نمک های سدیم در تالاب های دریای ساحلی و همچنین در دریاچه های قاره ای استپ ها و بیابان ها رسوب می کنند و لایه هایی از سنگ های نمک دار را تشکیل می دهند. رسوبات مشابه نمک های سدیم به شکل نسبتاً خالص در تمام قاره ها در نتیجه تبخیر دریاهای باستانی وجود دارد. این فرآیندها همچنان در زمان ما رخ می دهد، نمونه هایی از جمله دریاچه نمک واقع در یوتا (ایالات متحده آمریکا)، باسکوچاک (روسیه، منطقه آختوبینسکی)، دریاچه های نمک منطقه آلتای (روسیه)، و همچنین دریای مرده و سایر مکان های مشابه.
سنگ نمک رسوبات زیرزمینی وسیعی (اغلب صدها متر ضخامت) را تشکیل می دهد که حاوی بیش از 90 درصد NaCl است. یک کانسار معمولی نمک چشایر (منبع اصلی کلرید سدیم در بریتانیا) مساحتی معادل 60 در 24 کیلومتر را پوشش می‌دهد و دارای بستر نمکی با ضخامت حدود 400 متر است.
علاوه بر این، سدیم یک عنصر زیستی مهم است که در مقادیر نسبتاً زیادی در موجودات زنده یافت می شود (به طور متوسط 0.02٪، عمدتاً به شکل NaCl)، و مقدار آن در حیوانات بیشتر از گیاهان است. وجود سدیم در جو خورشیدی و فضای بین ستاره ای ثابت شده است. در لایه های بالایی جو (در ارتفاع حدود 80 کیلومتری) لایه ای از سدیم اتمی کشف شد. واقعیت این است که در چنین ارتفاعی تقریباً هیچ اکسیژن، بخار آب و سایر موادی وجود ندارد که سدیم بتواند با آنها تعامل داشته باشد.
کاربرد
فلز سدیم و ترکیبات آن به طور گسترده در صنایع مختلف استفاده می شود. به لطف بالا بودنش واکنش پذیریاین فلز قلیایی در متالورژی به عنوان یک عامل کاهنده برای تولید فلزاتی مانند نیوبیم، تیتانیوم، هافنیوم و زیرکونیوم توسط متالوترمی استفاده می شود. در نیمه اول قرن نوزدهم، از سدیم برای جداسازی آلومینیوم (از کلرید آلومینیوم) استفاده می شد. سدیم همچنین در یک آلیاژ مبتنی بر سرب (0.58٪ Na) استفاده می شود که در ساخت یاتاقان های محور برای واگن های راه آهن استفاده می شود. سدیم و آلیاژهای آن با پتاسیم خنک کننده های مایع در راکتورهای هسته ای هستند - هر دو عنصر دارای سطح مقطع جذب نوترون حرارتی کوچکی هستند (برای انبار Na 0.49). علاوه بر این، این آلیاژها با نقاط جوش بالا و ضرایب انتقال حرارت مشخص می‌شوند و با مواد ساختاری در دماهای بالا که در راکتورهای انرژی هسته‌ای توسعه می‌یابند، برهمکنش ندارند، بنابراین بر روند واکنش زنجیره‌ای تأثیر نمی‌گذارند.
با این حال، این تنها انرژی هسته ای نیست که از سدیم به عنوان عامل انتقال حرارت استفاده می کند - عنصر شماره 11 به طور گسترده به عنوان خنک کننده برای فرآیندهایی که نیاز به گرمایش یکنواخت در محدوده دمایی 450 تا 650 درجه سانتیگراد دارند - در دریچه های موتور هواپیما، در کامیون استفاده می شود. دریچه های اگزوز، در ماشین های قالب گیری تزریقی. آلیاژ سدیم، پتاسیم و سزیم (Na 12٪، K 47٪، Cs 41٪) دارای نقطه ذوب کم رکوردی (فقط 78 درجه سانتیگراد) است، به همین دلیل به عنوان سیال کاری برای موتورهای موشک یونی پیشنهاد شد. در صنایع شیمیایی، سدیم در تولید نمک‌های سیانید، شوینده‌های مصنوعی (دترژنیدها) و مواد دارویی استفاده می‌شود. در تولید لاستیک مصنوعی، سدیم نقش یک کاتالیزور را ایفا می‌کند و مولکول‌های بوتادین را به محصولی تبدیل می‌کند که از نظر خواص از بهترین انواع لاستیک طبیعی کمتر نیست. ترکیب NaPb (10٪ Na از نظر وزن) در تولید سرب تترااتیل - موثرترین عامل ضد ضربه - استفاده می شود. بخار سدیم برای پر کردن لامپ های تخلیه گاز فشار بالا و کم (NLLD و NLND) استفاده می شود. یک لامپ سدیم با نئون پر می شود و حاوی مقدار کمی فلز سدیم است که وقتی چنین لامپی روشن می شود، تخلیه در نئون شروع می شود. گرمای آزاد شده در حین تخلیه، سدیم را تبخیر می کند و پس از مدتی، درخشش قرمز نئون با درخشش زرد سدیم جایگزین می شود. لامپ های سدیم منابع نور قدرتمند با راندمان بالا (در شرایط آزمایشگاهی تا 70 درصد) هستند. راندمان بالای لامپ های سدیمی امکان استفاده از آن ها را برای روشنایی بزرگراه ها، ایستگاه های قطار، تفرجگاه ها و دیگر اشیاء در مقیاس بزرگ فراهم کرده است. بنابراین، لامپ های NLVD از نوع DNaT (Arc Sodium Tubular)، که نور زرد روشن تولید می کنند، به طور گسترده ای در روشنایی خیابان ها استفاده می شود. علاوه بر این، لامپ های DNaS، DNaMT (Arc Sodium Matte)، DNaZ (Arc Sodium Mirror) و DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury) وجود دارد. سدیم در تولید باتری های سدیم سولفور با انرژی بالا استفاده می شود. در سنتز آلی، سدیم در احیاء، تراکم، پلیمریزاسیون و سایر واکنش ها استفاده می شود. گاهی اوقات، فلز سدیم به عنوان ماده ای برای سیم های الکتریکی استفاده می شود که برای حمل جریان های بسیار بالا در نظر گرفته شده است.
از ترکیبات سدیم متعددی استفاده نمی شود: نمک طعام NaCl در صنایع غذایی استفاده می شود. سدیم هیدروکسید NaOH (سود سوزآور) در صنعت صابون سازی، تولید رنگ، در صنایع خمیر و کاغذ و نفت، در تولید الیاف مصنوعی و همچنین به عنوان الکترولیت استفاده می شود. سودا- کربنات سدیم Na2CO3 در صنایع شیشه، خمیر و کاغذ، مواد غذایی، نساجی، نفت و سایر صنایع استفاده می شود. که در کشاورزینمک سدیم اسید نیتریک NaNO3، معروف به نیترات شیلی، به طور گسترده ای به عنوان یک کود استفاده می شود. سدیم کلرات NaClO3 برای از بین بردن پوشش گیاهی ناخواسته در خطوط راه آهن استفاده می شود. سدیم فسفات Na3PO4 جزء مواد شوینده است که در تولید شیشه و رنگ، صنایع غذایی و عکاسی استفاده می شود. سدیم آزید NaN3 به عنوان عامل نیتروژن در متالورژی و در تولید آزید سرب استفاده می شود. سدیم سیانید NaCN در روش هیدرومتالورژیکی شسته کردن طلا از سنگ ها و همچنین در نیتروکربورسازی فولاد و در آبکاری الکتریکی (نقره کاری، طلاکاری) استفاده می شود. سیلیکات mNa2O nSiO2 اجزای بار در تولید شیشه برای تولید کاتالیزورهای آلومینوسیلیکات، بتن مقاوم در برابر حرارت و مقاوم در برابر اسید است.
تولید
همانطور که مشخص است، سدیم فلزی اولین بار در سال 1807 توسط شیمیدان انگلیسی دیوی با الکترولیز هیدروکسید سدیم NaOH بدست آمد. از دیدگاه علمی، جداسازی فلزات قلیایی یک کشف بزرگ در زمینه شیمی است. با این حال، صنعت آن سال ها نمی توانست اهمیت این رویداد را درک کند - اولاً، ظرفیت های لازم برای تولید سدیم در مقیاس صنعتی در آغاز قرن نوزدهم وجود نداشت، و ثانیاً، هیچ کس نمی دانست کجاست. یک فلز نرم که هنگام تعامل شعله ور می شود می تواند با آب مفید باشد. و اگر اولین مشکل در سال 1808 توسط جوزف گی-لوساک و لوئی تنارد حل شد و سدیم را بدون توسل به الکترولیز انرژی بر با استفاده از واکنش سود سوزآور با آهن گرم شده به حرارت قرمز بدست آوردند، مشکل دوم - مساحت . کاربرد - تنها در سال 1824 حل شد، سالی که آلومینیوم با کمک سدیم جدا شد. در نیمه دوم قرن نوزدهم، Sainte-Clair Deville روش جدیدی برای بدست آوردن سدیم فلزی ایجاد کرد - با کاهش سودا با زغال سنگ در حضور سنگ آهک:
Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO
این روش در سال 1886 بهبود یافت. با این حال، در سال 1890، روش الکترولیتی برای تولید سدیم به صنعت معرفی شد. بنابراین، ایده هامفری دیوی تنها 80 سال بعد در مقیاس صنعتی محقق شد! تمام جستجوها و تحقیقات با بازگشت به روش اصلی به پایان رسید. در سال 1924، مهندس داونز آمریکایی، فرآیند تولید الکترولیتی سدیم را با جایگزینی نمک طعام ارزان‌تر با قلیایی ارزان‌تر کرد. این نوسازی بر تولید فلز سدیم تأثیر گذاشت که از 6 هزار تن (1913) به 180 هزار تن (1966) افزایش یافت. روش داونز اساس روش مدرن برای به دست آوردن سدیم فلزی را تشکیل داد.
در حال حاضر روش صنعتی اصلی برای تولید فلز سدیم، الکترولیز کلرید سدیم مذاب (محصول جانبی این فرآیند کلر است) با افزودن KCl، NaF یا CaCl2 است که نقطه ذوب نمک را به 575-585 درجه کاهش می دهد. سی. در غیر این صورت، الکترولیز کلرید سدیم خالص منجر به تلفات زیادی از فلز در اثر تبخیر می شود، زیرا نقاط ذوب NaCl (801 درجه سانتیگراد) و نقاط جوش فلز سدیم (882.9 درجه سانتیگراد) بسیار نزدیک هستند. این فرآیند در یک الکترولیز فولادی با دیافراگم انجام می شود. یک الکترولیز مدرن برای تولید سدیم ساختاری چشمگیر است که یادآور کوره است. این واحد از آجر نسوز ساخته شده است که از بیرون با یک پوشش فولادی احاطه شده است. یک آند گرافیتی از طریق پایین الکترولیزور وارد می شود، که توسط یک شبکه حلقه ای شکل احاطه شده است - یک دیافراگم، که از نفوذ سدیم به فضای آند، جایی که کلر رسوب می کند، جلوگیری می کند. در غیر این صورت، سدیم به سادگی در کلر می سوزد.
کاتد حلقه ای شکل از آهن یا مس ساخته شده است. در بالای کاتد و آند برای حذف سدیم و کلر درپوش هایی نصب می شود. مخلوطی از کلرید سدیم و کلرید کلسیم کاملاً خشک شده در الکترولیز بارگذاری می‌شود. به طور معمول این فرآیند در دمای حدود 600 درجه سانتیگراد انجام می شود. جریان مستقیم حدود 6 ولت به الکترودها می رسد، در حالی که یون های Na+ در کاتد تخلیه می شوند و سدیم فلزی آزاد می شود که شناور می شود و به یک مجموعه ویژه منتقل می شود. به طور طبیعی، این فرآیند بدون دسترسی هوا انجام می شود. در آند، یون‌های کلر تخلیه می‌شوند و گاز کلر آزاد می‌شود - یک محصول جانبی ارزشمند تولید سدیم. در طول روز کارکرد الکترولایزر 400-500 کیلوگرم سدیم و 600-700 کیلوگرم کلر تولید می شود. فلز به دست آمده از ناخالصی ها (کلریدها، اکسیدها و غیره) با افزودن مخلوطی از NaOH + Na2CO3 + NaCl یا Na2O2 به سدیم مذاب خالص می شود. پردازش مذاب با لیتیوم فلزی، تیتانیوم یا آلیاژ تیتانیوم زیرکونیوم، کلریدهای پایین تر TiCl3، TiCl2. تقطیر خلاء
مشخصات فیزیکی
هامفری دیوی نه تنها اولین کسی بود که سدیم فلزی را بدست آورد، بلکه اولین کسی بود که خواص آن را مطالعه کرد. این شیمیدان که در لندن در مورد کشف عناصر جدید (پتاسیم و سدیم) گزارش می دهد، برای اولین بار نمونه هایی از فلزات جدید را به مخاطبان علمی نشان داد. شیمیدان انگلیسی تکه ای از سدیم فلزی را در زیر لایه ای از نفت سفید ذخیره کرد که سدیم با آن برهمکنش نداشت و در محیط آن اکسید نمی شد و رنگ نقره ای درخشان خود را حفظ می کرد. علاوه بر این، سدیم (چگالی در 20 درجه سانتی گراد 0.968 گرم بر سانتی متر مکعب است) از نفت سفید سنگین تر است (چگالی در 20 درجه سانتی گراد با درجات خالص سازی متفاوت 0.78-0.85 گرم بر سانتی متر مکعب است) و روی سطح خود شناور نمی شود، بنابراین، توسط اکسیژن و دی اکسید کربن اکسید نمی شود. دیوی خود را به نمایش معمول یک ظرف با نمونه ای از فلز جدید محدود نکرد، او سدیم را از نفت سفید برداشت و نمونه را در یک سطل آب انداخت. در کمال تعجب، این فلز غرق نشد، اما شروع به حرکت فعال در امتداد سطح آب کرد و به قطرات براق کوچک تبدیل شد که برخی از آنها مشتعل شدند. واقعیت این است که چگالی آب (در دمای 20 درجه سانتی گراد 0.998 گرم بر سانتی متر مکعب است) از چگالی این فلز قلیایی بیشتر است، به همین دلیل سدیم در آب فرو نمی رود، بلکه در آن شناور می شود و به طور فعال با آن تعامل دارد. مردم از چنین "ارائه" یک عنصر جدید شگفت زده شدند.
اکنون در مورد خواص فیزیکی سدیم چه می توانیم بگوییم؟ یازدهمین عنصر جدول تناوبی یک فلز نرم (که به راحتی با چاقو بریده می شود، قابل فشار دادن و غلتاندن است)، سبک و براق به رنگ سفید نقره ای است که به سرعت در هوا کدر می شود. لایه های نازک سدیم دارای رنگ بنفش است و تحت فشار فلز شفاف و قرمز مانند یاقوت سرخ می شود. در دماهای معمولی، سدیم در یک شبکه مکعبی با پارامترهای زیر متبلور می شود: a = 4.28 A، شعاع اتمی 1.86 A، شعاع یونی Na+ 0.92 A. پتانسیل یونیزاسیون اتم سدیم (eV) 5.138. 47.20; 71.8; الکترونگاتیوی فلز 0.9 است. تابع کار الکترون 2.35 eV. این اصلاح در دماهای بالاتر از -222 درجه سانتی گراد پایدار است. در زیر این دما، اصلاح شش ضلعی با پارامترهای زیر پایدار است: a = 0.3767 نانومتر، c = 0.6154 نانومتر، z = 2.
سدیم یک فلز قابل ذوب است و نقطه ذوب آن تنها 97.86 درجه سانتیگراد است. به نظر می رسد که اگر این فلز به طور فعال با آن تعامل نداشته باشد، می تواند در آب جوش ذوب شود. علاوه بر این، در طول ذوب، چگالی سدیم 2.5٪ کاهش می یابد، اما حجم با ΔV = 27.82∙10-6 m3 / kg افزایش می یابد. با افزایش فشار، نقطه ذوب فلز افزایش می یابد و به 242 درجه سانتی گراد در 3 گیگا پاسکال و 335 درجه سانتی گراد در 8 گیگا پاسکال می رسد. نقطه جوش سدیم مذاب 883.15 درجه سانتیگراد است. گرمای تبخیر سدیم در فشار معمولی = 3869 کیلوژول بر کیلوگرم. ظرفیت گرمایی ویژه عنصر یازدهم (در دمای اتاق) 1.23 103 J/(kg K) یا 0.295 cal/(g deg) است. ضریب هدایت حرارتی سدیم 1.32 102 W/(m K) یا 0.317 cal/(cm sec deg) است. ضریب حرارتی انبساط خطی برای این فلز قلیایی (در دمای 20 درجه سانتیگراد) 7.1 10-5 است. مقاومت الکتریکی سدیم (در دمای 0 درجه سانتیگراد) 4.3 10-8 اهم متر (4.3 10-6 اهم سانتی متر) است. هنگام ذوب، مقاومت الکتریکی سدیم 1.451 برابر افزایش می یابد. سدیم پارامغناطیس است، حساسیت مغناطیسی خاص آن +9.2 10-6 است. سختی سدیم بر اساس برینل HB = 0.7 مگاپاسکال. مدول کشش معمولی در دمای اتاق E = 5.3 GPa. تراکم پذیری سدیم x = 15.99∙10-11 Pa-1. سدیم یک فلز بسیار انعطاف پذیر است و به راحتی در سرما تغییر شکل می دهد. فشار خروجی سدیم، به گفته N. S. Kurnakov و S. F. Zhemchuzhny، بسته به قطر خروجی، در محدوده 2.74-3.72 MPa است.
خواص شیمیایی
در ترکیبات شیمیایی، از جمله هیدریدها، سدیم حالت اکسیداسیون 1+ را نشان می دهد. عنصر یازدهم یکی از واکنش پذیرترین فلزات است، بنابراین در طبیعت به شکل خالص آن یافت نمی شود. حتی در دمای اتاق، به طور فعال با اکسیژن اتمسفر، بخار آب و دی اکسید کربن واکنش می دهد و پوسته شل مخلوطی از پراکسید، هیدروکسید و کربنات را روی سطح تشکیل می دهد. به همین دلیل، فلز سدیم در زیر لایه ای از مایع کم آب (نفت سفید، روغن معدنی) ذخیره می شود. گازهای نجیب کمی در سدیم جامد و مایع در دمای 200 درجه سانتیگراد حل می شوند، سدیم شروع به جذب هیدروژن می کند و یک هیدرید بسیار مرطوب کننده NaH را تشکیل می دهد. این فلز قلیایی بسیار ضعیف با نیتروژن در یک تخلیه درخشان واکنش می دهد و یک ماده بسیار ناپایدار - نیترید سدیم را تشکیل می دهد:
6Na + N2 → 2Na3N
نیترید سدیم در هوای خشک پایدار است، اما فوراً توسط آب یا الکل تجزیه می شود و آمونیاک ایجاد می کند.
هنگامی که سدیم به طور مستقیم با اکسیژن تعامل می کند، بسته به شرایط، اکسید Na2O (زمانی که سدیم در مقدار کافی اکسیژن سوزانده شود) یا پراکسید Na2O2 (هنگامی که سدیم در هوا یا اکسیژن اضافی می سوزد) تشکیل می شود. اکسید سدیم خواص اساسی مشخصی از خود نشان می‌دهد و به شدت با آب واکنش می‌دهد تا هیدروکسید NaOH، یک باز قوی، تشکیل دهد.
Na2O + H2O → 2NaOH
هیدروکسید سدیم یک قلیایی بسیار محلول در آب است (108 گرم NaOH در 100 گرم آب در دمای 20 درجه سانتیگراد حل می شود) به شکل بلورهای جامد سفید رطوبت نما، پوست، پارچه، کاغذ و سایر مواد آلی را خورده می کند. هنگامی که در آب حل می شود، مقدار زیادی گرما آزاد می کند. در هوا، هیدروکسید سدیم به طور فعال دی اکسید کربن را جذب کرده و به کربنات سدیم تبدیل می شود:
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
به همین دلیل، هیدروکسید سدیم باید در ظروف در بسته نگهداری شود. در صنعت، NaOH از الکترولیز محلول های آبی NaCl یا Na2CO3 با استفاده از غشاهای تبادل یونی و دیافراگم ها به دست می آید:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H2
پراکسید سدیم یک پودر زرد کم رنگ است که بدون تجزیه ذوب می شود، Na2O2 یک عامل اکسید کننده بسیار قوی است. بیشتر مواد آلی در تماس با آن مشتعل می شوند. هنگامی که Na2O2 با دی اکسید کربن واکنش می دهد، اکسیژن آزاد می شود:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
سدیم فلزی، مانند اکسیدهای آن، به طور فعال با آب برهمکنش می‌کند تا هیدروکسید NaOH را تشکیل دهد و هیدروژن را با سطح تماس بزرگ آزاد کند، واکنش به شکل انفجاری پیش می‌رود. واکنش سدیم با الکل ها بسیار آرام تر از آب است و در نتیجه آلکوکسید سدیم ایجاد می شود. بنابراین، در واکنش با اتانول، سدیم اتانولات سدیم C2H5ONa می دهد:
2Na + 2C2H5OH → 2C2H5ONa + H2
سدیم تقریباً در تمام اسیدها حل می شود و تعداد زیادی نمک تشکیل می دهد:
2Nа + 2НCl → 2NаСl + Н2
2Na + 2H2SO4 → SO2 + Na2SO4 + 2H2O
در جوی حاوی فلوئور و کلر، سدیم به طور خود به خود مشتعل می شود، هنگام گرم شدن با برم واکنش می دهد و مستقیماً با ید برهمکنش نمی کند. هنگامی که در ملات آسیاب می شود، به شدت با گوگرد واکنش نشان می دهد و سولفیدهایی با ترکیب متغیر تشکیل می دهد. سولفید سدیم Na2S از احیای سولفات سدیم با کربن به دست می آید. ترکیب بسیار رایج سدیم با گوگرد و اکسیژن، نمک گلابر Na2SO4∙10H2O است. علاوه بر گوگرد، به طور فعال با سلنیوم و تلوریم واکنش می دهد تا کلکوژنیدهای ترکیبات Na2X، NaX، NaX2، Na2X5 را تشکیل دهد.
سدیم در آمونیاک مایع (34.6 گرم در 100 گرم NH3 در دمای 0 درجه سانتیگراد) حل می شود و مجتمع های آمونیاکی (محلول آبی با رسانایی فلزی) را تشکیل می دهد. هنگامی که آمونیاک تبخیر می شود، فلز اصلی در طول ذخیره سازی طولانی مدت محلول، به تدریج تغییر رنگ می دهد که علت آن واکنش فلز با آمونیاک برای تشکیل آمید NaNH2 یا ایمید Na2NH و آزاد شدن هیدروژن است. هنگامی که آمونیاک گازی از سدیم مذاب در دمای 300-350 درجه سانتیگراد عبور می کند، آمین سدیم NaNH2 تشکیل می شود - یک ماده کریستالی بی رنگ که به راحتی توسط آب تجزیه می شود.
در دمای 800-900 درجه سانتیگراد، گاز سدیم با کربن کاربید (استیلنید) Na2C2 را تشکیل می دهد. سدیم با گرافیت ترکیباتی را تشکیل می دهد.
سدیم تعدادی از ترکیبات بین فلزی را تشکیل می دهد - با نقره، طلا، قلع، سرب، بیسموت، سزیم، پتاسیم و سایر فلزات. با باریم، استرانسیم، منیزیم، لیتیوم، روی و آلومینیوم ترکیبات تشکیل نمی دهد. با جیوه، سدیم آمالگام هایی را تشکیل می دهد - ترکیبات بین فلزی از ترکیب NaHg2، NaHg4، NaHg8، NaHg، Na3Hg2، Na5Hg2، Na3Hg. آمالگام های مایع (حاوی کمتر از 2.5 درصد وزنی سدیم) قابل توجه هستند که با وارد کردن تدریجی سدیم به جیوه واقع در زیر لایه ای از نفت سفید یا روغن معدنی به دست می آیند.
تعداد زیادی از ترکیبات ارگانوسدیم شناخته شده است که از نظر خواص شیمیایی مشابه لیتیوم هستند. ترکیبات آلی، اما در واکنش پذیری از آنها برتر است.
-عنصرزیرگروه اصلی گروه اول، دوره سوم از سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I مندلیف، با عدد اتمی 11. با نماد Na (lat. Natrium) مشخص می شود. ماده ساده سدیم (شماره CAS: 7440-23-5) یک فلز قلیایی نرم به رنگ نقره ای-سفید است.
در آب، سدیم تقریباً مانند لیتیوم رفتار می کند: واکنش با آزاد شدن سریع هیدروژن ادامه می یابد و هیدروکسید سدیم در محلول تشکیل می شود.
تاریخچه و ریشه نام
نمودار اتم سدیم
سدیم (یا بهتر بگوییم ترکیبات آن) از زمان های قدیم مورد استفاده قرار گرفته است. به عنوان مثال، سودا (ناترون)، که به طور طبیعی در آب دریاچه های سودا در مصر یافت می شود. مصریان باستان از نوشابه طبیعی برای مومیایی کردن، سفید کردن بوم، پختن غذا و ساختن رنگ و لعاب استفاده می کردند. پلینی بزرگ می نویسد که در دلتای نیل، سودا (حاوی نسبت کافی ناخالصی) از آب رودخانه جدا شد. به دلیل ترکیب زغال سنگ به شکل قطعات بزرگ، خاکستری رنگی یا حتی سیاه به فروش رفت.
سدیم اولین بار توسط شیمیدان انگلیسی هامفری دیوی در سال 1807 با الکترولیز NaOH جامد بدست آمد.
نام "سدیم" از زبان عربی گرفته شده است ناتروندر یونانی - نیترون و در اصل به سودای طبیعی اطلاق می شد. خود عنصر قبلاً سدیم نامیده می شد.
اعلام وصول
اولین راه برای تولید سدیم واکنش کاهش بود کربنات سدیمزغال سنگ هنگام گرم کردن مخلوط نزدیک از این مواد در یک ظرف آهنی تا دمای 1000 درجه سانتیگراد:
Na 2 CO 3 +2C=2Na+3CO
سپس روش دیگری برای تولید سدیم ظاهر شد - الکترولیز هیدروکسید سدیم مذاب یا کلرید سدیم.
مشخصات فیزیکی
سدیم فلزی ذخیره شده در نفت سفید
تعیین کیفی سدیم با استفاده از شعله - رنگ زرد روشن طیف انتشار "سدیم D-line"، دوتایی 588.9950 و 589.5924 نانومتر.
سدیم فلزی به رنگ سفید نقره‌ای، در لایه‌های نازک با رنگ بنفش، پلاستیکی، حتی نرم (به راحتی با چاقو برش می‌شود)، برش تازه سدیم براق است. مقادیر هدایت الکتریکی و حرارتی سدیم بسیار بالا است، چگالی آن 0.96842 g/cm³ (در 19.7 درجه سانتیگراد)، نقطه ذوب 97.86 درجه سانتیگراد و نقطه جوش 883.15 درجه سانتیگراد است.
خواص شیمیایی
یک فلز قلیایی که به راحتی در هوا اکسید می شود. برای محافظت در برابر اکسیژن اتمسفر، سدیم فلزی در زیر یک لایه ذخیره می شود نفت سفید. سدیم کمتر فعال است لیتیوم، بنابراین با نیتروژنفقط زمانی که گرم شود واکنش نشان می دهد:
2Na + 3N 2 = 2NaN 3
هنگامی که مقدار زیادی اکسیژن وجود دارد، پراکسید سدیم تشکیل می شود
2Na + O 2 = Na 2 O 2
کاربرد
فلز سدیم به طور گسترده در شیمی آماده سازی و صنعت به عنوان یک عامل کاهش دهنده قوی، از جمله در متالورژی استفاده می شود. سدیم در تولید باتری های سدیم سولفور با انرژی بالا استفاده می شود. همچنین در دریچه های اگزوز کامیون ها به عنوان سینک حرارتی استفاده می شود. گاهی اوقات، فلز سدیم به عنوان ماده ای برای سیم های الکتریکی استفاده می شود که برای حمل جریان های بسیار بالا در نظر گرفته شده است.
در یک آلیاژ با پتاسیم، و همچنین با روبیدیم و سزیمبه عنوان یک خنک کننده بسیار کارآمد استفاده می شود. به طور خاص، ترکیب آلیاژ سدیم 12٪ است. پتاسیم 47 %, سزیم 41 درصد دارای نقطه ذوب کم رکورد 78- درجه سانتیگراد است و به عنوان سیال کاری برای موتورهای موشک یونی و خنک کننده برای نیروگاه های هسته ای پیشنهاد شده است.
همچنین از سدیم در لامپ های تخلیه فشار قوی و کم فشار (HPLD و LPLD) استفاده می شود. لامپ های NLVD از نوع DNaT (Arc Sodium Tubular) در روشنایی خیابان ها بسیار مورد استفاده قرار می گیرند. نور زرد روشنی از خود ساطع می کنند. عمر مفید لامپ های HPS 12-24 هزار ساعت است. بنابراین لامپ های تخلیه گاز از نوع HPS برای روشنایی شهری، معماری و صنعتی ضروری هستند. همچنین لامپ های DNaS، DNaMT (Arc Sodium Matte)، DNaZ (Arc Sodium Mirror) و DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury) وجود دارد.
از فلز سدیم در تحلیل کیفیمواد آلی آلیاژ سدیم و ماده آزمایش خنثی می شود اتانول،چند میلی لیتر آب مقطر اضافه کنید و به 3 قسمت تقسیم کنید، آزمایش J. Lassaigne (1843)، با هدف تعیین نیتروژن، گوگرد و هالوژن (تست بیلشتاین)
کلرید سدیم (نمک سفره) قدیمی ترین طعم دهنده و نگهدارنده مورد استفاده است.
- آزید سدیم (Na 3 N) به عنوان عامل نیتروژن در متالورژی و در تولید آزید سرب استفاده می شود.
- سیانید سدیم (NaCN) در روش هیدرومتالورژیکی شسته شدن طلا از سنگ ها و همچنین در نیتروکربورسازی فولاد و آبکاری الکتریکی (نقره کاری، طلاکاری) استفاده می شود.
- کلرات سدیم (NaClO 3) برای از بین بردن پوشش گیاهی ناخواسته در خطوط راه آهن استفاده می شود.
نقش بیولوژیکی
در بدن، سدیم بیشتر در خارج از سلول ها یافت می شود (حدود 15 برابر بیشتر از سیتوپلاسم). این تفاوت توسط پمپ سدیم-پتاسیم حفظ می شود که سدیم به دام افتاده در داخل سلول را پمپاژ می کند.
با همپتاسیمسدیم وظایف زیر را انجام می دهد:
ایجاد شرایط برای وقوع پتانسیل غشایی و انقباضات عضلانی.
حفظ غلظت اسمزی خون
حفظ تعادل اسید و باز.
عادی سازی تعادل آب
اطمینان از حمل و نقل غشا.
فعال شدن بسیاری از آنزیم ها
سدیم تقریباً در همه غذاها یافت می شود، اگرچه بدن بیشتر آن را از نمک خوراکی دریافت می کند. جذب عمدتا در معده و روده کوچک اتفاق می افتد. ویتامین D جذب سدیم را بهبود می بخشد، با این حال، غذاهای بیش از حد شور و غذاهای غنی از پروتئین در جذب طبیعی اختلال ایجاد می کنند. میزان سدیم دریافتی از غذا میزان سدیم موجود در ادرار را نشان می دهد. غذاهای غنی از سدیم با دفع سریع مشخص می شوند.
کمبود سدیم در رژیم غذایی غذای متعادلدر انسان رخ نمی دهد، با این حال، برخی از مشکلات ممکن است با رژیم های گیاهخواری ایجاد شود. کمبود موقت ممکن است در اثر مصرف دیورتیک، اسهال، تعریق بیش از حد یا مصرف بیش از حد آب ایجاد شود. علائم کمبود سدیم شامل کاهش وزن، استفراغ، گاز در دستگاه گوارش و اختلال در جذب است. آمینو اسیدها و مونوساکاریدها. کمبود طولانی مدت باعث گرفتگی عضلات و نورالژی می شود.
سدیم اضافی باعث تورم پاها و صورت و همچنین افزایش دفع پتاسیم در ادرار می شود. حداکثر مقدار نمکی که می تواند توسط کلیه ها پردازش شود، تقریباً 20-30 گرم است.
سدیم یکی از فلزات قلیایی است. جدول عناصر شیمیایی آن را به صورت اتمی متعلق به دوره سوم و گروه اول نشان می دهد.
مشخصات فیزیکی
این بخش ویژگی های سدیم را از نظر فیزیکی بررسی می کند. برای شروع، در شکل خالص آن یک جامد نقره ای با درخشندگی فلزی و سختی کم است. سدیم آنقدر نرم است که به راحتی با چاقو بریده می شود. نقطه ذوب این ماده بسیار کم و به هفتاد و نه درجه سانتیگراد می رسد. جرم اتمی سدیم نیز کوچک است، بعداً در مورد آن صحبت خواهیم کرد. چگالی این فلز 0.97 گرم بر سانتی متر مکعب است.
خصوصیات شیمیایی سدیم
این عنصر دارای فعالیت بسیار بالایی است - قادر به واکنش سریع و خشونت آمیز با بسیاری از مواد دیگر است. همچنین جدول عناصر شیمیایی به شما امکان می دهد مقداری مانند جرم مولی را تعیین کنید - برای سدیم بیست و سه است. یک مول مقدار ماده ای است که دارای 6.02×10 تا توان 23 اتم (مولکول ها، اگر ماده پیچیده باشد) است. با دانستن جرم مولی یک عنصر، می توانید تعیین کنید که یک مول خاص از یک ماده معین چقدر وزن دارد. مثلا دو مول سدیم چهل و شش گرم وزن دارد. همانطور که در بالا ذکر شد، این فلز یکی از فعال ترین مواد شیمیایی است که به عنوان قلیایی طبقه بندی می شود و بر این اساس، اکسید آن می تواند قلیایی (بازهای قوی) ایجاد کند.
نحوه تشکیل اکسیدها
تمام مواد این گروه از جمله در مورد سدیم را می توان با سوزاندن مواد اولیه به دست آورد. بنابراین، فلز با اکسیژن واکنش می دهد که منجر به تشکیل یک اکسید می شود. مثلاً اگر چهار مول سدیم بسوزانیم، یک مول اکسیژن مصرف می کنیم و دو مول از اکسید این فلز بدست می آوریم. فرمول اکسید سدیم Na 2 O است. معادله واکنش به این صورت است: 4Na + O 2 = 2Na 2 O. اگر آب را به ماده حاصل اضافه کنید، یک قلیایی تشکیل می شود - NaOH.
با گرفتن یک مول اکسید و آب دو مول پایه بدست می آوریم. در اینجا معادله این واکنش است: Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH. ماده به دست آمده را هیدروکسید سدیم نیز می نامند. این به دلیل خواص قلیایی بارز و فعالیت شیمیایی بالا است. مانند اسیدهای قوی، سدیم کاستیک به طور فعال با نمک های فلزات کم فعال، ترکیبات آلی و غیره واکنش می دهد. در طی برهمکنش با نمک ها، یک واکنش تبادلی رخ می دهد - یک نمک جدید و یک پایه جدید تشکیل می شود. محلول هیدروکسید سدیم می تواند به راحتی پارچه، کاغذ، پوست و ناخن را از بین ببرد، بنابراین هنگام کار با آن نیاز به رعایت قوانین ایمنی دارد. در صنایع شیمیایی به عنوان کاتالیزور و همچنین در زندگی روزمره به عنوان وسیله ای برای رفع مشکل گرفتگی لوله ها استفاده می شود.
واکنش با هالوژن ها
اینها مواد ساده متشکل از عناصر شیمیایی هستند که به گروه هفتم جدول تناوبی تعلق دارند. لیست آنها شامل فلوئور، ید، کلر، برم است. سدیم قادر است با همه آنها واکنش داده و ترکیباتی مانند کلرید سدیم / برمید / یدید / فلوراید را تشکیل دهد. برای انجام واکنش، باید دو مول از فلز مورد نظر را بردارید و یک مول فلوئور به آن اضافه کنید. در نتیجه فلوراید سدیم را به مقدار دو مول بدست می آوریم. این فرآیند را می توان به صورت یک معادله نوشت: Na + F 2 = 2NaF. سدیم فلورایدی که به دست آوردیم در تولید خمیردندان های ضد پوسیدگی و همچنین مواد شوینده سطوح مختلف استفاده می شود. به طور مشابه، با افزودن کلر، می توانید (نمک آشپزخانه)، یدید سدیم، که در ساخت لامپ های متال هالید استفاده می شود، سدیم برومید، که به عنوان داروی عصبی، بی خوابی، هیستری و سایر اختلالات سیستم عصبی استفاده می شود، دریافت کنید.
با مواد ساده دیگر
واکنش سدیم با فسفر، گوگرد (گوگرد) و کربن (کربن) نیز ممکن است. این نوع فعل و انفعالات شیمیایی تنها در صورت ایجاد شرایط خاص به شکل دمای بالا قابل انجام است. بنابراین، یک واکنش اضافه رخ می دهد. با کمک آن می توانید موادی مانند فسفید سدیم، سولفید سدیم، کاربید سدیم را به دست آورید.
به عنوان مثال، افزودن اتم های یک فلز معین به اتم های فسفر است. اگر سه مول از فلز مورد نظر و یک مول از جزء دوم را بردارید، سپس آنها را گرم کنید، یک مول فسفید سدیم دریافت می کنید. این واکنش را می توان به شکل معادله زیر نوشت: 3Na + P = Na 3 P. علاوه بر این، سدیم می تواند با نیتروژن و همچنین هیدروژن واکنش دهد. در مورد اول، یک نیترید از این فلز تشکیل می شود، در مورد دوم - یک هیدرید. مثالها شامل معادلات واکنش شیمیایی زیر است: 6Na + N2 = 2Na 3 N; 2Na + H2 = 2NaH. تعامل اول نیاز به تخلیه الکتریکی دارد، دومی نیاز به دمای بالا دارد.
واکنش با اسیدها
ویژگی های سدیم به ویژگی های ساده ختم نمی شود. این فلز همچنین با تمام اسیدها واکنش نشان می دهد. در نتیجه چنین فعل و انفعالات شیمیایی، هیدروژن نیز تشکیل می شود. به عنوان مثال، هنگامی که فلز مورد نظر با اسید هیدروکلریک واکنش می دهد، نمک آشپزخانه و هیدروژن تشکیل می شود که تبخیر می شود. این واکنش را می توان با استفاده از معادله واکنش بیان کرد: Na + HCl = NaCl + H 2. این نوع فعل و انفعالات شیمیایی واکنش جانشینی نامیده می شود. با استفاده از آن می توانید نمک هایی مانند فسفات، نیترات، نیتریت، سولفات، سولفیت و کربنات سدیم را نیز بدست آورید.
تعامل با نمک ها
سدیم با نمک های همه فلزات به جز پتاسیم و کلسیم (آنها از نظر شیمیایی فعال تر از عنصر مورد نظر هستند) واکنش می دهد. در این مورد، مانند مورد قبلی، یک واکنش جایگزینی رخ می دهد. اتم های فلز مورد نظر جای اتم های یک فلز شیمیایی ضعیف تر را می گیرند. بنابراین، با مخلوط کردن دو مول سدیم و یک مول نیترات منیزیم، دو مول و همچنین منیزیم خالص - یک مول - به دست می آوریم. معادله این واکنش را می توان به صورت زیر نوشت: 2Na + Mg(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + Mg. با استفاده از همین اصل، بسیاری از نمک های سدیم دیگر را می توان به دست آورد. از این روش می توان برای به دست آوردن فلزات از نمک آنها نیز استفاده کرد.
اگر آب را به سدیم اضافه کنید چه اتفاقی می افتد؟
این شاید یکی از رایج ترین مواد روی این سیاره باشد. و فلز مورد نظر نیز قابلیت وارد شدن به فعل و انفعالات شیمیایی با آن را دارد. در این مورد، سدیم کاستیک یا هیدروکسید سدیم، که قبلا در بالا مورد بحث قرار گرفت، تشکیل می شود.
برای انجام چنین واکنشی، باید دو مول سدیم بگیرید، به آن آب اضافه کنید، همچنین به مقدار دو مول، و در نتیجه دو مول هیدروکسید و یک مول هیدروژن دریافت می کنیم که در آن آزاد می شود. به شکل گاز با بوی تند.
سدیم و اثرات آن بر موجودات زنده
پس از بررسی این فلز از دیدگاه شیمیایی، بیایید به بررسی خصوصیات بیولوژیکی سدیم بپردازیم. یکی از ریز عناصر مهم است. اول از همه، یکی از اجزای سلول حیوانی است. در اینجا عملکردهای مهمی را انجام می دهد: همراه با پتاسیم، پشتیبانی می کند، در تشکیل و انتشار تکانه های عصبی بین سلول ها شرکت می کند و یک عنصر شیمیایی ضروری برای فرآیندهای اسمزی است (که برای مثال برای عملکرد سلول های کلیه ضروری است). علاوه بر این، سدیم مسئول تعادل آب و نمک سلول است. همچنین بدون این عنصر شیمیایی، انتقال گلوکز از طریق خون که برای عملکرد مغز بسیار ضروری است، غیرممکن است. این فلز همچنین در فرآیند انقباض عضلانی شرکت می کند.
این ریز عنصر نه تنها برای حیوانات مورد نیاز است - سدیم در بدن گیاهان نیز عملکردهای مهمی را انجام می دهد: در فرآیند فتوسنتز شرکت می کند، به انتقال کربوهیدرات ها کمک می کند و همچنین برای عبور مواد آلی و معدنی از غشاها ضروری است.
کمبود و کمبود سدیم
مصرف بیش از حد نمک در یک دوره زمانی طولانی می تواند منجر به افزایش سطح این عنصر شیمیایی در بدن شود. علائم سدیم اضافی ممکن است شامل افزایش دمای بدن، تورم، افزایش تحریک پذیری عصبی و اختلال در عملکرد کلیه باشد. اگر چنین علائمی ظاهر شد، باید نمک خوراکی و غذاهای حاوی مقدار زیادی از این فلز را از رژیم غذایی خود حذف کنید (لیست در زیر آورده شده است)، و سپس بلافاصله با پزشک مشورت کنید. کاهش محتوای سدیم در بدن نیز منجر به علائم ناخوشایند و اختلال در عملکرد اندام ها می شود. این عنصر شیمیایی می تواند هنگام مصرف طولانی مدت دیورتیک ها یا نوشیدن آب خالص (مقطر) با افزایش تعریق و کم آبی بدن، شسته شود. علائم کمبود سدیم عبارتند از: تشنگی، خشکی پوست و غشاهای مخاطی، استفراغ و حالت تهوع، کم اشتهایی، اختلال در هوشیاری و بی تفاوتی، تاکی کاردی و قطع عملکرد صحیح کلیه.
غذاهای سرشار از سدیم
به منظور جلوگیری از بیش از حد بالا یا بیش از حد محتوای کمدر بدن عنصر شیمیایی مورد نظر، باید بدانید کدام ماده غذایی بیشترین مقدار آن را دارد. اول از همه، این نمک آشپزخانه است که قبلاً در بالا ذکر شد. از چهل درصد سدیم تشکیل شده است. همچنین می تواند نمک دریا باشد. علاوه بر این، این فلز در دانه های سویا و سس سویا یافت می شود. تعداد زیادی ازسدیم در غذاهای دریایی مشاهده می شود. اینها جلبک دریایی، بیشتر انواع ماهی، میگو، اختاپوس، گوشت خرچنگ، خاویار، خرچنگ و غیره هستند. محتوای سدیم موجود در آنها به این دلیل است که این موجودات در محیطی شور با غلظت بالایی از نمک های فلزات مختلف زندگی می کنند. برای عملکرد طبیعی بدن
استفاده از این فلز و برخی از ترکیبات آن
استفاده از سدیم در صنعت بسیار متنوع است. اول از همه، این ماده در صنایع شیمیایی استفاده می شود. در اینجا لازم است موادی مانند هیدروکسید فلز مورد نظر، فلوراید آن، سولفات ها و نیترات ها به دست آید. علاوه بر این، به عنوان یک عامل احیا کننده قوی برای جداسازی فلزات خالص از نمک آنها استفاده می شود. سدیم فنی خاصی برای استفاده برای چنین اهدافی وجود دارد. خواص آن در GOST 3273-75 ثبت شده است. به دلیل خواص احیایی قوی که در بالا ذکر شد، سدیم به طور گسترده در متالورژی استفاده می شود.
این عنصر شیمیایی در صنعت داروسازی نیز کاربرد دارد، جایی که اغلب برای به دست آوردن برمید آن، که یکی از اجزای اصلی بسیاری از آرام بخش ها و داروهای ضد افسردگی است، مورد نیاز است. علاوه بر این، سدیم را می توان در ساخت لامپ های تخلیه گاز استفاده کرد - اینها منابع نور زرد روشن خواهند بود. یک ترکیب شیمیایی مانند کلرات سدیم (NaClO 3) گیاهان جوان را از بین می برد، بنابراین برای حذف آنها از خطوط راه آهن برای جلوگیری از رشد بیش از حد آنها استفاده می شود. سیانید سدیم به طور گسترده در صنعت معدن طلا استفاده می شود. با کمک آن، این فلز از سنگ ها به دست می آید.
چگونه سدیم دریافت می کنید؟
متداول ترین روش واکنش کربنات فلز مورد نظر با کربن است. برای این کار لازم است دو ماده مشخص شده را تا دمای حدود هزار درجه سانتیگراد گرم کنید. در نتیجه، دو ترکیب شیمیایی تشکیل می شود: سدیم و دود. هنگامی که یک مول کربنات سدیم با دو مول کربن واکنش می دهد، دو مول از فلز مورد نظر و سه مول مونوکسید کربن به دست می آید. معادله واکنش فوق را می توان به صورت زیر نوشت: NaCO 3 + 2C = 2Na + 3CO. به روشی مشابه، این عنصر شیمیایی را می توان از سایر ترکیبات آن به دست آورد.
واکنش های کیفی
وجود سدیم + مانند هر کاتیون یا آنیون دیگر را می توان با دستکاری های شیمیایی خاص تعیین کرد. یک واکنش کیفی به یون سدیم احتراق است - اگر وجود داشته باشد، شعله زرد رنگ می شود.
عنصر شیمیایی مورد بحث را در کجای طبیعت می توان یافت؟
اولا، همانطور که قبلا ذکر شد، یکی از اجزای سلول های حیوانی و گیاهی است. همچنین غلظت بالای آن در آب دریا مشاهده می شود. علاوه بر این، سدیم بخشی از برخی از مواد معدنی است. این، به عنوان مثال، سیلوینیت است، فرمول آن NaCl است. KCl، و همچنین کارنالیت، فرمول آن KCl.MgCl 2.6H 2 O است. این ماده معدنی کاملاً در آب محلول است. کارنالیت بسته به محل تشکیل و ناخالصی ها نیز می تواند رنگ های مختلفی داشته باشد. این می تواند قرمز، زرد، سفید، آبی روشن و همچنین شفاف باشد. درخشندگی کم رنگی دارد و پرتوهای نور به شدت در آن شکسته می شوند. این دو ماده معدنی به عنوان مواد خام برای تولید فلزاتی که بخشی از ترکیب آنها هستند: سدیم، پتاسیم، منیزیم عمل می کنند.
دانشمندان معتقدند فلزی که در این مقاله بررسی کردیم یکی از رایج ترین فلزات در طبیعت است، زیرا دو و نیم درصد در پوسته زمین را تشکیل می دهد.
محتوای مقاله
سدیم– (ناتریوم) Na، یک عنصر شیمیایی از گروه 1 (Ia) جدول تناوبی، متعلق به عناصر قلیایی است. عدد اتمی 11، جرم اتمی نسبی 22.98977. در طبیعت یک ایزوتوپ پایدار 23 Na وجود دارد. شش ایزوتوپ رادیواکتیو از این عنصر شناخته شده است که دو مورد از آنها مورد توجه علم و پزشکی است. سدیم 22 با نیمه عمر 2.58 سال به عنوان منبع پوزیترون استفاده می شود. سدیم 24 (نیمه عمر آن حدود 15 ساعت است) در پزشکی برای تشخیص و درمان برخی از انواع سرطان خون استفاده می شود.
حالت اکسیداسیون +1.
ترکیبات سدیم از زمان های قدیم شناخته شده است. کلرید سدیم جزء ضروری غذای انسان است. اعتقاد بر این است که مردم شروع به استفاده از آن در دوران نوسنگی کردند، یعنی. حدود 5-7 هزار سال پیش
که در کتاب عهد عتیقماده خاصی "neter" ذکر شده است. این ماده به عنوان شوینده استفاده می شد. به احتمال زیاد، نتر سودا است، یک کربنات سدیم که در دریاچه های نمکی مصر با سواحل آهکی تشکیل شده است. نویسندگان یونانی ارسطو و دیوسکوریدس بعداً در مورد همین ماده نوشتند، اما تحت نام «نیترون»، و مورخ رومی باستان، پلینی بزرگ، با ذکر همین ماده، آن را «نیتروم» نامید.
در قرن 18 شیمیدانان قبلاً بسیاری از ترکیبات مختلف سدیم را می دانستند. نمک های سدیم به طور گسترده ای در پزشکی، در دباغی چرم و در رنگرزی پارچه ها استفاده می شد.
سدیم فلزی اولین بار توسط شیمیدان و فیزیکدان انگلیسی هامفری دیوی با الکترولیز هیدروکسید سدیم مذاب (با استفاده از یک ستون ولتایی متشکل از 250 جفت صفحات مس و روی) بدست آمد. نام "سدیم" انتخاب شده توسط دیوی برای این عنصر منشا آن را از سودا Na 2 CO 3 منعکس می کند. نام لاتین و روسی این عنصر از کلمه عربی "natrun" (سودا طبیعی) گرفته شده است.
توزیع سدیم در طبیعت و استخراج صنعتی آن.
سدیم هفتمین عنصر فراوان و پنجمین فلز فراوان (پس از آلومینیوم، آهن، کلسیم و منیزیم) است. محتوای آن در پوسته زمین 2.27٪ است. بیشتر سدیم در آلومینوسیلیکات های مختلف یافت می شود.
ذخایر عظیم نمک های سدیم به شکل نسبتاً خالص در تمام قاره ها وجود دارد. آنها نتیجه تبخیر دریاهای باستانی هستند. این روند هنوز در دریاچه نمک (یوتا)، دریای مرده و جاهای دیگر ادامه دارد. سدیم به شکل کلرید NaCl (هالیت، سنگ نمک) و همچنین کربنات Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (ترونا)، نیترات NaNO 3 (نمره)، سولفات Na 2 SO 4 10H 2 O (میرابیلیت) یافت می شود. ) ، تترابورات Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O ( بوراکس ) و Na 2 B 4 O 7 4H 2 O ( کرنیت ) و نمک های دیگر.
ذخایر تمام نشدنی کلرید سدیم در نمک های طبیعی و آب های اقیانوس ها (حدود 30 کیلوگرم مترمکعب) وجود دارد. تخمین زده می شود که سنگ نمک به مقداری معادل کلرید سدیم در اقیانوس جهانی، حجمی معادل 19 میلیون متر مکعب را اشغال کند. کیلومتر (50 درصد بیشتر از حجم کل قاره آمریکای شمالی از سطح دریا). منشوری به این حجم با مساحت پایه 1 متر مربع. کیلومتر می تواند 47 بار به ماه برسد.
اکنون کل تولید کلرید سدیم از آب دریا به 6 تا 7 میلیون تن در سال رسیده است که حدود یک سوم کل تولید جهانی است.
ماده زنده به طور متوسط حاوی 0.02٪ سدیم است. در حیوانات بیشتر از گیاهان وجود دارد.
ویژگی های یک ماده ساده و تولید صنعتی فلز سدیم.
سدیم فلزی به رنگ سفید نقره‌ای، در لایه‌های نازک با رنگ بنفش، پلاستیکی، حتی نرم (به راحتی با چاقو برش می‌شود)، برش تازه سدیم براق است. مقادیر هدایت الکتریکی و هدایت حرارتی سدیم بسیار زیاد است، چگالی آن 0.96842 g/cm 3 (در 19.7 درجه سانتیگراد)، نقطه ذوب 97.86 درجه سانتیگراد، نقطه جوش 883.15 درجه سانتیگراد است.
آلیاژ سه تایی حاوی 12 درصد سدیم، 47 درصد پتاسیم و 41 درصد سزیم، کمترین نقطه ذوب را برای سیستم های فلزی برابر با 78- درجه سانتی گراد دارد.
سدیم و ترکیبات آن شعله را به رنگ زرد روشن در می آورند. خط دوگانه در طیف سدیم مربوط به انتقال 3 است س 1–3پ 1 در اتم های عنصر.
فعالیت شیمیایی سدیم زیاد است. در هوا، به سرعت با لایه ای از مخلوط پراکسید، هیدروکسید و کربنات پوشیده می شود. سدیم در اکسیژن، فلوئور و کلر می سوزد. هنگامی که یک فلز در هوا می سوزد، پراکسید Na 2 O 2 تشکیل می شود (با مخلوطی از اکسید Na 2 O).
سدیم وقتی در ملات آسیاب می شود با گوگرد واکنش می دهد و اسید سولفوریک را به گوگرد یا حتی سولفید تبدیل می کند. دی اکسید کربن جامد ("یخ خشک") در تماس با سدیم منفجر می شود (از کپسول های آتش نشانی دی اکسید کربن نمی توان برای خاموش کردن آتش سدیم استفاده کرد!). با نیتروژن، واکنش فقط در یک تخلیه الکتریکی رخ می دهد. سدیم فقط با گازهای بی اثر برهمکنش نمی کند.
سدیم به طور فعال با آب واکنش می دهد:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
گرمای آزاد شده در طول واکنش برای ذوب شدن فلز کافی است. بنابراین، اگر قطعه کوچکی از سدیم در آب پرتاب شود، به دلیل اثر حرارتی واکنش ذوب می‌شود و یک قطره فلز که سبک‌تر از آب است، با نیروی واکنشی در امتداد سطح آب می‌چرخد. از هیدروژن آزاد شده واکنش سدیم با الکل ها بسیار آرام تر از آب است:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2
سدیم به آسانی در آمونیاک مایع حل می‌شود و محلول‌های آبی روشن با خواص غیرعادی تشکیل می‌دهد. در دمای 33.8- درجه سانتی گراد، تا 246 گرم فلز سدیم در 1000 گرم آمونیاک حل می شود. محلول‌های رقیق آبی، محلول‌های غلیظ برنزی هستند. آنها را می توان برای حدود یک هفته ذخیره کرد. مشخص شده است که در آمونیاک مایع، سدیم یونیزه می شود:
Na Na + + e –
ثابت تعادل این واکنش 9.9·10-3 است. الکترون خروجی توسط مولکول های آمونیاک حل می شود و یک کمپلکس تشکیل می دهد - . محلول های به دست آمده دارای رسانایی الکتریکی فلزی هستند. هنگامی که آمونیاک تبخیر می شود، فلز اصلی باقی می ماند. هنگامی که محلول برای مدت طولانی ذخیره می شود، به تدریج به دلیل واکنش فلز با آمونیاک برای تشکیل آمید NaNH 2 یا ایمید Na 2 NH و آزاد شدن هیدروژن تغییر رنگ می دهد.
سدیم در زیر لایه ای از مایع کم آب (نفت سفید، روغن معدنی) ذخیره می شود و فقط در ظروف فلزی مهر و موم شده حمل می شود.
روش الکترولیتی برای تولید صنعتی سدیم در سال 1890 توسعه یافت. الکترولیز بر روی هیدروکسید سدیم مذاب مانند آزمایش‌های دیوی انجام شد، اما با استفاده از منابع انرژی پیشرفته‌تر از ستون ولتایی. در این فرآیند، همراه با سدیم، اکسیژن آزاد می شود:
آند (نیکل): 4OH – – 4e – = O 2 + 2H 2 O.
در طول الکترولیز کلرید سدیم خالص، مشکلات جدی ایجاد می شود که اولاً با نقطه ذوب نزدیک کلرید سدیم و نقطه جوش سدیم و ثانیاً با حلالیت بالای سدیم در کلرید سدیم مایع مرتبط است. افزودن کلرید پتاسیم، فلوراید سدیم، کلرید کلسیم به کلرید سدیم به شما امکان می دهد دمای مذاب را تا 600 درجه سانتی گراد کاهش دهید. تولید سدیم با الکترولیز مخلوط یوتکتیک مذاب (آلیاژی از دو ماده با کمترین نقطه ذوب) 40٪ NaCl و 60% CaCl 2 در دمای ~580 درجه سانتیگراد در سلولی که توسط مهندس آمریکایی G. Downs ساخته شده بود، در سال 1921 توسط DuPont در نزدیکی نیروگاه در آبشار نیاگارا راه اندازی شد.
فرآیندهای زیر روی الکترودها اتفاق می افتد:
کاتد (آهن): Na + + e – = Na
Ca 2 + + 2e – = Ca
آند (گرافیت): 2Cl – – 2e – = Cl 2.
فلزات سدیم و کلسیم روی یک کاتد فولادی استوانه‌ای شکل می‌گیرند و توسط یک لوله خنک‌شده که در آن کلسیم جامد می‌شود و دوباره به مذاب می‌ریزد، بالا می‌روند. کلر تولید شده در آند مرکزی گرافیت در زیر سقف نیکل جمع آوری شده و سپس خالص می شود.
در حال حاضر حجم تولید فلز سدیم چندین هزار تن در سال است.
کاربرد صنعتی فلز سدیم به دلیل خاصیت احیایی قوی آن است. برای مدت طولانی، بیشتر فلز تولید شده برای تولید سرب تترااتیل PbEt 4 و تترااتیل سرب PbMe 4 (عوامل ضد ضربه برای بنزین) توسط واکنش آلکیل کلریدها با آلیاژی از سدیم و سرب در فشار خون بالا. اکنون این تولید به دلیل آلودگی محیط زیست به سرعت در حال کاهش است.
یکی دیگر از زمینه های کاربردی تولید تیتانیوم، زیرکونیوم و سایر فلزات با کاهش کلرید آنها است. مقادیر کمتری از سدیم برای تولید ترکیباتی مانند هیدرید، پراکسید و الکلات استفاده می شود.
سدیم پراکنده یک کاتالیزور ارزشمند در تولید لاستیک و الاستومر است.
استفاده از سدیم مذاب به عنوان سیال تبادل حرارت در راکتورهای هسته ای سریع نوترونی رو به افزایش است. نقطه ذوب کم سدیم، ویسکوزیته کم، سطح مقطع جذب نوترون کوچک، همراه با ظرفیت حرارتی بسیار بالا و هدایت حرارتی، آن را (و آلیاژهای آن با پتاسیم) به یک ماده ضروری برای این اهداف تبدیل کرده است.
سدیم روغن های ترانسفورماتور، اترها و سایر مواد آلی را به طور قابل اعتمادی از آثار آب پاک می کند و با کمک آمالگام سدیم می توانید به سرعت میزان رطوبت بسیاری از ترکیبات را تعیین کنید.
ترکیبات سدیم
سدیم مجموعه کاملی از ترکیبات را با تمام آنیون های معمولی تشکیل می دهد. اعتقاد بر این است که در چنین ترکیباتی تقریباً جداسازی کامل بار بین بخش های کاتیونی و آنیونی شبکه کریستالی وجود دارد.
اکسید سدیم Na 2 O با واکنش Na 2 O 2 ، NaOH و ترجیحاً NaNO 2 با فلز سدیم سنتز می شود:
Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O
2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2
2NaNO 2 + 6Na = 4Na 2 O + N 2
در آخرین واکنش، سدیم را می توان با سدیم آزید NaN 3 جایگزین کرد:
5NaN 3 + NaNO 2 = 3Na 2 O + 8N 2
بهتر است اکسید سدیم را در بنزین بدون آب ذخیره کنید. به عنوان یک معرف برای سنتزهای مختلف عمل می کند.
پراکسید سدیم Na 2 O 2 به شکل پودر زرد کم رنگ در طی اکسیداسیون سدیم تشکیل می شود. در این حالت در شرایط عرضه محدود اکسیژن خشک (هوا)، ابتدا اکسید Na 2 O تشکیل می شود که سپس به پراکسید Na 2 O 2 تبدیل می شود. در غیاب اکسیژن، پراکسید سدیم از نظر حرارتی تا ~675 درجه سانتیگراد پایدار است.
پراکسید سدیم به طور گسترده در صنعت به عنوان یک عامل سفید کننده برای الیاف، خمیر کاغذ، پشم و غیره استفاده می شود. این یک عامل اکسید کننده قوی است: هنگامی که با پودر آلومینیوم یا زغال چوب مخلوط می شود منفجر می شود، با گوگرد واکنش می دهد (و داغ می شود) و بسیاری از مایعات آلی را مشتعل می کند. پراکسید سدیم با مونوکسید کربن واکنش داده و کربنات تشکیل می دهد. واکنش پراکسید سدیم با دی اکسید کربن باعث آزاد شدن اکسیژن می شود:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
این واکنش کاربردهای عملی مهمی در دستگاه های تنفسی برای زیردریایی ها و آتش نشانان دارد.
سوپراکسید سدیم NaO 2 با گرم کردن آهسته پراکسید سدیم در دمای 200-450 درجه سانتیگراد تحت فشار اکسیژن 10-15 MPa بدست می آید. شواهد تشکیل NaO 2 ابتدا در واکنش اکسیژن با سدیم محلول در آمونیاک مایع به دست آمد.
اثر آب بر روی سوپر اکسید سدیم منجر به آزاد شدن اکسیژن حتی در سرما می شود:
2NaO 2 + H 2 O = NaOH + NaHO 2 + O 2
با افزایش دما، مقدار اکسیژن آزاد شده با تجزیه هیدروپراکسید سدیم افزایش می یابد:
4NaO 2 + 2H 2 O = 4NaOH + 3O 2
سوپراکسید سدیم جزء سیستم های احیای هوا در فضاهای محدود است.
ازونید سدیم NaO 3 از اثر ازن بر روی پودر هیدروکسید سدیم بی آب در دمای پایین و به دنبال آن استخراج NaO 3 قرمز با آمونیاک مایع تشکیل می شود.
هیدروکسید سدیم NaOH اغلب کاستیک سودا یا سود سوزآور نامیده می شود. این یک پایه قوی است و به عنوان یک قلیایی معمولی طبقه بندی می شود. تعداد زیادی هیدرات NaOH از محلول های آبی هیدروکسید سدیم به دست آمده است n H 2 O، کجا n= 1، 2، 2.5، 3.5، 4، 5.25 و 7.
هیدروکسید سدیم بسیار تهاجمی است. شیشه و چینی را به دلیل تعامل با دی اکسید سیلیکون موجود در آنها از بین می برد:
2NaOH + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + H 2 O
نام "سودا سوزآور" نشان دهنده اثر خورنده هیدروکسید سدیم بر بافت زنده است. ورود این ماده به چشم به ویژه خطرناک است.
دکتر دوک اورلئان، نیکلاس لبلانک (1742-1806)، در سال 1787 یک فرآیند مناسب برای تولید هیدروکسید سدیم از NaCl ایجاد کرد (اختراع 1791). این اولین صنعتی در مقیاس بزرگ فرآیند شیمیاییدر قرن نوزدهم به یک دستاورد بزرگ فناوری در اروپا تبدیل شد. فرآیند Leblanc بعدها با فرآیند الکترولیتی جایگزین شد. در سال 1874 تولید جهانی هیدروکسید سدیم به 525 هزار تن رسید که 495 هزار تن آن به روش لبلانک به دست آمد. تا سال 1902، تولید هیدروکسید سدیم به 1800 هزار تن رسید، اما تنها 150 هزار تن با استفاده از روش Leblanc به دست آمد.
امروزه هیدروکسید سدیم مهمترین قلیایی در صنعت است. تولید سالانه در ایالات متحده آمریکا به تنهایی بیش از 10 میلیون تن است. هنگامی که محلولی از کلرید سدیم الکترولیز می شود، هیدروکسید سدیم تشکیل می شود و کلر آزاد می شود:
کاتد (آهن) 2H 2 O + 2 ه– = H 2 + 2OH –
آند (گرافیت) 2Cl – – 2 ه– = Cl 2
الکترولیز با غلظت قلیایی در اواپراتورهای بزرگ همراه است. بزرگترین در جهان (در PPG Inductries "کارخانه دریاچه چارلز) دارای ارتفاع 41 متر و قطر 12 متر است. حدود نیمی از هیدروکسید سدیم تولید شده مستقیماً در صنایع شیمیایی برای تولید مواد آلی و معدنی مختلف استفاده می شود: فنل، رزورسینول، ب-نفتول، نمک های سدیم (هیپوکلریت، فسفات، سولفید، آلومینات) علاوه بر این، از هیدروکسید سدیم در تولید کاغذ و خمیر کاغذ، صابون و مواد شوینده، روغن ها، منسوجات استفاده می شود هیدروکسید سدیم خنثی کردن اسیدها است.
سدیم کلرید NaCl به نمک خوراکی و سنگ نمک معروف است. کریستال های مکعبی بی رنگ و کمی رطوبت سنجی را تشکیل می دهد. کلرید سدیم در دمای 801 درجه سانتی گراد ذوب می شود، در دمای 1413 درجه سانتی گراد می جوشد. حلالیت آن در آب بستگی کمی به دما دارد: 87/35 گرم نمک طعام در 100 گرم آب در دمای 20 درجه سانتی گراد و 12/38 گرم در دمای 80 درجه سانتی گراد حل می شود.
کلرید سدیم یک چاشنی غذایی ضروری و ضروری است. در گذشته های دور قیمت نمک با طلا برابری می کرد. در روم باستان، لژیونرها اغلب نه به پول، بلکه به نمک پرداخت می‌شدند، از این رو کلمه سرباز را می‌گرفتند.
در کیوان روس از نمک منطقه کارپات، دریاچه های نمک و مصب دریاهای سیاه و آزوف استفاده کردند. آنقدر گران بود که در جشن های تشریفاتی روی میز میهمانان نجیب سرو می شد، در حالی که دیگران «خلق» می رفتند.
پس از الحاق منطقه آستاراخان به ایالت مسکو، دریاچه های دریای خزر به منابع مهم نمک تبدیل شدند، و هنوز نمک کافی وجود نداشت، گران بود، بنابراین نارضایتی در بین فقیرترین اقشار مردم به وجود آمد که به یک نمک تبدیل شد. قیام معروف به شورش نمک (1648)
در سال 1711 پیتر اول فرمانی مبنی بر ایجاد انحصار نمک صادر کرد. تجارت نمک حق انحصاری دولت شد. انحصار نمک بیش از صد و پنجاه سال دوام آورد و در سال 1862 لغو شد.
امروزه کلرید سدیم یک محصول ارزان است. همراه با زغال سنگ، سنگ آهک و گوگرد، یکی از مواد خام معدنی به اصطلاح "چهار بزرگ" است که ضروری ترین مواد برای صنایع شیمیایی است.
بیشترین کلرید سدیم در اروپا (39٪)، آمریکای شمالی (34٪) و آسیا (20٪) تولید می شود، در حالی که آمریکای جنوبی و اقیانوسیه هر کدام تنها 3٪ و آفریقا 1٪ تولید می کنند. سنگ نمک رسوبات زیرزمینی وسیعی (اغلب صدها متر ضخامت) را تشکیل می دهد که حاوی بیش از 90 درصد NaCl است. یک کانسار معمولی نمک Cheshire (منبع اصلی کلرید سدیم در بریتانیا) مساحتی معادل 60 × 24 کیلومتر را پوشش می دهد و دارای بستر نمکی با ضخامت حدود 400 متر است .
تولید جهانی نمک تا آغاز قرن بیست و یکم. به 200 میلیون تن رسید که 60 درصد آن توسط صنایع شیمیایی (برای تولید کلر و هیدروکسید سدیم و همچنین خمیر کاغذ، منسوجات، فلزات، لاستیک و روغن)، 30 درصد توسط صنایع غذایی، 10 درصد توسط صنایع غذایی مصرف می شود. سایر زمینه های فعالیت به عنوان مثال، کلرید سدیم به عنوان یک عامل یخ زدایی ارزان استفاده می شود.
کربنات سدیم Na 2 CO 3 اغلب به نام خاکستر سودا یا به سادگی سودا نامیده می شود. در طبیعت به شکل آب نمک آسیاب شده، آب نمک در دریاچه ها و مواد معدنی ناترون Na 2 CO 3 · 10H 2 O، ترموناتریت Na 2 CO 3 · H 2 O، trona Na 2 CO 3 · NaHCO 3 · 2H 2 O یافت می شود. اشکال سدیم و سایر کربنات های هیدراته، بی کربنات ها، کربنات های مخلوط و مضاعف، به عنوان مثال Na 2 CO 3 7H 2 O، Na 2 CO 3 3 NaHCO 3، aKCO 3. n H 2 O، K 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O.
از جمله نمک های عناصر قلیایی به دست آمده در صنعت، کربنات سدیم است بالاترین ارزش. اغلب، روشی که توسط شیمیدان-تکنولوژیست بلژیکی ارنست سولوای در سال 1863 توسعه یافته است برای تولید آن استفاده می شود.
محلول آبی غلیظ کلرید سدیم و آمونیاک با دی اکسید کربن تحت فشار خفیف اشباع می شود. در این حالت، رسوبی از بی کربنات سدیم نسبتاً کم محلول تشکیل می شود (حلالیت NaHCO 3 9.6 گرم در هر 100 گرم آب در 20 درجه سانتیگراد است):
NaCl + NH 3 + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 Ї + NH 4 Cl
برای بدست آوردن سودا، بی کربنات سدیم کلسینه می شود:
دی اکسید کربن آزاد شده به فرآیند اول باز می گردد. دی اکسید کربن اضافی با کلسینه کردن کربنات کلسیم (سنگ آهک) به دست می آید:
محصول دوم این واکنش، اکسید کلسیم (آهک)، برای بازسازی آمونیاک از کلرید آمونیوم استفاده می شود:
بنابراین تنها محصول جانبی تولید سودا به روش Solvay کلرید کلسیم است.
معادله فرآیند کلی:
2NaCl + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaCl 2
بدیهی است که در شرایط عادی در یک محلول آبی واکنش معکوس رخ می دهد، زیرا تعادل در این سیستم به دلیل حل نشدن کربنات کلسیم کاملاً از راست به چپ تغییر می کند.
خاکستر سود حاصل از مواد اولیه طبیعی (خاکستر سودا طبیعی) در مقایسه با سودای تولید شده به روش آمونیاک (میزان کلرید کمتر از 0.2 درصد) از کیفیت بهتری برخوردار است. علاوه بر این، سرمایه‌گذاری‌های خاص و هزینه سودا از مواد خام طبیعی 40 تا 45 درصد کمتر از سرمایه‌گذاری‌های مصنوعی است. در حال حاضر حدود یک سوم تولید سودا در جهان از ذخایر طبیعی تامین می شود.
تولید جهانی Na 2 CO 3 در سال 1999 به شرح زیر توزیع شد:
| جمع | |
| شمال آمریکا | |
| آسیا/اقیانوسیه | |
| زاپ. اروپا | |
| شرق اروپا | |
| آفریقا | |
| لات آمریکا |
بزرگترین تولید کننده خاکستر سودا در جهان، ایالات متحده آمریکا است که بزرگترین ذخایر اکتشاف شده ترونا و آب نمک دریاچه های سودا در آن متمرکز شده است. کانسار در وایومینگ لایه ای به ضخامت 3 متر و مساحت 2300 کیلومتر مربع را تشکیل می دهد. ذخایر آن بیش از 10 10 تن است. در ایالات متحده، صنعت سودا بر مواد خام طبیعی متمرکز است. آخرین کارخانه سنتز سودا در سال 1985 بسته شد. تولید خاکستر سودا در ایالات متحده در سال های اخیر بین 10.3 تا 10.7 میلیون تن تثبیت شده است.
برخلاف ایالات متحده، اکثر کشورهای جهان تقریباً به طور کامل به تولید خاکستر سودا مصنوعی وابسته هستند. چین در تولید خاکستر سودا پس از ایالات متحده رتبه دوم جهان را دارد. تولید این ماده شیمیایی در چین در سال 1999 تقریباً به 7.2 میلیون تن رسید. تولید خاکستر سودا در روسیه در همان سال به حدود 1.9 میلیون تن رسید.
در بسیاری از موارد، کربنات سدیم با هیدروکسید سدیم قابل تعویض است (به عنوان مثال، در تولید خمیر کاغذ، صابون، محصولات پاک کننده). حدود نیمی از کربنات سدیم در صنعت شیشه استفاده می شود. یکی از کاربردهای رو به رشد حذف آلاینده های گوگرد از انتشار گاز از نیروگاه های تولید برق و کوره های بزرگ است. پودر کربنات سدیم به سوخت اضافه می شود، که با دی اکسید گوگرد واکنش می دهد و محصولات جامد را تشکیل می دهد، به ویژه سولفیت سدیم، که می تواند فیلتر یا رسوب شود.
کربنات سدیم قبلاً به عنوان «جوش‌شویی» به‌طور گسترده مورد استفاده قرار می‌گرفت، اما اکنون به دلیل استفاده از سایر شوینده‌های خانگی این استفاده از بین رفته است.
سدیم بی کربنات NaHCO 3 ( جوش شیرینعمدتا به عنوان منبع دی اکسید کربن در پخت نان، ساخت شیرینی، تولید نوشیدنی های گازدار و آب های معدنی مصنوعی، به عنوان جزئی از ترکیبات اطفاء حریق و دارو. این به دلیل سهولت تجزیه آن در دمای 50 تا 100 درجه سانتیگراد است.
سولفات سدیم Na 2 SO 4 در طبیعت به شکل بی آب (تناردیت) و به شکل دکاهیدرات (میرابیلیت، نمک گلوبر) وجود دارد. این بخشی از آستراکونیت Na 2 Mg (SO 4) 2 4H 2 O، وانتوفیت Na 2 Mg (SO 4) 2، گلوبریت Na 2 Ca (SO 4) 2 است. بزرگترین ذخایر سولفات سدیم در کشورهای CIS و همچنین در ایالات متحده آمریکا، شیلی و اسپانیا وجود دارد. میرابیلیت، جدا شده از رسوبات طبیعی یا آب نمک دریاچه های نمک، در دمای 100 درجه سانتیگراد کم آب می شود. سولفات سدیم نیز محصول جانبی تولید هیدروژن کلرید با استفاده از اسید سولفوریک و همچنین محصول نهایی صدها فرآیند صنعتی است که از آن استفاده می شود. خنثی سازی اسید سولفوریک با هیدروکسید سدیم
اطلاعات مربوط به تولید سولفات سدیم منتشر نشده است، اما تولید جهانی ماده خام طبیعی حدود 4 میلیون تن در سال تخمین زده می شود. بازیابی سولفات سدیم به عنوان یک محصول جانبی در سطح جهانی بین 1.5 تا 2.0 میلیون تن تخمین زده می شود.
برای مدت طولانی، سولفات سدیم کم استفاده می شد. اکنون این ماده اساس صنعت کاغذ است، زیرا Na 2 SO 4 معرف اصلی در خمیر کاغذ کرافت برای تهیه کاغذ بسته بندی قهوه ای و مقوای راه راه است. تراشه های چوب یا خاک اره در محلول قلیایی داغ سولفات سدیم پردازش می شود. لیگنین (جزئی از چوب که الیاف را در کنار هم نگه می دارد) را حل می کند و الیاف سلولزی را آزاد می کند که سپس به ماشین های کاغذ سازی فرستاده می شود. محلول باقیمانده تا زمانی که قادر به سوختن باشد تبخیر می شود و بخار برای گیاه و گرما برای تبخیر فراهم می کند. سولفات سدیم مذاب و هیدروکسید مقاوم در برابر شعله هستند و قابل استفاده مجدد هستند.
بخش کوچکتری از سولفات سدیم در تولید شیشه و مواد شوینده استفاده می شود. شکل هیدراته Na 2 SO 4 · 10H 2 O (نمک گلوبر) ملین است. الان کمتر از قبل استفاده می شود.
نیترات سدیم NaNO 3 سدیم یا نیترات شیلی نامیده می شود. به نظر می رسد ذخایر بزرگ نیترات سدیم موجود در شیلی از تجزیه بیوشیمیایی بقایای آلی تشکیل شده است. آمونیاک آزاد شده در ابتدا احتمالاً به اسیدهای نیتروژن و نیتریک اکسید شده بود که سپس با کلرید سدیم محلول واکنش نشان دادند.
نیترات سدیم از جذب گازهای نیتروژن (مخلوطی از اکسیدهای نیتروژن) با محلول کربنات سدیم یا هیدروکسید یا برهمکنش تبادلی نیترات کلسیم با سولفات سدیم به دست می آید.
از نیترات سدیم به عنوان کود استفاده می شود. این جزء مبردهای نمک مایع، حمام های خاموش کننده در صنعت فلزکاری و ترکیبات ذخیره گرما است. مخلوط سه تایی از 40% NaNO 2، 7% NaNO 3 و 53% KNO 3 را می توان از نقطه ذوب (142 درجه سانتیگراد) تا ~600 درجه سانتیگراد استفاده کرد. نیترات سدیم به عنوان یک عامل اکسید کننده در مواد منفجره، سوخت موشک استفاده می شود. و ترکیبات پیروتکنیک در تولید نمک های شیشه و سدیم از جمله نیتریت که به عنوان نگهدارنده مواد غذایی عمل می کند استفاده می شود.
نیتریت سدیم NaNO 2 را می توان با تجزیه حرارتی نیترات سدیم یا کاهش آن به دست آورد:
NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO
برای تولید صنعتی نیتریت سدیم، اکسیدهای نیتروژن توسط محلول آبی کربنات سدیم جذب می شود.
نیتریت سدیم NaNO 2، علاوه بر استفاده با نیترات ها به عنوان مذاب های رسانای گرما، به طور گسترده در تولید رنگ های آزو، برای مهار خوردگی و نگهداری گوشت استفاده می شود.
النا ساوینکینا