Sodík

český názevSodík
latinský názevNatrium
anglický názevSodium
chemická značkaNa
protonové číslo11
relativní atomová hmotnost22,989768
perioda3
skupinaI.A
zařazeníalkalické kovy
rok objevu1807
objevitelH. Davy
teplota tání [°C]97,81
teplota varu [°C]882,9
kritická teplota [°C]2300
kritický tlak [MPa]35
hustota [g cm-3]0,971
hustota při teplotě tání [g cm-3]0,927
elektronegativita0,93
oxidační stavyI
elektronová konfigurace[Ne]3s1
atomový poloměr [pm]190
kovalentní poloměr [pm]154
specifické teplo [J g-1K-1]1,23
slučovací teplo [kJ mol-1]2,598
skupenské teplo tání [kJ mol-1]97,7
tepelná vodivost [W m-1 K-1]142
elektrická vodivost [S m-1]2,01.107
1. ionizační potenciál [eV]5,1391
2. ionizační potenciál [eV]47,286
3. ionizační potenciál [eV]71,641
tvrdost podle Mohse0,5
tvrdost podle Brinella [MPa]0,69
modul pružnosti ve smyku[GPa]3,3
modul pružnosti v tahu [GPa]10
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce sodíku

Chemický prvek sodík je stříbrobílý, lesklý, velmi měkký, neušlechtilý kov. Společně s lithiem, draslíkem, rubidiem, cesiem a franciem patří mezi alkalické kovy. Na vzduchu je sodík nestálý a rychle se pokrývá vrstvou hydroxidu NaOH. S kyslíkem sodík při zahřátí na teplotu 250°C hoří za vzniku žlutého peroxidu Na2O2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku explozivního červeného ozonidu sodného NaO3. Páry sodíku mají sytě fialovou barvu. Prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a vývoje vodíku:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Podobně jako ostatní alkalické kovy je také sodík vysoce reaktivní chemický prvek, který se přímo slučuje s řadou dalších prvků. S fluorem a chlorem reaguje již za laboratorní teploty, s ostatními halogeny se slučuje při teplotě nad 150°C, se sírou, selenem a tellurem se slučuje při teplotě okolo 130°C. S červeným fosforem reaguje při teplotě 200°C za vzniku zeleného fosfidu sodného Na3P. Při teplotě 150°C reaguje s uhlíkem za tvorby acetylidu Na2C2. Již při teplotě 100°C reaguje s dusíkem za vzniku nitridu Na3N, v kapalném amoniaku se rozpuští za vzniku tetraaminsodného komplexu [Na(NH3)4], s plynným amoniakem reaguje za vzniku amidu sodného NaNH2:

Na + 4NH3 → [Na(NH3)4]
2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2

Při teplotě 150°C ochotně reaguje se sirovodíkem za vzniku hydrogensulfidu sodného NaHS:

2Na + 2H2S → 2NaHS + H2

Při teplotě okolo 300°C reaguje dokonce i s téměř netečným hexafluoridem síry SF6 za vzniku sulfidu sodného a fluoridu sodného:

8Na + SF6 → 6NaF + Na2S

S vodíkem se slučuje za vzniku velmi reaktivního hydridu NaH, který se prudce explozivně rozkládá působením vody.

Sloučeniny

Ve sloučeninách vystupuje sodík v oxidačním stavu I, existují i unikátní sloučeniny ve kterých se vyskytuje v oxidačním stavu -I. Typickým příkladem je inverzní hydrid sodíku H+Na-. Byly připraveny i sodné soli cyklických etherů (kryptandy), ve kterých vystupuje sodík v oxidačním stavu -I.

Velká většina sloučenin sodíku je ve vodě dobře rozpustná, vodné roztoky sodných solí bývají bezbarvé, pokud není jejich zbarvení způsobeno barevným aniontem. Jednou z mála známých barevných sodných solí je světle žlutý dusitan sodný NaNO2. Ve vodě nejhůře rozpustné sloučeniny sodíku jsou hexahydroxoantimoničnan sodný Na[Sb(OH)6] a xenoničelan sodný Na4XeO6, zcela nerozpustné jsou uranan sodný Na2UO4 a diuranan sodný Na2U2O7. Tabulka rozpustnosti některých dalších sloučenin sodíku.

Analytický důkaz sodných iontů se provádí přídavkem uranylacetátu zinečnatého UO2Zn(CH3COO)4 nebo hořečnatého UO2Mg(CH3COO)4, v neutrálním nebo slabě kyselém prostředí se vysráží žlutý krystalický NaZn(UO2)3(CH3COO)9·9H2O.

Výskyt sodíku v přírodě

Výskyt sodíku v přírodě je vázán pouze na sloučeniny, ve kterých se vyskytuje vždy ve formě bezbarvého jednomocného kationu. Průměrný obsah sodíku v zemské kůře činí 2,34 %, sodík je čtvrtý nejrozšířenější kov a šestý nejrozšířenější prvek na Zemi.

V množství 1,06 % je sodík obsažen v mořské vodě a významným způsobem se tak podílí na složení hydrosféry.

Přírodní sodík je ze 100 % tvořen stabilním izotopem 23Na, uměle bylo připraveno dalších 15 radioativních izotopů s nukleonovými čísly 20 až 35.

Nejdůležitějším minerálem sodíku je halit (kamenná sůl) NaCl. Největší obsah sodíku ze všech nerostů (55 % Na) má vzácný minerál villiaumit NaF. Celkem bylo mineralogicky popsáno 1029 minerálů s obsahem sodíku.

Výroba a využití sodíku

Výroba sodíku se provádí elektrolýzou taveniny chloridu sodného nebo hydroxidu sodného - Castnerův proces výroby sodíku. Elektrolýza chloridu se provádí při teplotě 600-650°C za přítomnosti fluoridu sodného, který snižuje teplotu tání chloridu. Na grafitové anodě se vylučuje chlor, tekutý sodík s vylučuje na železné katodě.

Kovový sodík se používá jako redukční činidlo při výrobě těžkotavitelných kovů titanu a zirkonia Krollovým postupem, jako reakční činidlo při přípravě homologů benzenu z jeho halogenderivátů (Wurtzova-Fittigova reakce) nebo při výrobě kyseliny šťavelové. Slouží jako chladivo v rychlých množivých reaktorech ve kterých se vyrábí plutonium. V současnosti jediný komerční rychlý reaktor chlazený sodíkem BN-600 je provozován v Bělojarské jaderné elektrárně v Rusku. Sodík se používá i do některých slitin a pro výrobu sodíkových výbojek.

Kovový sodík nachází uplatnění i v laboratorní praxi, redukční mineralizace organických látek s kovovým sodíkem se používá k důkazu dusíku (Lassaigneův test) nebo síry.

Obrovský praktický význam má velká řada sloučenin sodíku. Zajímavou sloučeninou sodíku je výbušný azid sodný NaN3. Při explozi uvolňuje azid sodný v krátkém okamžiku velké množství dusíku, díky této vlastnosti se používá jako hlavní složka iniciačních náloží do airbagů v automobilech. Peroxid sodný Na2O2 a dusičnan sodný NaNO3 se využívají v pyrotechnice - barví plamen sytě žlutě. Oxid sodný Na2O se používá jako tavivo při přípravě keramických glazur, sulfid sodný Na2S se používá v koželužství k odchlupování kůží a sloužil jako jedna z výchozích surovin po výrobu bojové látky yperit. Dusitan sodný NaNO2 je hlavní součástí detekčních průkazníkových trubiček PT-381/1 a PT-27 k důkazu bojových chemických látek DM (adamsit) a CR a v laboratorní praxi se používá k selektivnímu důkazu fenolů (Liebermannova reakce) a nitrosloučenin (nitrolová reakce). Amid sodný NaNH2 je základní surovinou po výrobu kyanidu sodného NaCN, který se využívá zejména k loužení zlata. Jodid sodný NaI se používá k výrobě luminoforů halogenidových výbojek.

Disodná sůl kyseliny ethylendiamintetraoctové (EDTA) je pod názvem "Komplexon III" (Chelaton 3) využívána v analytické chemii jako základní činidlo pro komplexometrické (chelatometrické) stanovení celé řady kovových prvků, tetrasodná sůl stejné kyseliny je pod obchodním názvem "Syntron B" používána jako chelatační činidlo k úpravě vody a k výrobě pracích a čistících prostředků. Sodná sůl kyseliny dichlorizokyanurové C3Cl2N3NaO3 slouží jako zdroj aktivního chloru v bazénové chemii. Cyklohexylsulfanan sodný je pod názvem cyklamát sodný používaný jako umělé sladidlo, sodná sůl kyseliny glutamové je pod názvem glutaman sodný využívána jako potravinářský doplněk E 621. Nezastupitelný je biologický význam sodíku pro člověka.

Zdroje

neon ← sodík → hořčík