SÍNTESE DO HIDRÓXIDO DE SÓDIO E INVESTIGAÇÃO DE REATIVIDADE DO SÓDIO METÁLICO

1.0. INTRODUÇÃO

A propriedade mais destacável do sódio é sua reação vigorosa com a água, por meio da qual libera de maneira explosiva uma enorme quantidade de calor. O principal composto formado de sódio é o sal de cozinha, empregado na alimentação e encontrado em grandes quantidades nos mares e oceanos.

Sódio é um elemento químico do símbolo Na, pertencente ao grupo dos metais alcalinos (Ia) da tabela periódica. Em estado livre, é um metal prateado e branco. Mais leve que a água e tão mole quanto o fósforo branco, pode ser cortado, a temperatura ambiente, com uma faca. É encontrado em combinação com os elementos em numerosos compostos naturais, como o sal de cozinha (NaCl, cloreto de sódio). Inicialmente conhecido sob a forma de cloreto e carbonato de sódio, o elemento metálico foi preparado pela primeira vez, em 1807, por Humpry Davy, ao estudar a eletrólise (passagem decorrente elétrica) de soluções alcalinas, principalmente as de soda cáustica (NaOH, hidróxido de sódio). É o sexto elemento em abundância na natureza e constitui 2,8% da crosta terrestre. Conduz facilmente o calor e a eletricidade e apresenta o efeito fotoelétrico, ou seja, emite elétrons quando exposto à luz.

O sódio metálico se obtém geralmente por eletrólise do cloreto de sódio extraído do mineral de sal comum. A reação explosiva do com a água produz hidrogênio, que pode sofrer ignição devido ao calor de reação. Livre de umidade, o metal não reage nem mesmo com o oxigênio, razão pela qual é mantido imerso em líquidos inertes como o querosene. O sódio natural é o isótopo estável de massa 23. Dos seis isótopos artificiais radioativo, o sódio 22 é utilizado como traçador radioativo, o sódio 24 tem uso limitado por sua meia-vida muito curta (15 horas) e outros quatro têm maias-vidas de um minuto ou menos.

Devido a sua alta reatividade, o sódio forma com a maioria dos agentes químicos inorgânicos e orgânicos. O hidróxido de sódio apresenta propriedades corrosivas e constitui a substância alcalina (básica) de maior aplicação química. É altamente corrosivo para os tecidos de animais e vegetais. As soluções alcalinas que forma quando dissolvido em água neutralizam ácidos em vários processos comerciais: no refino de petróleo, remove ácidos sulfúricos e orgânicos; e na fabricação de sabão, reage com ácidos graxos. Na manufatura de celofane, papel e fibras de viscose, entre outros produtos, suas soluções alcalinas participam do tratamento da celulose e da preparação de diversas substâncias químicas.

O sódio metálico é aplicado em metalurgia, na manufatura de substâncias químicas, na fabricação de remédios e em lâmpadas de vapor de sódio. Além do sal comum, de ampla aplicação na indústria e em alimentação como conservante e condimento culinário, estão entre os principais compostos de sódio: o nitrato de sódio, denominado nitrato do Chile, importante fertilizante nitrogenado e componente da dinamite; o sulfato de sódio, empregado na confecção de papel kraft e cartão, além de vidros e detergentes; o bicarbonato de sódio, de extrema utilização em sais estomacais e um dos principais ingredientes dos extintores químicos de incêndio; e o carbonato de sódio, amplamente dissolvidos na água e empregado na fabricação de vidros, detergentes e substâncias de limpeza.

1.1 Propriedades físicas e químicas do Sódio

Número atômico: 11

Massa atômica: 22,9898

Peso atômico: 23

Raio atômico: 190 pm

Ponto de fusão: 97,81º C

Ponto de ebulição: 892º C

Densidade: 0,971 g/ml (20º C)

Estados de oxidação: +1

Estado físico (298k e 1atm): sólido

1ª energia ionização: 495,8 KJ/mol

Configuração eletrônica: 2-8-1 ou 1s2 2s2 2p 6 3s1

1.2 Hidróxido de Sódio

O hidróxido de sódio é o álcalino mais importante empregado na indústria. Este é empregado para varias finalidades, inclusive a fabricação de muitos compostos inorgânicos orgânicos, na fabricação de papel, em neutralizações de ácidos e na obtenção de alumina e sabões. É fabricado em grande escala (38,7 milhões de toneladas em 1994) pela eletrólise de uma solução aquosa de NaCl (salmoura), numa cela de diafragma ou de cátodo de mercúrio.

O processo eletrolítico, a eletrolise da salmoura foi descrita pela primeira vez por Cruickshank, mas só em 1834 Faraday desenvolveu as leis da eletrólise. Naquele tempo era muito restrito o uso da eletrólise, porque as únicas fontes de energia elétrica para realizá-las eram as baterias primárias. Essa situação mudou em 1872, quando Gramme inventou o dínamo. A primeira aparelhagem industrial a base de eletrólise foi instalada em 1891 na cidade de Frankfurt (Alemanha), na qual uma célula eletrolítica era preenchida, eletrolisada, esvaziada, a seguir novamente enchida e assim por diante. Tratava-se portanto, de um processo descontinuo. Obviamente, uma célula que poderia trabalhar continuamente, sem a necessidade de ser esvaziada, produziria mais a menos custos. Nos anos seguintes surgiram muitas patentes e desenvolvimentos, visando à exploração das possibilidades industriais da eletrólise. A primeira instalação industrial na empregar uma célula contínua de diafragma foi provavelmente aquela idealizada por Le Seur em Romford, em 1893; surgiram as células de Castner em 1896. Em todas essas células (e também em muitas células modernas) empregava-se amianto como um diafragma para separar os compartimentos do ânodo e do cátodo. Com a adição constante de salmoura, havia uma produção contínua de NaOH e Cl2.

Na mesma época, Castner e Kellner (um americano que trabalhava na Inglaterra e um austríaco que trabalhava em Viena, sucessivamente) desenvolveram e patentearam versões semelhantes da célula de cátodo de mercúrio, em 1897.

Os dois tipos de células, o de diafragma e o cátodo de mercúrio, permanecem uso. Os primeiros equipamentos de eletrólise produziam cerca de duas toneladas de cloro por dia; as instalações modernas produzem 1000 toneladas por dia. Na Eletrólise se da salmoura, ocorrem reações tanto no ânodo como no cátodo.

Ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e

Cátodo: Na + e → Na

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2