Os compostos de sódio, especialmente o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), são conhecidos e utilizados desde a Antiguidade para a conservação de alimentos e como moeda de troca (daí a palavra "salário" do latim salarium). No entanto, o sódio metálico só foi isolado no início do século XIX graças aos avanços da eletroquímica.
Em 1807, o químico britânico Humphry Davy (1778-1829) isolou pela primeira vez o sódio metálico por eletrólise da soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH) fundida. Poucos dias depois de isolar o potássio pelo mesmo método, Davy conseguiu produzir glóbulos de sódio metálico brilhantes e extremamente reativos. Ele observou que este metal oxidava rapidamente no ar e reagia violentamente com a água, liberando gás hidrogênio.
Davy chamou este elemento de sódio (da palavra inglesa "soda", derivada do árabe suwwad ou suda, que designa certas plantas das quais se extraía a soda). O símbolo químico Na vem do latim natrium, derivado de natron (carbonato de sódio hidratado natural) usado desde o Egito antigo. Esta descoberta marcou o início do estudo sistemático dos metais alcalinos e revolucionou a compreensão da química dos elementos.
O sódio (símbolo Na, número atômico 11) é um metal alcalino do grupo 1 da tabela periódica, constituído por onze prótons, geralmente doze nêutrons (para o isótopo mais comum) e onze elétrons. O único isótopo estável natural é o sódio-23 \(\,^{23}\mathrm{Na}\) (100% de abundância natural).
À temperatura ambiente, o sódio é um metal macio de cor prata brilhante, macio o suficiente para ser cortado com uma faca. Ele possui uma densidade relativamente baixa (≈ 0,968 g/cm³), menor que a da água, o que significa que flutuaria na água se não reagisse violentamente com ela. O sódio é altamente reativo, oxidando rapidamente no ar e reagindo vigorosamente com a água para produzir hidróxido de sódio e gás hidrogênio, uma reação suficientemente exotérmica para inflamar o hidrogênio produzido.
O sódio deve ser armazenado sob óleo mineral ou em uma atmosfera inerte (argônio) para protegê-lo da oxidação. Ele possui excelente condutividade elétrica e térmica, características típicas dos metais alcalinos.
A temperatura na qual os estados líquido e sólido podem coexistir (ponto de fusão): 370,944 K (97,794 °C). A temperatura a partir da qual passa do estado líquido para o gasoso (ponto de ebulição): 1156,090 K (882,940 °C).
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Sódio-22 — \(\,^{22}\mathrm{Na}\,\) | 11 | 11 | 21.994437 u | Cosmogênico | 2,602 anos | Radioativo β\(^+\) e captura eletrônica dando \(\,^{22}\mathrm{Ne}\) ; produzido por raios cósmicos; usado em medicina nuclear. |
| Sódio-23 — \(\,^{23}\mathrm{Na}\,\) | 11 | 12 | 22.989769 u | 100 % | Estável | Único isótopo estável; essencial para as funções biológicas; base de todos os compostos de sódio. |
| Sódio-24 — \(\,^{24}\mathrm{Na}\,\) | 11 | 13 | 23.990963 u | Não natural | 14,997 horas | Radioativo β\(^-\) dando \(\,^{24}\mathrm{Mg}\) ; usado como traçador em medicina e indústria; forte emissão gama. |
| Sódio-25 — \(\,^{25}\mathrm{Na}\,\) | 11 | 14 | 24.989954 u | Não natural | 59,1 s | Radioativo β\(^-\) ; produzido em reatores nucleares. |
| Sódio-26 — \(\,^{26}\mathrm{Na}\,\) | 11 | 15 | 25.992633 u | Não natural | 1,071 s | Radioativo β\(^-\) ; meia-vida curta. |
| Outros isótopos — \(\,^{18}\mathrm{Na}-\,^{21}\mathrm{Na},\,^{27}\mathrm{Na}-\,^{37}\mathrm{Na}\) | 11 | 7-10, 16-26 | — (ressonâncias) | Não naturais | \(10^{-21}\) — 0,301 s | Estados muito instáveis observados em física nuclear; alguns têm estruturas de halo de nêutrons. |
N.B. :
Camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O sódio possui 11 elétrons distribuídos em três camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, ou simplificada: [Ne] 3s¹. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(8) M(1).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 8 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁶. Essa camada também está completa, formando uma configuração de gás nobre (neônio).
Camada M (n=3): contém apenas 1 elétron na subcamada 3s. Este único elétron de valência está muito fracamente ligado ao núcleo e é muito facilmente perdido durante reações químicas.
O único elétron na camada externa (3s¹) é o elétron de valência do sódio. Essa configuração explica suas propriedades químicas:
Ao perder seu elétron 3s, o sódio forma o íon Na⁺ (estado de oxidação +1), seu único e sistemático estado de oxidação em todos os seus compostos.
O íon Na⁺ adota então uma configuração eletrônica idêntica à do neônio [Ne], um gás nobre, o que confere a este íon estabilidade máxima.
O sódio não apresenta nenhum outro estado de oxidação; apenas o estado +1 é observado em química.
A configuração eletrônica do sódio, com sua camada de valência contendo um único elétron 3s, classifica-o entre os metais alcalinos (Grupo 1 da tabela periódica). Essa estrutura confere-lhe propriedades características: reatividade química muito alta (reage violentamente com a água, liberando hidrogênio e calor, e inflama-se espontaneamente em ar úmido), energia de ionização muito baixa (o elétron de valência é extremamente fácil de remover) e formação exclusiva de compostos iônicos com estado de oxidação +1. O sódio é um metal macio e prateado que deve ser armazenado sob óleo mineral ou em atmosfera inerte para protegê-lo da oxidação. Sua tendência extremamente forte de perder seu elétron de valência faz do sódio um dos agentes redutores mais poderosos e um dos metais mais reativos. Sua importância biológica é fundamental: o íon Na⁺ desempenha um papel crucial na regulação do equilíbrio hídrico dos organismos, na transmissão do impulso nervoso e na manutenção do potencial de membrana das células. Em química, o sódio metálico é usado como um potente agente redutor, enquanto seus compostos são onipresentes: o cloreto de sódio NaCl (sal de cozinha), o hidróxido de sódio NaOH (soda cáustica), o carbonato de sódio Na₂CO₃ e o bicarbonato de sódio NaHCO₃ estão entre os produtos químicos mais utilizados industrialmente.
O sódio possui um único elétron de valência em sua camada externa, que ele doa muito facilmente para formar o íon sódio (Na⁺) com uma configuração eletrônica estável de gás nobre. Esta alta eletropositividade faz do sódio um redutor poderoso e um metal extremamente reativo.
O sódio reage vigorosamente com a água de acordo com a reação: 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ (gás). Esta reação é suficientemente exotérmica para fundir o sódio e inflamar o hidrogênio produzido, criando uma chama amarela característica devido à excitação dos átomos de sódio. Com o oxigênio do ar, o sódio forma rapidamente uma camada de óxido (Na₂O) e peróxido de sódio (Na₂O₂) que opaca sua superfície brilhante.
O sódio reage com os halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo) para formar haletos, dos quais o cloreto de sódio (NaCl, sal de cozinha) é o mais conhecido e biologicamente importante. Ele também reage com o hidrogênio para formar hidreto de sódio (NaH), um redutor poderoso usado em química orgânica, e com amônia líquida para formar soluções azuis características contendo elétrons solvatados.
Nos organismos vivos, o íon sódio (Na⁺) desempenha um papel fisiológico absolutamente essencial. Ele é o principal cátion extracelular e mantém o equilíbrio osmótico, regula o volume sanguíneo e a pressão arterial. O sódio é crucial para a transmissão de impulsos nervosos e a contração muscular através das bombas de sódio-potássio (Na⁺/K⁺-ATPase) que mantêm os gradientes eletroquímicos através das membranas celulares. O desequilíbrio de sódio (hiponatremia ou hipernatremia) pode ter consequências graves, até fatais.
O sódio é um elemento relativamente abundante no universo, ocupando aproximadamente o 14º lugar em abundância cósmica. Ele é produzido inteiramente por nucleossíntese estelar, principalmente em estrelas massivas.
O sódio-23 é sintetizado em estrelas massivas por vários processos nucleares. O mecanismo principal é a queima de carbono a temperaturas de cerca de 600-800 milhões de kelvins, onde a fusão de dois núcleos de carbono-12 pode produzir sódio-23 mais um próton (¹²C + ¹²C → ²³Na + p). O sódio também pode ser produzido durante a queima de neônio por fotodesintegração do neônio-20 seguida de captura de partículas alfa, ou por processos envolvendo magnésio nas camadas estelares em combustão.
Durante as explosões de supernovas, o sódio é produzido em quantidades significativas e ejetado no meio interestelar. Supernovas do tipo II (colapso gravitacional de estrelas massivas) e do tipo Ia (explosão termonuclear de anãs brancas) contribuem para o enriquecimento galáctico de sódio, embora por mecanismos diferentes e com rendimentos variáveis.
No meio interestelar, o sódio atômico neutro (Na I) apresenta linhas de absorção características no espectro visível, notavelmente as linhas D do sódio (dubleto em 589,0 e 589,6 nm). Essas linhas, descobertas por Joseph von Fraunhofer no espectro solar em 1814, estão entre as mais fortes e facilmente observáveis. Elas servem como traçadores da estrutura e dinâmica do meio interestelar, permitindo que os astrônomos mapeiem nuvens de gás entre as estrelas e estudem suas velocidades pelo efeito Doppler.
As linhas D do sódio também são observadas nos espectros das estrelas, fornecendo informações sobre temperatura, composição química e movimentos das atmosferas estelares. A intensidade dessas linhas varia consideravelmente de uma estrela para outra, refletindo diferenças na abundância química relacionada à metalicidade estelar e à evolução química da galáxia.
No sistema solar, o sódio foi detectado em vários ambientes surpreendentes. Uma exosfera tênue de sódio cerca o planeta Mercúrio, criada pela pulverização da superfície pelo vento solar e impactos de micrometeoritos. Esta exosfera de sódio se estende por dezenas de milhares de quilômetros e apresenta uma cauda semelhante à de um cometa. O sódio também foi detectado na exosfera da Lua, nos gêiseres de Encélado (lua de Saturno) e nas caudas de cometas.
As atmosferas de exoplanetas revelaram a presença de sódio por meio de espectroscopia de trânsito. Quando um exoplaneta passa na frente de sua estrela, a absorção da luz estelar pela atmosfera planetária cria uma assinatura espectral característica. As linhas do sódio foram algumas das primeiras detectadas nas atmosferas de exoplanetas do tipo Júpiter quente, fornecendo informações cruciais sobre a composição, estrutura e meteorologia desses mundos distantes.
Em astronomia óptica adaptativa, lasers de sódio são usados para criar estrelas-guia artificiais. Esses lasers excitam os átomos de sódio na camada mesosférica da Terra (a cerca de 90 km de altitude), criando uma fonte de luz pontual que permite medir e corrigir distorções atmosféricas em tempo real, melhorando significativamente a resolução dos telescópios terrestres.
N.B. :
O paradoxo do sal ilustra a relação complexa entre o sódio e a saúde humana. O sódio é absolutamente essencial à vida: sem ele, os impulsos nervosos não poderiam se propagar, os músculos não poderiam se contrair e o equilíbrio hídrico do corpo entraria em colapso. Historicamente, o sal era tão valioso que servia como moeda de troca e guerras foram travadas para controlar as rotas do sal. No entanto, nas sociedades modernas, o consumo excessivo de sódio (principalmente na forma de sal) tornou-se um grande problema de saúde pública, contribuindo para a hipertensão arterial, doenças cardiovasculares e derrames. A Organização Mundial da Saúde recomenda menos de 5 gramas de sal por dia, mas o consumo médio em muitos países desenvolvidos excede 9-12 gramas. Esta situação reflete um descompasso entre nossa biologia, que evoluiu em ambientes pobres em sal (onde conservar o sódio era crucial), e nosso ambiente alimentar moderno rico em alimentos processados contendo quantidades excessivas de sal adicionado. O sódio encarna, assim, a regra toxicológica fundamental formulada por Paracelso: "Tudo é veneno, nada é veneno, é a dose que faz o veneno."
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
