الصوديوم: التاريخ والهيكل والخصائص والمخاطر والاستخدامات - كيمياء - 2026

و الصوديوم هو الفلزات القلوية من المجموعة 1 من الجدول الدوري. رقمه الذري هو 11 ويمثله الرمز الكيميائي Na. إنه معدن خفيف ، أقل كثافة من الماء ، لونه أبيض فضي يتحول إلى اللون الرمادي عند تعرضه للهواء ؛ لهذا يتم تخزينه في البارافينات أو الغازات النبيلة.

بالإضافة إلى ذلك ، فهو معدن ناعم يمكن قطعه بسكين ويصبح هشًا في درجات الحرارة المنخفضة. يتفاعل بشكل متفجر مع الماء ليشكل هيدروكسيد الصوديوم وغاز الهيدروجين ؛ يتفاعل أيضًا مع الهواء الرطب ومع رطوبة اليدين العاريتين.

صوديوم معدني يخزن في زجاجة ويغمس في الزيت حتى لا يتفاعل مع الهواء. المصدر: صور عالية الدقة للعناصر الكيميائية

يوجد هذا المعدن في معادن الملح الصخري مثل الهاليت (كلوريد الصوديوم) وفي المحاليل الملحية وفي البحر. يمثل كلوريد الصوديوم 80٪ من جميع المواد المذابة في البحر ، والصوديوم بكثرة بنسبة 1.05٪. إنه العنصر السادس بكثرة في القشرة الأرضية.

أتاح تحليل أطياف الضوء القادم من النجوم الكشف عن وجودها فيها ، بما في ذلك الشمس ، كما تم تحديد وجودها في النيازك.

الصوديوم موصل حراري وكهربائي جيد ، بالإضافة إلى قدرة امتصاص الحرارة العالية. إنها تختبر الظاهرة الكهروضوئية ، أي أنها قادرة على إصدار إلكترونات عندما تكون مضاءة. عند الاحتراق ، ينبعث من لهب ضوء أصفر شديد.

يعمل الصوديوم المنصهر كعامل نقل حرارة ، ولهذا السبب يتم استخدامه كمبرد في بعض المفاعلات النووية. كما أنه يستخدم كمزيل أكسدة معدني ومخفض ، ولهذا السبب تم استخدامه في تنقية المعادن الانتقالية ، مثل التيتانيوم والزركونيوم.

الصوديوم هو المساهم الرئيسي في الأسمولية في الحيز خارج الخلية وحجمه. وبالمثل ، فهو مسؤول عن توليد إمكانات العمل في الخلايا القابلة للاستثارة وبدء تقلص العضلات.

يمكن للإفراط في تناول الصوديوم أن يسبب: أمراض القلب والأوعية الدموية ، وزيادة خطر الإصابة بالسكتات الدماغية ، وهشاشة العظام بسبب تحفيز الكالسيوم في العظام وتلف الكلى.

التاريخ

استخدم الإنسان مركبات الصوديوم منذ العصور القديمة ، وخاصة كلوريد الصوديوم (الملح الشائع) وكربونات الصوديوم. تتضح أهمية الملح من خلال استخدام الكلمة اللاتينية "سالاريوم" للإشارة إلى جزء من الملح الذي حصل عليه الجنود كجزء من الدفع.

في العصور الوسطى ، تم استخدام مركب الصوديوم بالاسم اللاتيني "سودانوم" ، والذي يعني الصداع.

في عام 1807 ، عزل السير هامبري ديفي الصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الصوديوم. قام ديفي أيضًا بعزل البوتاسيوم ، في وقت كان يعتبر فيه هيدروكسيد الصوديوم وهيدروكسيد البوتاسيوم من المواد الأولية ويسمى القلويات الثابتة.

كتب ديفي في رسالة إلى صديق: "لقد حللت وأعدت تكوين القلويات الثابتة واكتشفت أن قاعدتها كانت مادتين جديدتين قابلتين للاشتعال شبيهتين بالمعادن. لكن أحدهما أكثر قابلية للاشتعال من الآخر وهو شديد التفاعل ".

في عام 1814 ، استخدم يونس جاكوب في نظامه للرموز الكيميائية الاختصار Na للكلمة اللاتينية "ناتريوم" ، من أجل تسمية الصوديوم. تأتي هذه الكلمة من الاسم المصري "النطرون" المستخدم للإشارة إلى كربونات الصوديوم.

التكوين والتكوين الإلكتروني للصوديوم

يتبلور الصوديوم المعدني في هيكل مكعب محوره الجسم (bcc). لذلك ، يتم وضع ذرات Na لتشكيل مكعبات ، مع وجود واحدة في المركز ولكل منها ثمانية جيران.

يتميز هذا الهيكل بأنه الأقل كثافة على الإطلاق ، وهو ما يتوافق مع الكثافة المنخفضة لهذا المعدن ؛ منخفضة جدًا لدرجة أنها مع الليثيوم والبوتاسيوم ، المعادن الوحيدة التي يمكن أن تطفو في الماء السائل (قبل الانفجار بالطبع). تساهم كتلتها الذرية المنخفضة ، بالنسبة إلى نصف قطرها الذري الضخم ، أيضًا في هذه الخاصية.

ومع ذلك ، فإن الرابطة المعدنية الناتجة ضعيفة للغاية ، ويمكن تفسيرها من التكوين الإلكتروني:

3 ثانية ¹

لا تشارك الإلكترونات الموجودة في الغلاف المغلق (على الأقل في ظل الظروف العادية) في الرابطة المعدنية ؛ لكن الإلكترون في المدار 3s. تتداخل ذرات Na مع مداراتها الثلاثية لإنشاء نطاق تكافؤ ؛ و 3 p ، فارغة ، فرقة التوصيل.

هذا النطاق 3s ، لكونه نصف ممتلئ ، وكذلك بسبب انخفاض كثافة البلورة ، يجعل القوة التي يحكمها "بحر الإلكترونات" ضعيفة. وبالتالي ، يمكن قطع الصوديوم المعدني بمعدن ويذوب فقط عند 98 درجة مئوية.

انتقالات المرحلة

يمكن أن تخضع بلورة الصوديوم لتغييرات في هيكلها عند زيادة الضغط ؛ بينما عند تسخينها ، من غير المحتمل أن تخضع لتحولات طورية بسبب نقطة انصهارها المنخفضة.

بمجرد أن تبدأ تحولات الطور ، تتغير خصائص المعدن. على سبيل المثال ، يولد الانتقال الأول بنية مكعبة محورها الوجه (fcc). وبالتالي ، يتم ضغط الهيكل المتناثر bcc إلى fcc عند ضغط الصوديوم المعدني.

قد لا ينتج عن ذلك تغيير ملموس في خصائص الصوديوم بخلاف كثافته. ومع ذلك ، عندما تكون الضغوط عالية جدًا ، فإن المتآصلات (ليست متعددة الأشكال لأنها معدن نقي) تصبح عوازل وكهرباء بشكل مفاجئ ؛ أي أنه حتى الإلكترونات مثبتة في البلورة كأنيونات ولا تدور بحرية.

بالإضافة إلى ما سبق ، تتغير ألوانها أيضًا ؛ يتوقف الصوديوم عن التحول إلى اللون الرمادي ليصبح داكنًا أو ضارب إلى الحمرة أو حتى شفافًا ، مع ارتفاع ضغوط التشغيل.

أعداد الأكسدة

بالنظر إلى مدار التكافؤ 3s ، عندما يفقد الصوديوم إلكترونه الوحيد ، فإنه يتحول بسرعة إلى Na ⁺ كاتيون ، وهو isoelectronic لنيون. أي أن كل من Na ⁺ و Ne لهما نفس عدد الإلكترونات. إذا كان وجود نا ⁺ في مجمع يفترض ، ثم قال عدد الأكسدة ليكون +1.

في حين أنه إذا حدث العكس ، أي أن الصوديوم يكتسب إلكترونًا ، فإن تكوين الإلكترون الناتج هو 3s ² ؛ الآن هو متساوي الإلكترونات مع المغنيسيوم، ويجري أنيون نا ^- دعا الصوديوم. إذا تم افتراض وجود Na ^- في المركب ، فسيكون للصوديوم عدد أكسدة -1.

الخصائص

محلول إيثيل يحترق كلوريد الصوديوم لإظهار اللون الأصفر المميز للهب لهذا المعدن. المصدر: Der Messer

الوصف المادي

معدن خفيف ناعم ، مطيل ، طيع.

الوزن الذري

22.989 جم / مول.

اللون

الصوديوم معدن فضي خفيف. لامع عند قصه حديثًا ، ولكنه يفقد بريقه عند ملامسته للهواء ، ويصبح معتمًا. لينة في درجة الحرارة ، ولكن صعبة للغاية عند -20 درجة مئوية.

نقطة الغليان

880 درجة مئوية.

نقطة الانصهار

97.82 درجة مئوية (98 درجة مئوية تقريبًا).

كثافة

في درجة حرارة الغرفة: 0.968 جم / سم ³.

في الحالة السائلة (نقطة الانصهار): 0.927 جم / سم ³.

الذوبان

غير قابل للذوبان في البنزين والكيروسين والنفتا. يذوب في الأمونيا السائلة ، ويعطي محلولاً أزرق اللون. يذوب في الزئبق مكونًا ملغمًا.

ضغط البخار

درجة الحرارة 802 ك: 1 كيلو باسكال ؛ أي أن ضغط البخار منخفض بشكل ملحوظ حتى في درجات الحرارة العالية.

تقسيم

يتحلل بعنف في الماء مكونًا هيدروكسيد الصوديوم والهيدروجين.

درجة حرارة الاشتعال الذاتي

120-125 درجة مئوية.

اللزوجة

0.680 سنتي بواز عند 100 درجة مئوية

التوتر السطحي

192 داين / سم عند نقطة الانصهار.

معامل الانكسار

4.22.

كهرسلبية

0.93 على مقياس بولينج.

طاقة التأين

التأين الأول: 495.8 كيلوجول / مول.

التأين الثاني: 4562 كيلوجول / مول.

التأين الثالث: 6910.3 كيلوجول / مول.

راديو ذري

186 م.

نصف القطر التساهمي

166 ± 9 مساءً.

التمدد الحراري

71 ميكرومتر (م · ك) عند 26 درجة مئوية.

توصيل حراري

132.3 واط / متر كلفن عند 293.15 ك.

المقاومة الكهربائية

4.77 × 10 ^-8 Ωm في 293 K.

التسمية

نظرًا لأن الصوديوم يحتوي على رقم أكسدة فريد من 1+ ، فإن أسماء مركباته ، التي تحكمها تسمية المخزون ، مبسطة لأن هذا الرقم غير محدد بين قوسين وبأرقام رومانية.

وبنفس الطريقة ، تنتهي أسمائهم وفقًا للتسميات التقليدية باللاحقة -ico.

على سبيل المثال ، NaCl هو كلوريد الصوديوم وفقًا لتسمية المخزون ، حيث يكون كلوريد الصوديوم (I) خاطئًا. ويسمى أيضًا أحادي كلوريد الصوديوم ، وفقًا للتسمية المنهجية ؛ وكلوريد الصوديوم ، حسب التسمية التقليدية. ومع ذلك ، فإن اسمه الأكثر شيوعًا هو ملح الطعام.

الدور البيولوجي

المكون الاسموزي

الصوديوم له تركيز خارج الخلية 140 مليمول / لتر ، ويكون في شكل أيوني (Na ⁺). للحفاظ على التعادل الكهربائي من حجرة خارج الخلية، نا ⁺ يرافقه كلوريد (الكلور ^-) والبيكربونات (HCO ₃ ^-) الأنيونات ، مع تركيز 105 مليمول / لتر و 25 مليمول / لتر على التوالي.

نا ⁺ الموجبة هو العنصر الرئيسي ناضح ويحتوي على أكبر مساهمة في الأسمولية من حجرة خارج الخلية، مثل أن هناك مساواة الأسمولية بين مقصورات خارج الخلية والخلايا التي تضمن سلامة المقصورة داخل الخلايا.

من ناحية أخرى، وتركيز الخلايا نا ⁺ 15 مليمول / L. لذلك: لماذا هي نا اضافية والخلايا ⁺ تركيزات لا تعادل ؟

هناك سببان لعدم حدوث ذلك: أ) يكون غشاء البلازما ضعيف النفاذية لـ Na ⁺. ب) وجود مضخة Na ⁺ -K ⁺.

المضخة عبارة عن نظام إنزيمي في غشاء البلازما يستخدم الطاقة الموجودة في ATP لإزالة ثلاث ذرات Na ⁺ وإدخال ذرتين K ⁺.

بالإضافة إلى ذلك ، هناك مجموعة من الهرمونات ، بما في ذلك الألدوستيرون ، والتي ، من خلال تعزيز إعادة امتصاص الصوديوم الكلوي ، تضمن الحفاظ على تركيز الصوديوم خارج الخلية بقيمته المناسبة. يساعد الهرمون المضاد لإدرار البول في الحفاظ على الحجم خارج الخلية.

إنتاج إمكانات العمل

الخلايا المستثارة (الخلايا العصبية وخلايا العضلات) هي تلك التي تستجيب لمحفز مناسب من خلال تكوين جهد فعل أو نبضة عصبية. تحافظ هذه الخلايا على فرق الجهد عبر غشاء البلازما.

يتم شحن الجزء الداخلي للخلية سالبًا بالنسبة إلى الجزء الخارجي للخلية في ظل ظروف الراحة. إعطاء حافز معين، هناك زيادة في نفاذية الغشاء لنا ⁺ وكمية صغيرة من نا ⁺ أيونات يدخل الخلية ، مما تسبب في داخل الخلية لتصبح موجبة.

هذا هو ما يُعرف باسم إمكانات الفعل ، والتي يمكن أن تنتشر في جميع أنحاء الخلية العصبية وهي الطريقة التي تنتقل بها المعلومات من خلالها.

عندما يصل جهد الفعل إلى خلايا العضلات ، فإنه يحفزها على الانقباض من خلال آليات أكثر أو أقل تعقيدًا.

باختصار ، الصوديوم مسؤول عن إنتاج جهود العمل في الخلايا القابلة للإثارة وبدء تقلص خلايا العضلات.

أين هو موقعه

القشرة الارضية

يحتل الصوديوم المرتبة السابعة بين أكثر العناصر وفرة في القشرة الأرضية ويمثل 2.8٪ منها. كلوريد الصوديوم هو جزء من معدن الهاليت الذي يمثل 80٪ من المواد المذابة في البحر. محتوى البحر من الصوديوم 1.05٪.

الصوديوم عنصر شديد التفاعل ، ولهذا السبب لا يوجد في شكله الأصلي أو الأولي. يوجد في المعادن القابلة للذوبان مثل الهاليت أو المعادن غير القابلة للذوبان مثل الكريوليت (فلوريد ألومنيوم الصوديوم).

البحر ومعدن الهاليت

إلى جانب البحر بشكل عام ، يتميز البحر الميت باحتوائه على نسبة عالية جدًا من الأملاح والمعادن المختلفة ، وخاصة كلوريد الصوديوم. تحتوي بحيرة الملح الكبرى في الولايات المتحدة أيضًا على نسبة عالية من الصوديوم.

يوجد كلوريد الصوديوم نقيًا تقريبًا في معدن الهاليت الموجود في البحر وفي الهياكل الصخرية. الملح الصخري أو المعدني أقل نقاءً من الملح الموجود في الرواسب المعدنية في بريطانيا العظمى وفرنسا وألمانيا والصين وروسيا.

رواسب ملحية

يُستخرج الملح من رواسبه الصخرية عن طريق تفتيت الصخور ، تليها عملية تنقية الملح. في أوقات أخرى ، يتم إدخال الماء في خزانات الملح لإذابه وتشكيل محلول ملحي ، ثم يتم ضخه إلى السطح.

يتم الحصول على الملح من البحر في الأحواض الضحلة المعروفة باسم الملاحات ، من خلال التبخر الشمسي. يسمى الملح الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة ملح الخليج أو ملح البحر.

خلية هبوط

تم إنتاج الصوديوم عن طريق الاختزال الكربوني لكربونات الصوديوم عند درجة حرارة 1100 درجة مئوية. حاليًا ، يتم إنتاجه عن طريق التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم المصهور ، باستخدام خلية داونز.

ومع ذلك ، نظرًا لأن كلوريد الصوديوم المنصهر له نقطة انصهار تبلغ 800 درجة مئوية ، يضاف كلوريد الكالسيوم أو كربونات الصوديوم لخفض نقطة الانصهار إلى 600 درجة مئوية.

في حجرة داونز ، يتكون الكاثود من الحديد بشكل دائري ، حول أنود الكربون. يتم فصل منتجات التحليل الكهربائي بواسطة شبكة فولاذية لمنع تلامس منتجات التحليل الكهربائي: عنصر الصوديوم والكلور.

عند الأنود (+) يحدث تفاعل الأكسدة التالي:

2 Cl ^- (l) → Cl ₂ (ز) + 2 هـ ^-

وفي الوقت نفسه ، عند الكاثود (-) يحدث تفاعل الاختزال التالي:

2 Na ⁺ (l) + 2 e ^- → 2 Na (l)

تفاعلات

تكوين الأكاسيد والهيدروكسيد

إنه شديد التفاعل في الهواء حسب رطوبته. يتفاعل لتشكيل طبقة من هيدروكسيد الصوديوم ، والتي يمكن أن تمتص ثاني أكسيد الكربون وفي النهاية تشكل بيكربونات الصوديوم.

يتأكسد في الهواء ليشكل أول أكسيد الصوديوم (Na ₂ O). بينما يتم تحضير فوق أكسيد الصوديوم (NaO ₂) عن طريق تسخين الصوديوم المعدني إلى 300 درجة مئوية مع الأكسجين عند ضغط مرتفع.

تشتعل في الحالة السائلة عند درجة حرارة 125 درجة مئوية ، مما ينتج عنه دخان أبيض مزعج ، قادر على إحداث السعال. كما أنه يتفاعل بقوة مع الماء لإنتاج هيدروكسيد الصوديوم وغاز الهيدروجين ، مما يتسبب في انفجار التفاعل. هذا التفاعل شديد الحرارة.

Na + H ₂ O → NaOH + 1/2 H ₂ (3367 سعر حراري / مول)

مع الأحماض المهلجنة

تتفاعل الأحماض المهلجنة ، مثل حمض الهيدروكلوريك ، مع الصوديوم لتكوين الهاليدات المقابلة. وفي الوقت نفسه ، تفاعله مع حمض النيتريك يولد نترات الصوديوم. ومع حامض الكبريتيك ينتج كبريتات الصوديوم.

التخفيضات

يقلل Na من أكاسيد المعادن الانتقالية ، وينتج المعادن المقابلة عن طريق تحريرها من الأكسجين. يتفاعل الصوديوم أيضًا مع هاليدات الفلزات الانتقالية ، مما يتسبب في إزاحة المعادن لتشكيل كلوريد الصوديوم وإطلاق المعادن.

ساعد هذا التفاعل في الحصول على معادن انتقالية ، بما في ذلك التيتانيوم والتنتالوم.

مع الأمونيا

يتفاعل الصوديوم مع الأمونيا السائلة عند درجة حرارة منخفضة وببطء لتكوين الصوداميد (NaNH ₂) والهيدروجين.

Na + NH ₃ → NaNH ₂ + 1/2 H ₂

تعمل الأمونيا السائلة كمذيب لتفاعل الصوديوم مع معادن مختلفة ، بما في ذلك الزرنيخ والتيلوريوم والأنتيمون والبزموت.

عضوي

يتفاعل مع الكحوليات لإنتاج الكحوليات أو الألكوكسيدات:

Na + ROH → RONa + 1/2 H ₂

ينتج عنه إزالة الهالوجين من المركبات العضوية ، مما يؤدي إلى مضاعفة عدد الكربون في المركب:

2 Na + 2 RCl → RR + 2 NaCl

يمكن إنتاج الأوكتان عن طريق إزالة الهالوجين من بروميد البيوتان بالصوديوم.

مع المعادن

يمكن للصوديوم أن يتفاعل مع معادن قلوية أخرى ليشكل مادة سهلة الانصهار: سبيكة تتشكل عند درجات حرارة أقل من مكوناتها ؛ على سبيل المثال ، NaK الذي يحتوي على نسبة K من 78٪. كما يشكل الصوديوم سبائك مع البريليوم بنسبة صغيرة من الأول.

المعادن الثمينة مثل الذهب والفضة والبلاتين والبلاديوم والإيريديوم ، مثل المعادن البيضاء مثل الرصاص والقصدير والأنتيمون ، تشكل سبائك مع الصوديوم السائل.

المخاطر

إنه معدن يتفاعل بقوة مع الماء. لذلك ، يمكن أن يسبب التلامس مع الأنسجة البشرية المغلفة بالماء أضرارًا جسيمة. ينتج عنه حروق شديدة عند ملامسته للجلد والعينين.

وبالمثل ، يمكن أن يتسبب الابتلاع في حدوث ثقب في المريء والمعدة. ومع ذلك ، على الرغم من خطورة هذه الإصابات ، إلا أن نسبة صغيرة فقط من السكان تتعرض لها.

أكبر ضرر يمكن أن يسببه الصوديوم هو تناوله المفرط في الأطعمة أو المشروبات التي يصنعها الناس.

يتطلب جسم الإنسان تناول الصوديوم بمقدار 500 مجم / يوم ، لأداء وظيفته في التوصيل العصبي ، وكذلك في تقلص العضلات.

ولكن عادة ما يتم تناول كمية أعلى بكثير من الصوديوم في النظام الغذائي ، مما يؤدي إلى زيادة تركيز البلازما في الدم.

هذا يمكن أن يسبب ارتفاع ضغط الدم وأمراض القلب والأوعية الدموية والسكتات الدماغية.

يرتبط فرط صوديوم الدم أيضًا بتوليد هشاشة العظام عن طريق تحفيز تدفق الكالسيوم من أنسجة العظام. تواجه الكلى مشكلة في الحفاظ على تركيز الصوديوم الطبيعي في البلازما على الرغم من الإفراط في تناوله ، مما قد يؤدي إلى تلف الكلى.

التطبيقات

صوديوم معدني

يتم استخدامه في علم المعادن كعامل إزالة الأكسدة والاختزال في تحضير الكالسيوم والزركونيوم والتيتانيوم والمعادن الأخرى. على سبيل المثال، فإنه يقلل من رابع كلوريد التيتانيوم (TiCl ₄) لإنتاج التيتانيوم المعدني.

يستخدم الصوديوم المنصهر كعامل نقل حرارة ، وهذا هو سبب استخدامه كمبرد في بعض المفاعلات النووية.

يتم استخدامه كمادة خام في تصنيع كبريتات لوريل الصوديوم ، المكون الرئيسي في المنظفات الاصطناعية. وتشارك أيضًا في تصنيع البوليمرات مثل النايلون والمركبات مثل السيانيد وبيروكسيد الصوديوم. أيضا في إنتاج الأصباغ والعطور.

يستخدم الصوديوم في تنقية الهيدروكربونات وفي بلمرة الهيدروكربونات غير القابلة للذوبان. كما أنها تستخدم في العديد من التخفيضات العضوية. مذاب في الأمونيا السائلة يتم استخدامه لتقليل الألكينات إلى ألكين.

مصابيح بخار الصوديوم مصممة للإضاءة العامة في المدن. هذه توفر لونًا أصفر ، مشابهًا لما لوحظ عند حرق الصوديوم في الولاعات.

يعمل الصوديوم كمجفف يوفر صبغة زرقاء في وجود البنزوفينون ، مما يشير إلى أن المنتج في عملية التجفيف قد وصل إلى التجفيف المطلوب.

مجمعات سكنية

كلوريد

يتم استخدامه لتتبيل الطعام والحفاظ عليه. ينتج التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم هيبوكلوريت الصوديوم (NaOCl) ، الذي يستخدم في التنظيف المنزلي مثل الكلور. بالإضافة إلى ذلك ، يتم استخدامه كمبيض صناعي للورق ولب النسيج أو في تطهير المياه.

يستخدم هيبوكلوريت الصوديوم في بعض المستحضرات الطبية كمطهر ومبيد للفطريات.

كربونات وبيكربونات

تستخدم كربونات الصوديوم في صناعة الزجاج والمنظفات والمنظفات. يستخدم مونوهيدرات كربونات الصوديوم في التصوير الفوتوغرافي كمكون مطور.

صودا الخبز هي مصدر لثاني أكسيد الكربون. لهذا السبب يتم استخدامه في مساحيق الخبز والأملاح والمشروبات الفوارة وأيضًا في طفايات الحريق الكيميائية الجافة. كما أنها تستخدم في عملية دباغة الصوف وتحضيره.

بيكربونات الصوديوم مركب قلوي يستخدم في العلاج الدوائي لفرط حموضة المعدة والبول.

كبريتات

يتم استخدامه في صناعة ورق الكرافت والكرتون والزجاج والمنظفات. يستخدم ثيوسلفات الصوديوم في التصوير الفوتوغرافي لتصحيح السلبيات والمطبوعات المتطورة.

هيدروكسيد

يطلق عليه عادة الصودا الكاوية أو الغسول ، ويستخدم في معادلة الأحماض في تكرير البترول. يتفاعل مع الأحماض الدهنية في صنع الصابون. بالإضافة إلى ذلك ، يتم استخدامه في علاج السليلوز.

نترات

يتم استخدامه كسماد يوفر النيتروجين ، كونه أحد مكونات الديناميت.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. صوديوم. (2019). صوديوم. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
3. المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية. (2019). صوديوم. قاعدة بيانات PubChem. الرقم التعريفي للعميل = 5360545. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. جانونج ، دبليو إف (2003). علم وظائف الأعضاء الطبي طبعة 19. التحرير دليل موديرنو.
5. ويكيبيديا. (2019). صوديوم. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
6. رئيس وأساتذة كلية هارفارد. (2019). ملح وصوديوم. تم الاسترجاع من: hsph.harvard.edu
7. محررو Encyclopaedia Britannica. (07 يونيو 2019). صوديوم. Encyclopædia Britannica. تم الاسترجاع من: britannica.com