Continuamos hoy nuestro viaje por la tabla periódica con la serie Conoce tus elementos hablando del segundo metal alcalino. Es posible que recuerdes la entrada sobre el litio, el primero de ellos - el metal de hoy tiene bastantes propiedades similares a él, y estoy absolutamente seguro de que lo has comido hoy. Vamos a hablar del elemento de once protones: el sodio.

Aunque sé que me repito, recordarás que la primera capa electrónica, la más cercana al núcleo, tiene “sitio” para dos electrones, y la segunda puede albergar ocho. Puesto que el sodio tiene once protones y, si no está ionizado, once electrones, las dos primeras capas están llenas… y sobra un electrón.

Este electrón está solo en la tercera capa: por eso el sodio está en la tercera fila de la tabla periódica (el tercer período); se encuentra en la primera columna (el primer grupo) porque tiene un electrón en esa capa, y ese electrón es el que le proporciona muchas de sus propiedades.

En primer lugar, ¿cuál es la forma más sencilla en la que el sodio puede ser estable, es decir, tener todas las capas completas? Librándose de ese electrón solitario. Por eso el sodio es un metal: las propiedades metálicas están todas relacionadas con la tendencia a librarse de electrones. De hecho, el sodio es un metal “muy metálico”… tanto que, probablemente, nunca lo has visto puro, a pesar de que lo comes todos los días. Aquí tienes una imagen de su aspecto:

Sodio puro. Publicado bajo CC 2.5. Por Justin Urgitis.

El problema para poder ver sodio puro, es el mismo que en el caso del litio: el sodio está tan, tan cerca de ser estable (sólo tiene que librarse de ese electrón) que, en cuanto se encuentra con cualquier otro elemento que sea electronegativo (que quiera ganar electrones) reacciona con él inmediatamente y forma compuestos. De hecho, hay enormes cantidades de sodio en la Tierra: un 2.6% de la corteza terrestre es sodio, pero claro, no en estado puro.

De ahí que, aunque sea tan abundante, no fuera aislado hasta fechas relativamente recientes. Por si te lo estás preguntando, sí, sucedió durante el maratón del siglo XIX en el que se aislaron muchos elementos, y el responsable en este caso fue Sir Humphry Davy en 1807. Davy lo obtuvo a partir de un compuesto muy interesante del sodio, el hidróxido sódico (NaOH), cuyo nombre antiguo (aún usado hoy) es sosa cáustica. El nombre del elemento proviene de la palabra inglesa soda (en español, sosa) que se refería en general a las sales e hidróxido de este elemento.

El sodio es uno de esos elementos en los que -en mi opinión, desafortunadamente- el símbolo químico tiene poco que ver con el nombre. En este caso el símbolo es Na, proveniente de la palabra latina natrium, que significa natrón, un nombre antiguo del carbonato sódico (Na2CO3), compuesto, por cierto, que también se conoce con el nombre de sosa. El responsable de que tantos alumnos suspendan al poner So en vez de Na en sus exámenes de química no es otro que Jöns Jakob Berzelius, de modo que, si tienes que enfadarte con alguien, hazlo con él.

En cualquier caso, la forma más común en la que todos tenemos contacto con el sodio es, naturalmente, a través del cloruro sódico (NaCl) o sal común. De hecho, el sodio es un elemento de gran importancia para nosotros, y el sodio “sin el electrón de más”, es decir, el ión Na+, es el catión extracelular más común de nuestro cuerpo. No sólo eso, es uno de los iones responsables de la transmisión del impulso nervioso.

Por cierto, es bastante fácil obtener sodio a partir de la sal, mediante la electrólisis: simplemente tienes que poner agua salada en un vaso y poner una pila (de al menos 4.5 voltios) con dos cables que entren en el agua sin tocarse, preferiblemente con un clip en cada uno. Verás cómo uno de los electrodos se vuelve verde y algo repugnante (debido a un elemento que aún no hemos visto, el cloro) y en el otro aparecen burbujitas. En el segundo electrodo es donde se está aislando sodio. El problema es que, como vamos a ver, el sodio en contacto con el agua no dura mucho, y las burbujitas que ves son hidrógeno.

En efecto, como hemos dicho, el sodio reacciona con casi cualquier cosa que pueda aceptar electrones. Cuando se encuentra con agua (y no tiene que ser en un vaso, puede ser simplemente la humedad del ambiente o la de tu piel o mucosas), reacciona para dar hidróxido sódico:

2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

Ese hidrógeno es el que verás en forma de pequeñas burbujas, si haces el experimento con el agua salada y la pila. Y esa reacción es una reacción potencialmente peligrosa (no en ese experimento, en el que la cantidad de sodio es pequeña y se produce poco a poco), porque es muy exotérmica, es decir, libera una gran cantidad de calor. Si recuerdas el litio, reaccionaba violentamente con el agua. En el caso del sodio sucede lo mismo, pero la reacción es aún más violenta.

Aquí tienes un vídeo de esa reacción. Como verás, es un bloque de sodio relativamente grande, y el problema en ese caso es que la reacción no se produce poco a poco - el calor producido sobre la superficie del bloque funde el sodio del interior, que luego reacciona de golpe con el agua y se produce una explosión. Se trata de un bloque de 18,5 gramos en un lago:

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Finalmente, un vídeo de la War Assets Administration estadounidense librándose de diez toneladas de sodio puro en 1947, dentro del Lago Lenore, en Washington (que, entonces, no tenía peces, aunque hoy sí). Espectacular la reacción y más aún el tono del narrador y la música:

Por cierto, puede que hayas visto una serie de vídeos de Brainiac en la red, supuestamente haciendo experimentos con metales alcalinos y que muestran tremendas explosiones: son mentira. La reacción es violenta e interesante, pero no tan exagerada.

Sin embargo, el sodio no sólo reacciona con agua: con el oxígeno del aire, que es un elemento muy electronegativo, también lo hace, y al oxidarse forma distintos compuestos, como óxido de sodio (Na2O) y peróxido de sodio (Na2O2). Por eso, cuando se quiere tener sodio puro, suele introducirse en recipientes con atmósferas inertes (de nitrógeno) o bien dentro de hidrocarburos con los que no reacciona.

Esta alta reactividad hace que si se produce un fuego en el que anda involucrado el sodio sea muy difícil apagarlo. Desde luego, como puedes imaginar, ¡no se puede utilizar agua!. Pero es que incluso los extintores de polvo o de dióxido de carbono no resuelven el problema: el sodio es tan reactivo con el oxígeno que, en cuanto se retira parte de la cubierta de polvo, el fuego empieza otra vez espontáneamente. Por eso es muy peligroso tener cantidades de sodio puro mayores que unos cuantos gramos. Es curioso cómo algo que comemos todos los días en forma de compuesto es tan peligroso en su forma pura.

En la próxima entrada de la serie hablaremos del elemento de doce protones: el magnesio.