[ sodium ]
소듐은 원소 기호 Na(라틴어: natrium), 원자번호 11번, 주기율표의 1족 즉, 알카리 금속의 3주기에 위치하는 금속 원소이다. 소듐은 중성 상태에서 11개의 양성자와 전자를 가지며, 중성자의 수에 따라 20개의 동위원소가 존재하지만 23Na만이 안정하다. 소듐의 전자 배치는 바닥 상태에서 1s22s22p63s1 이다. 최외각의 3s 오비탈에 있는 전자 1개를 잃어 비활성 기체인 네온과 같은 전자 배치를 가지는 +1의 산화 상태로 주로 존재한다. 소듐은 전체 지각 질량의 2.27%를 차지하는 7번째로 많은 원소이며, 상온에서 무른 은백색의 고체이다. 대부분의 알칼리 금속과 같이 소듐은 매우 큰 반응성을 나타내며, 공기 중의 산소나 물과 쉽게 반응하기 때문에 액체 탄화수소와 같은 비산화성 물질에 담가보관한다. '나트륨'이란 이름은 이집트의 소다 광산이 있는 나트론(Natron)에서 유래했으며, '소듐'이란 이름은 아라비아어의 소다(soda)에서 유래하였다. 1807년에 영국의 험프리 데이비가 수산화 소듐을 전기분해하여 생성할 수 있다는 것을 발견하였다.
소듐은 모든 동물과 식물에 필수적인 원소이다. 소듐 양이온은 세포 외액의 주성분이며 체내 삼투압의 주요 원인이 된다. 또한, 소듐-포타슘 펌프는 신경 세포에서 세포막을 가로지르는 전하를 만들어 신경 자극의 전달을 가능하게 한다.
| 원소기호 | Na |
| 원자번호 | 11 |
| 원자량 | 22.9898 |
| 전자배치 | 1s22s22p63s1 |
| 녹는점, °C | 97.794 |
| 끓는점, °C | 882.940 |
| 밀도, g/cm3 | 0.968(고체), 0.927(액체) |
| 상태 | 은색의 무른 고체 |
목차
동위원소 및 전자 배치
소듐은 원자번호 11번, 주기율표의 1족 3주기에 위치하는 원소이며, 11개의 양성자를 가지며, 중성자의 수에 따라 20개의 소듐 동위원소가 알려져 있지만, 23Na만이 안정하다. 23Na는 두 개의 탄소 원자를 함께 융합시킴으로써 별에서 탄소 연소 과정에서 만들어진다. 이것은 600 MK 이상의 온도와 적어도 3개의 태양 질량을 필요로 한다. 두 개의 방사성 동위원소(22Na, 24Na)는 우주선 파쇄의 부산물로 얻어진다. 22Na의 반감기는 2.6년이며, 24Na의 반감기는 15시간이다. 그외 다른 동위원소의 반감기는 1분 이내이다.
중성 상태에서 소듐의 바닥 상태 전자 배치는 1s22s22p63s1이며, 최외각의 3s 오비탈에 있는 전자 1개를 잃어 비활성 기체인 네온과 같은 전자 배치를 가지는 +1의 산화 상태로 존재한다.
물리적 성질
소듐은 무른 은백색의 금속으로, 탄화수소나 비활성 기체 등의 비산화성 물질에 담궈 보관하지 않는 이상 공기 중 산소와 결합하여 회백색의 산화 소듐을 형성한다. 소듐 금속은 칼로도 쉽게 자를 수 있으며 원자가 전자가 하나 밖에 없으므로 금속 결합이 약하고, 전자를 운반하는 자유 전자를 생성하기 때문에 전기와 열을 잘 전달할 수 있다. 원자량이 작고 원자 반지름이 크기 때문에 소듐은 모든 금속 원소 중 세 번째로 밀도가 낮으며 리튬, 포타슘과 함께 물에 부유할 수 있는 세 가지 금속 중 하나이다. 소듐의 녹는점(98 ℃)과 끓는점(883 ℃)은 리튬보다 낮지만, 같은 족의 포타슘, 루비듐 및 세슘의 무거운 알칼리 금속보다는 높다.
불꽃 시험에서 소듐은 황색으로 빛난다. 이는 소듐의 3s 전자가 3p 오비탈로 들떴다가 다시 3s로 떨어질 때 광자를 방출하기 때문이다. 이 광자의 파장은 약 589.3 nm으로, D 선에 해당한다.
화학적 성질
중성 상태에서 소듐 원자는 11 개의 전자를 가지고 있으며, 바닥 상태에서의 전자 배치는 1s22s22p63s1 이다. 이는 비활성 기체인 네온의 안정한 형태보다 하나 더 많다. 이와 같은 전자 배치로 인해 소듐 원자는 495.8 kJ/mol의 낮은 첫번째 이온화 에너지(first ionization energy)를 갖지만, 10 번째 전자는 11 번째 전자보다 핵에 더 가깝기 때문에 두 번째 이온화 에너지는 4,562 kJ/mol로 매우 높다. 결과적으로 소듐은 전자 하나를 잃어 Na+ 형태의 1가 양이온을 형성한다.
일반적으로 포타슘보다 반응성이 작고 리튬보다 반응성이 크다. Na+/Na 쌍의 표준 환원 전위는 -2.71 V이다.
역사
소듐은 인간의 신진 대사에서 중요한 역할을 하기 때문에 오랫동안 중요한 물질로 간주되었다. 중세 유럽에서는 소다늄(sodanum)이라는 라틴어 이름의 소듐 화합물이 두통 치료제로 사용되었다. 이러한 이유로 소듐이라는 이름은 두통을 의미하는 아랍어 suda에서 유래된 것으로 생각된다. 소다라고 불려왔던 소듐은 오래 전부터 이미 화합물로 인식되어 왔지만, 금속 자체로 분리된 것은 1807년 험프리 데이비에 의해 전기 분해를 통한 것이 처음이었다. 그리고 1809년, 독일의 물리학이자 화학자인 루드윅 빌헬름 길버트는 험프리 데이비의 소듐은 나트륨으로, 데이비의 포타슘은 칼륨으로 명명할 것을 제안했다.
소듐의 약어는 1814년에 베르첼리우스(Jöns Jakob Berzelius)가 원자 기호를 사용하여 처음으로 발표했으며, 나트륨이라는 라틴어 이름은 이집트에서 천연 탄산 소듐으로 이루어진 광물을 의미하는 나트론에서 따온 것으로 알려져 있다.
지구의 구성
지구의 지각에는 2.27 %의 소듐이 포함되어 있어 지구상에서 7번째로 가장 풍부한 원소이며, 알루미늄, 철, 칼슘, 마그네슘, 포타슘에 이어 5 번째로 풍부한 금속이다.
소듐의 추정 해양 농도는 1.08 × 104 mg/L이다. 하지만, 높은 반응성 때문에 순수한 원소로는 발견되지 않고 여러 가지 미네랄의 형태로 발견된다.
제조법
매년 약 100,000 톤의 금속 소듐이 생산된다. 금속 소듐은 알루미늄 생산을 위한 드빌(Deville) 공정의 첫 번째 단계로써 1100 ℃에서 탄산 소듐의 카보네이트 환원을 통해 얻어진다. 이는 19 세기 후반 상업적으로 처음 생산되었다.
Na2CO3 + 2 C → 2 Na + 3 CO
알루미늄 수요가 증가하면서 드빌 공정에 따라 소듐이 다량 필요했지만, 1886년에 용융 염을 전기 분해하여 알루미늄을 생산하는 홀-헤룰트(Hall-Héroult) 공정이 개발되면서 더 이상 소듐이 필요하지 않아졌다. 현재는 1924년에 특허된 공정을 기반으로 용융 염화 소듐의 전기 분해를 통해 상업적으로 생산된다.
소듐 시장은 저장 및 선적이 어려워 변동성이 크다. 산화 소듐 또는 과산화 소듐의 표면층이 형성되지 않도록 건조한 불활성 가스 또는 무수 미네랄 오일에 보관해야 하기 때문이다.
이용
소듐은 몇 가지 중요한 용도가 있지만, 주 용도는 화합물 합성이다. 수 백만 톤의 염화 소듐, 수산화물 및 탄산염이 매년 생산된다. 염화 소듐은 제빙제 및 방부제로 사용되며, 중탄산 소듐은 주로 요리에 사용된다. 많은 중요한 의약품에는 생체 이용률을 높이기 위해 포타슘과 함께 소듐이 첨가되어 있다. 대부분의 경우 포타슘이 더 나은 이온이지만 소듐은 낮은 가격과 원자량 때문에 많이 이용된다. 소듐은 합금용 금속, 항응집제, 환원제로 사용된다. 소듐 플라즈마 램프는 도시의 거리 조명에 종종 사용되며 압력이 증가함에 따라 황색 주황색에서 복숭아색까지 빛을 방출한다. 또한 포타슘처럼 그 자체로 건조제로 사용된다. 유기 합성에서는 버치(Birch) 환원과 같은 여러 가지 반응에서 소듐 금속을 사용하고 소듐 하이드라이드는 유기 화학에서의 다양한 반응의 기초 및 무기 화학에서의 환원제로 사용된다.
안전
소듐은 물과 접촉시 폭발하면서 가연성 수소와 수산화 소듐을 형성하며, 피부, 눈 또는 점막과의 접촉은 심한 화상을 일으킬 수 있다. 이 때문에 물을 기반으로 하는 소화기는 나트륨 화재를 가속화한다. 그러나 소듐이 공기에 노출되어 불이 붙는 경우에는 비교적 약한 불이 형성된다. 과량의 소듐 조각의 경우, 산소와 반응함으로써 보호층을 만들기 때문에 인해 반응이 점점 느려진다.
금속 화재는 클래스 D이지만 모든 클래스 D 소화기가 소듐 화재에 효과적으로 작용하는 것은 아니다. 소듐 소화를 위한 효과적인 소화제는 Met-L-X이다. 다른 효과적인 약제로는 흑연 분말과 유기 인산염 난연제를 함유한 Lith-X, 건조 모래가 있다. 불활성 가스로 소듐을 감싸 산소로부터 격리시킴으로써 원자로에서의 소듐 화재를 예방한다.
