hotchpotch/wikipedia-multilingual-ir-pairs huggingface dataset:
صوديوم النظائر
هناك عشرون نظير مكتشف للصوديوم، تتراوح كتلها الذرّية من 18Na إلى 33Na، إلّا أنّه فقط يوجد نظير واحد مستقر، وهو صوديوم-23 23Na، بالتالي فالصوديوم عنصر أحادي النويدة. يتشكّل النظير 23Na في عملية احتراق الكربون في النجوم باندماج ذرّتي كربون، والذي يتطلّب درجات حرارة تتجاوز 600 ميغاكلفن، ونجم له ثلاث كتل شمسية على الأقلّ.
للصوديوم نظيران مشعَّان ذَوا أصلٍ كوني، واللذان يتشكّلان من تشظية الأشعة الكونية وهما: صوديوم-22 22Na، الذي له عمر نصف مقداره 2.6 سنة، وصوديوم-24 24Na، الذي عمر النصف له يبلغ 15 ساعة. أمّا باقي نظائر الصوديوم فعمر النصف لها أقلّ من دقيقة واحدة. يُستخدم نظيرا الصوديوم 22Na و24Na في الطب النووي كمواد اقتفاء.
اكتشف مصاوغان نووريان للصوديوم، أطولهما عمراً هو 24mNa (عمر النصف حوالي 20.2 ميلي ثانية. يؤدّي التعرّض للإشعاع النووي في الحالات الحرجة إلى تحويل بعض من ذرّات النظير المستقرّ 23Na في الدمّ إلى 24Na، ويمكن معرفة مدى جرعة التعرض للإشعاع النيوتروني بحساب نسبة تركيز النظير 24Na إلى 23Na.
صوديوم الخواص الفيزيائية
يكون الصوديوم في الظروف القياسية من الضغط ودرجة الحرارة على شكل فلزّ طري فضّي اللون، والذي يتّحد مع أكسجين الهواء ليشكّل طبقة رمادية اللون من الأكسيد. للحيلولة دون ذلك يتمّ عادةً غمس الصوديوم الفلزي في زيت معدني أو أحد مشتقّات النفط، أو أن يحفظ في جوّ من غاز خامل. يمكن قطع فلز الصوديوم بسهولة بالسكّين، فله قيمة صلادة تبلغ 0.5 حسب مقياس موس. وهو ناقل جيّد للكهرباء وللحرارة، وذلك بسبب سهولة التخلّص من الإلكترون الوحيد الموجود في غلاف التكافؤ، بالتالي يؤدّي هذا التشكيل الإلكتروني للصوديوم إلى ضعف الرابطة الفلزية. بسبب قلّة الوزن الذرّي وكبر نصف قطر ذرّة الصوديوم نسبياً، فإنّه يصنّف من الفلزّات الخفيفة، وهو ثالث أقلّ الفلزّات كثافة (0.968 غ/سم3) بعد الليثيوم والبوتاسيوم، والتي هي الوحيدة القادرة من بين الفلزات على العوم على سطح الماء. يقع الصوديوم في العديد من خواصه بين الليثيوم والبوتاسيوم، فله نقطة انصهار (97.82 °س) أخفض من الليثيوم (180.54 °س)، إلّا أنّها أعلى من البوتاسيوم (63.6 °س)؛ وكذلك الأمر بالنسبة في نقطة الغليان (883 °س) والحرارة النوعية.
صوديوم الخواص الفيزيائية
يتبلور الصوديوم كما هو الحال مع باقي الفلزّات القلوية وفق نظام بلوري مكعّب مركزي الجسم، له زمرة فراغية Im3m مع وجود وحدتي صيغة لكلّ وحدة خلية. عند درجات حرارة أدنى من 51 كلفن تتغيّر البنية البلّورية إلى نظام تعبئة متراصّة سداسية، تبلغ قيمة ثابت الشبكة البلورية لها a = 376 pm وc = 615 pm.
تتغيّر خواص الصوديوم الظاهرية بشكل كبير عند ضغوط مرتفعة؛ فعند ضغط مقداره 1.5 ميغابار يتغيّر اللون إلى الأسود، وعند ضغط 1.9 ميغابار يصبح ذا لون أحمر شفاف، وعند 3 ميغابار يصبح الصوديوم ذا هيئة صلبة شفافة صافية، وتكون جميع هذه المتآصلات عازلة وذات صفة إلكتريدية.
يتكوّن بخار الصوديوم، وهو ذو لون أصفر إلى أرجواني، من ذرّات فلزّية منفردة، ومن ثنائيات لها الشكل Na2، والأخيرة تكون بنسبة 16% عند نقطة الغليان. يشكّل الصوديوم مع البوتاسيوم ضمن مجال عريض من التراكيز مزائج سائلة، حيث يظهر المخطّط الطوري عند الدرجة 7 °س
(وهي نقطة انصهار لا متطابقة Peritectic) التركيب Na2K، أمّا النقطة الأصهرية فهي عند − 12.6 °س، بوجود تركيز من البوتاسيوم مقداره 77% (كسر كتلي).
صوديوم الخواص الفيزيائية
يشكّل الصوديوم سبائكاً مع العديد من الفلزّات مثل البوتاسيوم والكالسيوم والرصاص، بالإضافة إلى عناصر المجموعتين الحادية عشرة والثانية عشرة. يستطيع الصوديوم أن يشكّل مع البوتاسيوم سبيكة NaK، وتتراوح نسبة البوتاسيوم في تركيبها من 40–90% وهي سائلة في درجة الحرارة المعتدلة، وتتميّز بأنّ لها خواص موصلية حرارية وكهربائية ممتازة. تعدّ سبائك صوديوم-كالسيوم منتجات ثانوية أثناء إنتاج الصوديوم من عملية التحليل الكهربائي بوجود المزيج الملحي من NaCl-CaCl2، على الرغم من أنّ الكالسيوم يمتزج بشكل جزئي فقط مع الصوديوم.
في الحالة السائلة يمتزج الصوديوم مع الرصاص بشكل كامل. هناك العديد من الوسائل التي تمكّن من صنع سبائك صوديوم-رصاص، من بينها الصهر المشترك، وأخرى تتمثّل بترسيب الصوديوم كهربائياً على مهابط مصهورة مصنوعة من الرصاص. من الأمثلة على تركيبات سبائك صوديوم-رصاص كل من NaPb3 وNaPb وNa9Pb4 وNa5Pb2 وNa15Pb4.
من الممكن أيضاً الحصول على سبائك للصوديوم مع الذهب NaAu2 والفضة NaAg2. كذلك الأمر مع عناصر الزنك NaZn13 والكادميوم NaCd2 والزئبق، والعنصر الأخير يشكل ما يسمى ملغمة صوديوم: NaHg وNaHg4 وNaHg2 وNa3Hg2 وNa3Hg.
صوديوم الخواص الكيميائية
يظهر التشكيل الإلكتروني للصوديوم وجود 11 إلكترون في الغلاف الإلكتروني، وهو يزيد بذلك بإلكترون واحد عن التشكيل الإلكتروني عالي الاستقرار للغاز النبيل المجاور وهو النيون. لهذا السبب، ولانخفاض قيمة طاقة التأيّن الأولى (495.8 كيلوجول/مول)، فإنّ ذرّات الصوديوم تميل لفقدان الإلكترون الأخير الموجود في غلاف التكافؤ ولتشكيل كاتيون (أيون موجب الشحنة) +Na، وذلك بشكل أكبر من اكتساب إلكترون آخر ليصبح سالب الشحنة. لذلك فالصوديوم يميل إلى تشكيل مركّبات أيونية، يكون للصوديوم فيها رقم تكافؤ مقداره +1 (طاقة التأيّن الثانية لها قيمة مرتفعة جدّاً نسبيّاً: 4562 كيلوجول/مول). يكون الصوديوم في مركّباته الكيميائية مرتبطاً أيونياً إلى الأنيونات الأخرى، ويصنّف أيون الصوديوم من أحماض لويس القاسية.
صوديوم الخواص الكيميائية
إنّ الصوديوم أكثر نشاطاً كيميائياً من الليثيوم، لكنّه أقلّ من البوتاسيوم. فهو يتفاعل بسهولة مع العديد من العناصر وبعض المركّبات، ويكون تفاعله عنيفاً مع اللافلزّات مثل الكلور والكبريت، حيث يترافق ذلك مع لهب أصفر. يعدّ الصوديوم الفلزّي من المختزلات القويّة، إذ يتطلّب اختزال أيونات الصوديوم جهداً مقداره −2.71 فولت، على الرغم من أنّ جهد الاختزال لكلّ من البوتاسيوم والليثيوم ذو قيم سالبة أكبر.
يعدّ تفاعل الصوديوم مع الأكسجين حالة خاصة، إذ أنّ التفاعل بينهما مرهون بوجود الرطوبة، فبغياب الماء لا يتفاعل الصوديوم مع الأكسجين عند درجة حرارة الغرفة، وحتّى عند التسخين لا يتمّ التفاعل بشكل مباشر بينهما، كما يمكن صهر الصوديوم بجوّ من الأكسجين خالٍ من الماء بشكل تامّ دون حدوث تفاعل أيضاً. يتغيّر الأمر تماماً عند وجود الماء (الرطوبة)، فحينئذ يحترق الصوديوم بسهولة ليشكّل بيروكسيد الصوديوم:
صوديوم الخواص الكيميائية
يتفاعل الصوديوم مثل باقي الفلزات القلوية مع الماء بتفاعل عنيف ناشر للحرارة، حيث يتشكّل هيدروكسيد الصوديوم وينطلق غاز الهيدروجين. بيّنت صور ملتقطة بسرعات فائقة أنّ تفاعل الفلزّات القلوية مع الماء يحدث بشكل أقرب ما يكون لانفجار كولوم.
يتفاعل الصوديوم بشكل عنيف أيضاً مع الكحولات، ولكن بشكل أخفّ من تفاعله مع الماء، ليشكّل الألكوكسيدات الموافقة، وغالباً مع انصهار الفلز بسبب حرارة التفاعل. يكون تفاعل الصوديوم عنيفاً أيضاً مع المذيبات العضوية الكلورية مثل ثنائي كلورو الميثان والكلوروفورم ورباعي كلوريد الكربون.
يميل الصوديوم إلى تشكيل مركّبات كيميائية منحلّة مثل أملاح الهاليدات والكبريتات والنترات والكربونات والكربوكسيلات. تكون الأنواع الكيميائية المائية الرئيسية على شكل المعقّد: +[Na(H2O)n] أثناء عملية الإماهة، حيث n = 4–8، مع العلم أنّ قيمة n = 6 حُدّدت بواسطة بيانات حيود الأشعة السينية والمحاكاة الحاسوبية. للصوديوم انحلالية أقلّ في المذيبات العضوية، فعلى سبيل المثال ينحلّ فقط 0.35 غ/ل من كلوريد الصوديوم في الإيثانول.
صوديوم الخواص الكيميائية
كما هو الحال مع باقي الفلزات القلوية فإنّ الصوديوم ينحلّ في الأمونيا وبعض الأمينات الأخرى ليعطي محاليل ملوّنة غامقة، والتي يعود تلوّنها إلى الإلكترونات الحرّة التي يمنحها الصوديوم إلى المحلول. بالتالي فالمحلول موصل للكهرباء، وعند تمديده يكون ذا مغناطيسية مسايرة.
صوديوم الخواص الكيميائية
يؤدّي تبخير هذه المحاليل إلى ترك طبقة رقيقة (فيلم) لامعة من الصوديوم الفلزّي. تحوي هذه المحاليل على معقدات تناسقية من النمط +(Na(NH3)6)، حيث تُعاكَس الشحنة الموجبة بشكل مساوٍ عن طريق الإلكتريدات (الإلكترونات كأنيونات). يمكن استخدام الإيثرات التاجية، كحفّازات انتقال طوري؛ كما تسمح مركّبات كريبتاند بعزل هذه المعقّدات كمواد صلبة بلّورية، إذ أنّ الصوديوم يشكّل معقّدات معها أيضاً ومع ربيطات أخرى. على سبيل المثال، فإنّ لمركّب إيثر 15-تاج-5 ألفة عالية تجاه الصوديوم، لأنّ حجم التجويف للمركّب يتراوح بين 1.7–2.2 أنغستروم (Å)، وهو مقدار كافٍ لينحشر أيون صوديوم داخله. إنّ الكريبتاندات، مثلها مثل الإيثرات التاجية وحاملات الأيون الأخرى، ذات ألفة عالية تجاه أيون الصوديوم، بحيث يمكن في النهاية الحصول على مشتقّات من القلويدات −Na (ناتريد Natride: أنيون صوديوم)، بواسطة إضافة مركّبات الكريبتاند إلى محاليل من الصوديوم في الأمونيا عن طريق تفاعل عدم تناسب.
صوديوم الخواص الكيميائية
تعد المركّبات الكيميائية للصوديوم ذات أهمّيّة كبيرة، وذلك على مرّ التاريخ وخاصّة في المجال التجاري والصناعي، حيث كان لها استخدام مركزي خاصّ في صناعات مختلفة، منها صناعة الزجاج والورق والصابون والنسيج.
يعدّ كلوريد الصوديوم (ملح الطعام أو NaCl)، هو أكثر مركّبات الصوديوم اللاعضوية شيوعاً، وذلك مع كربونات الصوديوم (رماد الصودا Na2CO3) وبيكربونات الصوديوم (صودا الخبز NaHCO3) وهيدروكسيد الصوديوم (الصودا الكاوية NaOH) ونترات الصوديوم (نتر الصودا NaNO3)، وكذلك أملاح فوسفات الصوديوم الثنائية والثلاثية، بالإضافة إلى ثيوكبريتات الصوديوم Na2S2O3·5H2O والبورق Na2B4O7·10H2O.
أشهر هاليدات الصوديوم هو مركب كلوريد الصوديوم NaCl المتوفّر بكثرة، ويعدّ المصدر الأساسي للحصول على الصوديوم في الطبيعة. أمّا باقي الهاليدات فهي مركّبات ثابتة ومعروفة، وهي: فلوريد الصوديوم NaF، وبروميد الصوديوم NaBr، ويوديد الصوديوم NaI.
للصوديوم مركّبين ينتميان إلى الهيدريدات وهما هيدريد الصوديوم NaH، وبورهيدريد الصوديوم NaBH4، واللذان يستخدمان في الاصطناع العضوي كمختزلات.
صوديوم الخواص الكيميائية
يرتبط الصوديوم مع الأكسجين ليشكّل عدّة أكاسيد أشهرها: أكسيد الصوديوم Na2O، وبيروكسيد الصوديوم Na2O2، وفوق أكسيد الصوديوم NaO2. تستخدم أكاسيد الصوديوم المختلفة في صناعة الزجاج والورق والنسيج. يعدّ هيدروكسيد الصوديوم NaOH من القلويات الشائعة، حيث يستخدم محلوله بشكل كبير في الصناعة.
يعطي الصوديوم مع كبريتيد الهيدروجين ملحين وهما: كبريتيد الصوديوم Na2S وبيكبريتيد الصوديوم NaHS، واللذان يستخدمان في تعدين الفلزّات الثقيلة. يستخدم كبريتات الصوديوم Na2SO4 في صناعة الورق، أمّا بيكبريتات الصوديوم فيستخدم في منتجات التنظيف. من مركّبات الصوديوم الكبريتية أيضاً مركب ثيوكبريتات الصوديوم الذي يستخدم في التصوير الضوئي.
يصنّف مركبا كربونات الصوديوم Na2CO3 وبيكربونات الصوديوم NaHCO3 على أنّهما أملاح صوديومية لحمض الكربونيك، وهي واسعة الانتشار والاستخدام على الصعيدين المنزلي والصناعي، وذلك بالإضافة إلى نترات الصوديوم NaNO3 ومركّبات فوسفات الصوديوم المختلفة.
صوديوم الخواص الكيميائية
إنّ أغلب منتجات الصابون هي أملاح صوديوم للأحماض الدهنية، حيث تمتاز هذه المنتجات بأنّ لها قوام صلب متماسك، وذلك بالمقارنة مع نظيراتها من أملاح البوتاسيوم، والتي تدخل في تركيب الصابون السائل.
جرى تحضير العديد من مركّبات الصوديوم العضوية، وبسبب استقطاب الرابطة الكيميائية بين C-Na فإنّ هذه المركّبات تعدّ كمصدر للكربانيونات. من بين هذه المركّبات حلقي بنتاديينيد الصوديوم NaC5H5 وتريتيل الصوديوم C6H5)3CNa).
بسبب كبر حجم وضعف القوة المستقطبة للكاتيون +Na فإنّه يستطيع أن يثبّت الأنيونات العطرية الجذرية الكبيرة القابلة للاستقطاب، مثلما هو الحال في نفثالينيد الصوديوم −[•Na+[C10H8، وهو مختزل قويّ جدّاً.
عند إجراء اختبار اللهب يعطي الصوديوم ومركّباته لوناً أصفر مميّز، وذلك بسبب أنّ الإلكترونات في المدار الذري 3s تتهيّج وتثار بسبب امتصاص الحرارة وتقفز إلى المدار 3p، وعند عودتها إلى المدار 3s تصدر طاقة على شكل فوتون له طول موجة عند 589.3 نانومتر، ويرمز له الخطّ D في خطوط فراونهوفر. يؤدّي التآثر المغزلي المداري للإلكترونات إلى انفصام الخط D إلى خطّين D1 وD2، كما تسبّب البنى فائقة الدقة في المدارات إلى الحصول على خطوط ضعيفة أخرى.
من النادر حدوث عملية ترسيب لأملاح الصوديوم، لأنّ لها ألفة كيميائية عالية تجاه الماء، باستثناء ملح بزموتات الصوديوم NaBiO3. كما أنّه من الممكن إجراء ترسيب للصوديوم باستخدام ملح مزدوج صوديومي من الكبريتات والبزموت 3Na2SO4*2Bi2(SO4)3*2H2O.
يمكن تحديد المحتوى الصوديومي في المواد بالمعالجة مع كمّيّة فائضة من أسيتات يورانيل الزنك؛ حيث يترسّب سداسي الهيدرات UO2)2ZnNa(CH3CO2)·6H2O) ويحدد وزنه. لا يتداخل السيزيوم والروبيديوم في تفاعل الكشف هذا، ولكن التداخلات تحدث مع عنصري البوتاسيوم والليثيوم. كما يمكن أن يتمّ الكشف بالترسيب باستخدام أسيتات يورانيل الصوديوم والمغنسيوم  حيث يعطي راسب أصفر من NaMg(UO2)3(CH3COO)9·9 H2O؛ أو باستخدام سداسي هيدروكسي إثمدات الصوديوم [Na[Sb(OH)6 الذي يعطي راسب عديم اللون.
تحدّد التراكيز الضئيلة من الصوديوم بواسطة مطيافية الامتصاص الذري، أو بإجراء معايرة بمقياس الجهد باستخدام أقطاب انتقائية لأيونات الصوديوم.
صوديوم الدور الحيوي
للصوديوم دور حيويّ مهمّ في جسم الإنسان، فهو من العناصر الغذائية الضرورية التي تلعب أدواراً متنوّعة في العديد من العمليّات الفسيولوجية مثل ضغط الدم وحموضة (pH) الوسط في الجسم، بالإضافة إلى تنظيم التوازن المائي داخل وخارج الخلايا. يوجد الصوديوم في الجسم على شكل أيونات +Na، وهي من الكهارل (الإلكتروليتات) المهمّة في أداء العصبونات؛ وهي السائدة في السائل خارج الخلوي، حيث تقوم بضبط الضغط التناضحي (الإسموزي) بين الخلايا وخارجها عن طريق مضخّة الصوديوم والبوتاسيوم (Na+/K+-ATPase)، وهو إنزيم مسؤول عن النقل الفعّال للأيونات عبر القنوات المخصّصة.
يقوم نظام الرينين-أنجيوتنسين بتنظيم كمّيّة السوائل وبالتالي تركيز الصوديوم في الجسم، وتلعب الكلية الدور الرئيسي في ذلك. عند انخفاض ضغط الدم وتركيز الصوديوم، فإنّ الجسم يستجيب بإفراز الرينين، والذي بدوره يسبّب إفراز الألدوستيرون والأنجيوتنسين، إلى أن يصبح تركيز الصوديوم طبيعياً، فينخفض إفراز الرينين. كما يلعب هرمون فازوبرسين والببتيد الأذيني المدرّ للصوديوم دوراً في عملية التنظيم هذه.
صوديوم الدور الحيوي
يقع تركيز الصوديوم الطبيعي في مصل الدم بين حوالي 135–145 ميلي مول/لِتر. توصف الحالات في الطبّ التي ترافق حدوث ارتفاع غير عادي من الصوديوم في الدم باسم فرط صوديوم الدم، والذي يترافق بانكماش الخلايا؛ بالمقابل فإنّ الانخفاض غير العادي يسمى نقص صوديوم الدم، والذي يترافق بازدياد حجم الخلايا. قد يعود سبب هذه الحالات المرضية إلى عوامل وراثية أو تقدّم العمر أو الحالات المطوّلة من الإقياء أو الإسهال.
لا تتوزّع أيونات الصوديوم +Na في أجسام الكائنات الحية بانتظام، فهي متفاوتة بين داخل الخلايا وخارجها، ممّا يؤدّي في النهاية إلى التأثير على الجهد الغشائي فيها. يعدّ الجهد الغشائي وتدرّج تراكيز الأيونات من العوامل المؤثّرة على أداء الخلايا، وفي هذا السياق تلعب مضخّة الصوديوم والبوتاسيوم دوراً مهمّاً في ذلك، حيث تُدخل البوتاسيوم وتُخرج الصوديوم بعملية مستهلكة للطاقة.
صوديوم الدور الحيوي
لأيونات الصوديوم +Na دور مهمّ في تشكيل ونقل الإثارات الحسّية في العصبونات، فعند التشابك العصبي (وكذلك عند المشابك العصبية العضلية أيضاً) توجد هناك مستقبلات بروتينية عبر غشائية محدّدة، والتي بعد تحفيزها من النواقل العصبية المفرَزة من الخليّة العصبية المجاورة تقوم بفتح المجال لعبور أيونات الصوديوم. عند مرور تيّار من أيونات الصوديوم يحدث هناك تغيّر موضعي في الجهد الغشائي للخليّة، حيث يصبح الكمون الداخلي أقل سلبيّة من الكمون الخارجي، ويحدث ما يسمى بعملية إزالة الاستقطاب، والتي تتكرّر على طول المحور العصبي بفتح وإغلاق للقنوات الأيونية، ممّا يؤدّي إلى حدوث جهد الفعل.
يمثّل كلوريد الصوديوم المصدر الرئيسي للصوديوم في النظام الغذائي للإنسان، حيث يستخدم كملح للطعام، بالإضافة إلى استخداماته المختلفة في وسائل حفظ المأكولات المختلفة مثل التخليل والتقديد، كما يستخدم بشكل كبير في المأكولات سهلة التحضير.
صوديوم الدور الحيوي
بالإضافة إلى المصادر الطبيعية للصوديوم، فإنّ الجسم يحصل عليه من الإضافات الغذائية مثل أحادي غلوتامات الصوديوم (E621) ونتريت الصوديوم (E250) وبنزوات الصوديوم (E211) وصوديوم السكارين وبيكربونات الصوديوم (صودا الخَبْز - ذرور الخبز).
صوديوم الدور الحيوي
في جسم إنسان متوسّط وزنه 70 كغ يوجد حوالي 100 غ من أيونات الصوديوم. إنّ الحدّ الأدنى المتطلّب فسيولوجياً من الصوديوم هو 500 ميليغرام في اليوم وسطيّاً، وحدّدته الجمعية الألمانية للتغذية بمقدار 550 مغ/اليوم للبالغين، وحوالي 460 مغ/اليوم للأطفال بين عمر السابعة والعاشرة. هناك توصيات من عدّة منظّمات لضبط الكمّيّة الأعظمية من الصوديوم في الغذاء، حيث حدّدته منظّمة الصحّة العالمية بمقدار 2 غ/اليوم، في حين أنّ الأكاديمية الوطنية الأمريكية للطبّ حدّدت الكمّيّة الغذائية المرجعية من الصوديوم بمقدار 2.3 غ يومياً كحدّ أعظمي. بيّنت الدراسات أنّ تقليل كمّيّات الصوديوم المتناولة إلى 2 غ في اليوم يسهم في تخفيض ضغط الدم بمقدار 2 - 4 ميليمتر زئبقي؛ ممّا يؤدّي إلى نسبة حالات أقل من ارتفاع ضغط الدم تتراوح ما بين 9 - 17 %؛  مع العلم أنّ ارتفاع ضغط الدم يسبّب 7.6 مليون حالة وفاة مبكّرة سنويّاً حول العالم. بملاحظة أنّ ملح الطعام يحوي على 39.3% من تركيبه على صوديوم، بالتالي فإنّ الحدّ الأعظمي المذكور آنفاً من 2.3 غ صوديوم يكافئ حوالي 6 غ من الملح في اليوم (ملعقة شاي تقريباً). مع العلم أنّ جمعية القلب الأمريكية  توصي بأن تكون كمّيّة الصوديوم في الغذاء حوالي 1.5 غ يومياً؛ وهي الكمّيّة الموصى بها من إدارة الغذاء والدواء الأمريكية للمصابين بفرط الضغط أو أعراضه. هناك الكثير ممّن يتناولون كمّيّات من الصوديوم أكبر بكثير من التي يحتاجون إليها، ممّا يعرّضهم للخطر، لذا يجب مراقبة تركيز الصوديوم بإجراء ما يسمى اختبار الصوديوم لعينة من الدم، أو من البول؛ إذ بيّنت دراسة أنّ المستويات المرتفعة من الصوديوم في البول (حوالي 7 غ في اليوم) عند المصابين بارتفاع الضغط يمكن أن يعرّضهم لأزمات قلبية ويرفع من نسبة حدوث الوفاة.
صوديوم الدور الحيوي
في النباتات ذات التمثيل الضوئي رباعي الكربون فإنّ الصوديوم يعدّ من المغذيات الأصغرية التي لها دور ثانوي ولكن مهمّ؛ حيث تسهم في عملية الاستقلاب، وخاصّة في إعادة توليد فوسفوإينول حمض البيروفيك واصطناع الكلوروفيل. كما يحلّ الصوديوم مكان البوتاسيوم في بعض النباتات الأخرى، كما هو الحال مع النباتات الملحية، حيث يقوم بالإبقاء على ضغط الامتلاء ويساعد في فتح وإغلاق الثغور النباتية،
يسبّب ارتفاع تركيز الصوديوم في التربة إلى الحدّ والتقليل من استهلاك الماء في النبات عبر جهد الماء، والذي يؤدّي بدوره إلى الذبول. كما أنّ ارتفاع تركيز الصوديوم في السيتوبلازم يمكن أن يسبّب تثبيط الإنزيمات، والذي بدوره يؤدّي إلى النخر وشحوب الأوراق. كردّ فعل، تقوم بعض النباتات بتطوير آلية للحدّ من استجلاب الصوديوم في الجذور النباتية، أو بتخزينه في الفجوات العصارية، أو بالحدّ من نقل الملح من الجذور إلى الأوراق. تسمّى هذه النباتات التي تقوم بذلك أنّها كارهة للصوديوم، ومن أمثلتها الفاصولياء الشائعة والذرة.
صوديوم الاستخدامات
هناك طلب كبير على مركّبات الصوديوم في الصناعة، وخاصّة أملاح الكلوريد والهيدروكسيد والكربونات لاستخداماتها المتنوّعة، وذلك بشكل أكبر من الطلب على الصوديوم الفلزّي بحدّ ذاته. يستخدم الصوديوم مع البوتاسيوم على شكل أيون في العديد من الأدوية والمستحضرات الصيدلانية لتحسين التوافر الحيوي؛ على الرغم من أفضليّة أيون البوتاسيوم في حالات عدّة، إلّا أنّ الصوديوم هو الذي يتم اختياره لانخفاض سعره ووزنه الذرّي. يدخل الصوديوم في تركيب بطارية أيونات الصوديوم، التي تعد من البدائل المحتملة لبطاربات أيونات الليثيوم. يستخدم الصوديوم بشكل مباشر في تحضير مركّبات الصوديوم قليلة الانتشار في الطبيعة، والتي لا يمكن تحضيرها من كلوريد الصوديوم، وذات التطبيقات الخاصة مثل بيروكسيد الصوديوم وأميد الصوديوم وسيانيد الصوديوم وهيدريد الصوديوم وبورهيدريد الصوديوم وأزيد الصوديوم؛ بالإضافة إلى تحضير صبغة النيلة ومركّب ثلاثي فينيل الفوسفين.
صوديوم الاستخدامات
كان الصوديوم مستخدماً لوقت طويل في إنتاج رباعي إيثيل الرصاص من كلورو الإيثان، والذي كان يمزج في الماضي بكثرة مع وقود السيارات كمانع للخبط في محركات الاحتراق الداخلي؛ قبل أن يمنع لأسباب صحّية وبيئية في أغلب دول العالم، ممّا أدّى إلى انخفاض إنتاج الصوديوم عالميّاً منذ سبعينات القرن العشرين.
يستخدم الصوديوم في تحفيز بلمرة 3،1-بوتاديين والإيزوبرين، وفي إنتاج المطّاط الاصطناعي. كان يطلق على المطّاط الاصطناعي المنتَج باستخدام الصوديوم كحفّاز اسم بونا Buna، وكان من أوائل أنواع المطّاط الاصطناعي المنتج في العالم.
يستخدم الصوديوم السائل في تبريد المفاعلات النووية لقدرته العالية على نقل الحرارة. فللصوديوم ناقلية حرارية تبلغ 140 واط/م.كلفن، وهي قيمة تفوق التي للفولاذ (الصلب، 58 واط/م.كلفن)، كما أنّه سهل الانصهار وذو نقطة غليان مرتفعة نسبيّاً ممّا يمكّن من العمل في المفاعلات تحت ضغوط عادية غير مرتفعة. كما أنّ له مقطع تصادم صغير مع النيوترونات، ممّا يجعله جيّداً للاستخدام كمادة تبريد للمفاعلات النووية مثل مفاعل الاستنسال السريع، والتي لا يستخدم الماء للتبريد فيها لتجنّب كبح النيوترونات.
صوديوم الاستخدامات
لكن من مساوئ استخدام الصوديوم في تبريد المفاعلات النووية هو عدم شفافيّته (اعتامه)، ممّا يعيق إصلاح الأعطال بصرياً، بالإضافة إلى خطر وقوع حوادث انفجارية. كما يمكن أن يتكوّن النظير صوديوم-24 عبر تنشيط النيوترون أثناء التشغيل، ممّا قد يشكّل خطر إشعاع بسيط؛ فالنشاط الإشعاعي يتوقّف بعد عدّة أيام من إزالته من المفاعل. عندما تكون هناك الحاجة لإيقاف وإعادة تشغيل المفاعل لعدّة مرات، فإنّه من الأفضل استخدام سبيكة صوديوم-بوتاسيوم NaK للتبريد، إذ أنّها سائلة عند درجة حرارة الغرفة، بالتالي لا تتصلّب مادة التبريد في الأنابيب؛ ولكن بالمقابل يُخشى من تلقائية اشتعال البوتاسيوم، ممّا يستدعي اتخاذ إجراءات احترازية إضافية.
من التطبيقات الحرارية للصوديوم أيضاً استخدامه في الصمّامات القَفَّازة في محرّكات الاحتراق الداخلي عالية الأداء؛ إذ أنّ ساق الصمام تكون مملوءةً جزئياً بالصوديوم وتعمل كأنبوب حراري لتبريد الصمّام.
لإنارة الشوارع يستخدم أحياناً مصابيح بخار الصوديوم، والتي تتميّز بلونها الأصفر البرتقالي، والذي يتشكّل عند تعريض بخار الصوديوم إلى تفريغ كهربائي.
صوديوم الاستخدامات
يتميّز الصوديوم بأنّه من المختزلات القويّة، ولذلك يستخدم في تعدين بعض الفلزّات التي لا يمكن اختزالها بالكربون مثل التيتانيوم والزركونيوم والتانتالوم واليورانيوم والألومنيوم والمغنسيوم، لأنّ هذه الفلزات تشكّل كربيدات ثابتة حرارياً صعبة التفكك. كما يمكن استخدام البوتاسيوم لهذا الغرض أيضاً.
في المجال المخبري يستخدم الصوديوم كمختزل مهمّ في الاصطناع العضوي، مثل اختزال بيرتش وتفاعل ازدواج البيناكول. يستخدم ناتج إذابة الصوديوم في الأمونيا لاختزال الألكاينات إلى ألكينات المفروقة (ترانس).
بسبب القابلية المرتفعة للتفاعل حتى مع آثار من الماء، يمكن أن يستخدم سلك مضغوط من الصوديوم كمجفّف للمذيبات العضوية مثل ثنائي إيثيل الإيثر والتولوين. بالمقابل لا يمكن استخدام هذه الطريقة لتجفيف الكحولات أو المذيبات الهالوجينية (مثل ثنائي كلورو الميثان) لأنّ الصوديوم يتفاعل معها. يمكن استخدام NaK لغرض التجفيف أيضاً، حيث تبدي ميّزات نوعية في هذا المجال. يعطي ناتج عملية التجفيف بالصوديوم (أو NaK) لوناً شديد الزرقة مع مركّب بنزوفينون.
صوديوم المخاطر
عند التماس مع الماء يشكّل الصوديوم غاز الهيدروجين القابل للاشتعال، بالإضافة إلى محلول هيدروكسيد الصوديوم الأكّال. بالتالي فإن ابتلاع الصوديوم وتماسّه مع الجلد أو العين أو الأغشية المخاطية يسبّب حروقاً شديدة. ينفجر الصوديوم بشكل تلقائي بوجود المؤكسدات.
إنّ مطافئ الحريق ذات الأساس المائي غير مناسبة لإطفاء حرائق الصوديوم، فهي تعمل بالعكس على تسريعها، كما ينبغي تجنّب استعمال مطافئ ذات أساس من ثنائي أكسيد الكربون وبرومو كلورو ثنائي فلورو الميثان (هالون 1211) أيضاً. يستخدم لإطفاء حرائق الفلزّات مطافئ من الصنف D (بودرة جافّة)، والتي يعتمد بعضها مثلاً (Lith-X) على مسحوق من الغرافيت والرمل ومثبّط لهب فوسفاتي عضوي.
تُكافَح حرائق الصوديوم في المفاعلات النووية بعزل الصوديوم عن الأكسجين بإحاطة أنابيب الصوديوم بغاز خامل. أمّا حرائق الصوديوم ذات النمط البِرَكي فتكافَح بأسلوب مختلف يعتمد على تجميع الصوديوم المتسرّب وسَوقِه إلى خزّانات استرجاع لعزله عن الأكسجين.
جنيه سوداني
الجنيه السوداني (SDG) ورمزه £ SD أو ج.س هو الوحدة الأساسية لعملة السودان، يُصدر من بنك السودان المركزي. قيمة الجنيه السوداني حوالي 0.000495 دولار. ينقسم الجنيه السوداني إلى 100 قرش، وقيمته مرتبطة بالذهب وقابلة للتحويل إلى عملات أجنبية، كما لا توجد قيود على التحويلات المالية من وإلى السودان[بحاجة لمصدر].
هبط الجنيه للمرة الأولى منذ عام 1997 بعد أن فرضت الولايات المتحدة عقوبات اقتصادية على السودان. واصل الجنيه السوداني تراجعه إلى رقم غير مسبوق، حيث انخفض إلى 53 جنيهًا سودانيًا مقابل الدولار. هذا الوضع الذي استنزف كافة الإجراءات الاقتصادية، أدى إلى خسائر فادحة في تداعيات السودان الخارجية ككل، في ضوء التخفيضات الحكومية التي توقفت بسبب بعض الإجراءات الفاشلة التي أعلن عنها مصرف السودان المركزي[معلومة أم رأي؟]، إلى نقص حاد في السيولة.
جنيه سوداني
وتراجع الجنيه السوداني أمام الدولار بعد إعلان بنك السودان المركزي رفع الاحتياطي النقدي لمواجهة التضخم. منذ انفصال جنوب السودان عام 2011؛ عانى السودان من ندرة النقد الأجنبي لخسارة ثلاثة أرباع موارده النفطية و80٪ من موارد النقد الأجنبي. نقلت الحكومة السودانية السعر الرسمي للدولار من 6.09 جنيهًا إلى 18.07 جنيهًا سودانيًا في ميزانية 2018 و 375.11 جنيهًا في مارس 2021.
الفئات المعدنية المتداولة:
5 قروش، 10 قروش، 20 قرشًا - 50 قرشًا - جنيه واحد
الفئات الورقية المتداولة:
1 جنيه - 2 جنيه - 5 جنيه - 10 جنيه - 20 جنيه - 50 جنيه - 100 جنيه - 200 جنيه - 500 جنيه - 1000 جنيه
جنيه سوداني تاريخ
كان الجنيه المصري أول جنيه تداولوه في السودان. أصدر حكام أواخر القرن التاسع عشر محمد أحمد المهدي وعبد الله التعايشي عملات معدنية قاموا بتداولها إلى جانب العملة المصرية. عندما توقف الحكم الأنجليزي-المصري في السودان في 1 يناير 1956 وأصبح السودان دولة مستقلة، أُنشئت عملة سودانية مميزة (الجنيه السوداني) لتحل محل الجنيه المصري على قدم المساواة.
قُسِّم الجنيه المصري إلى 100 قرش، كان القرش مقسمًا إلى 40 بارة، ولكن الهلاك[مبهم] في أعقاب إصلاح العملة المصرية عام 1886 أدى إلى تأسيس 1/10 قروش، والتي أصبحت تُعرف باسم الملّيم. وبسبب هذا الإرث قُسِّم الجنيه السوداني بعد عام 1956 إلى 100 قرش، كل منها ينقسم إلى 10 ملّيمات.
خلال الفترة 1958-1978، رُبط الجنيه بالدولار الأمريكي بمعدل 2.87156 دولار لكل جنيه سوداني واحد. وخضع الجنيه بعد ذلك لتخفيضات متتالية.
جنيه سوداني تاريخ
استُبدل الجنيه عام 1992 بالدينار السوداني بسعر 1 دينار = 10 جنيهات سودانية. في حين عُمِّم الدينار في شمال السودان، كان لا يزال يجري التفاوض بشأن الأسعار بالجنيهات في جنوب السودان، بينما استُخدم الشلن الكيني في رمبيك وياي وقُبل أكثر في قطاعات النقل وكذلك في الفنادق والمساكن.
وفقًا لاتفاقية السلام الشامل بين حكومة جمهورية السودان والحركة الشعبية لتحرير السودان، تبنى بنك السودان المركزي برنامجًا لإصدار عملة جديدة في أقرب وقت ممكن عمليًا خلال الفترة الانتقالية، على أن يعكس تصميم العملة الجديدة التنوع الثقافي في السودان. اعتُرف بالعملات المتداولة في جنوب السودان، حتى تُصدر عملة جديدة بموافقة الأطراف بناءً على توصيات بنك السودان المركزي. بدأ طرح الجنيه الثاني في 9 أو 10 يناير 2007، وأصبح العطاء القانوني الوحيد اعتبارًا من 1 يوليو 2007.  استبدل الدينار بالجنيه سوداني حيث أصبح 1 جنيه سوداني = 100 دينار أو جنيه سوداني واحد. (SDG) = 1000 جنيه سوداني (SDP).