Onko natrium metalli vai ei-metalli? On virhe uskoa, että toinen vaihtoehto. Natrium on pehmeä, hopeanvalkoinen metalli, joka esiintyy jaksollisessa taulukossa atominumerolla 11.

Lisäksi se (tai pikemminkin sen yhdisteet) on tunnettu muinaisista ajoista lähtien! Jopa Raamattu mainitsee natriumin puhdistusaineiden ainesosana. Tämä on kuitenkin historiallinen muistiinpano, vaikkakin mielenkiintoinen. Nyt kannattaa puhua tämän elementin ominaisuuksista ja sen muista ominaisuuksista.

Fyysiset ominaisuudet

Joten vastaus kysymykseen "Onko natrium metalli vai ei-metalli?" hyvin selkeä. Jopa vain katsomalla tätä ainetta, voit ymmärtää kaiken. On ilmeistä, että joka muuten, vaikka sillä on hopeanvalkoinen väri, on violetti sävy ohuissa kerroksissa.

Tämä on erittäin muovinen aine. Pehmeät metallit ovat sellaisia, jotka voidaan takoa ilman paljon vaivaa ja joille on ominaista myös taipuisuus ja sulavuus. Mutta natriumin suhteen tätä sanaa voidaan soveltaa kirjaimellisessa merkityksessä. Se voidaan leikata veitsellä ilman vaivaa. Muuten, tuore leikkaus loistaa erittäin kirkkaasti. Muita ominaisuuksia ovat:

• Tiheys. Normaaleissa olosuhteissa - 0,971 g/cm³.
• Sulamispisteet ovat 97,81 °C ja kiehumispisteet 882,95 °C.
• Molaarinen lämpökapasiteetti - 28,23 J/(K.mol).
• Sulamis- ja haihtumislämpö on 2,64 kJ/mol ja 97,9 kJ/mol.
• Molaarinen tilavuus - 23,7 cm³/mol.

On syytä huomata, että paineen alaisena natrium (Na) muuttuu punaiseksi ja läpinäkyväksi. Tässä tilassa tämä metalli on hyvin samanlainen kuin rubiini.

Jos laitat sen huoneenlämpöön, se muodostaa kiteitä kuutiosymmetrisesti. Laskemalla sen -268 °C:seen voit kuitenkin nähdä, kuinka metalli muuttuu kuusikulmaiseksi faasiksi. Ymmärtääksesi, mistä puhumme, muista vain grafiitti. Tämä on erinomainen esimerkki kuusikulmaisesta kiteestä.

Hapetus ja palaminen

Nyt voimme siirtyä natriumin (Na) kemiallisiin ominaisuuksiin. Tämä alkalimetalli hapettuu helposti joutuessaan alttiiksi ilmalle. Tämän seurauksena muodostuu natriumoksidia (Na 2 O). Se näyttää värittömiltä kuutiokiteiltä. Tämä on suolaa muodostava binäärinen epäorgaaninen aine, jota käytetään reagenssina synteesiprosessissa. Sitä käytetään natriumhydroksidin ja muiden yhdisteiden valmistukseen.

Siksi metallin suojaamiseksi happialtistukselta se varastoidaan kerosiiniin.

Mutta palamisen aikana muodostuu natriumperoksidia (Na 2 O 2). Ne näyttävät valkokeltaisilta kiteiltä, ​​joille on ominaista voimakas vuorovaikutus veden kanssa, johon liittyy lämmön vapautuminen. Na 2 O 2:ta käytetään silkin, villan, kankaiden, olkien, viskoosin ja puumassan valkaisuun.

Reaktiot veden kanssa

Hopeanvalkoinen pehmeä metallinatrium on myös onnistuneesti vuorovaikutuksessa H2O:n kanssa. Reaktio veden kanssa on erittäin voimakasta. Tähän nesteeseen asetettu pieni pala natriumia kelluu pintaan ja alkaa sulaa syntyneen lämmön vaikutuksesta. Tämän seurauksena se muuttuu valkoiseksi palloksi, joka liikkuu nopeasti veden pinnalla eri suuntiin.

Tähän erittäin näyttävään reaktioon liittyy vedyn vapautumista. Tällaista koetta suoritettaessa on oltava varovainen, koska se voi syttyä palamaan. Ja kaikki tapahtuu seuraavan yhtälön mukaisesti: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2.

Vuorovaikutus ei-metallien kanssa

Natrium on metalli, sitä voidaan kutsua myös vahvaksi pelkistimeksi, mitä se on. Kuten muutkin alkaliset aineet kuitenkin. Joten se reagoi voimakkaasti monien muiden epämetallien kuin hiilen, jodin ja jalokaasujen kanssa, joita ovat radioaktiivinen radon, krypton, neon, ksenon, argon ja helium. Tällaiset reaktiot näyttävät tältä: 2Na + Cl 2 → 2NaCl. Tai tässä toinen esimerkki: 2Na + H2 → 250-450 °C 2NaH.

On syytä huomata, että natrium on aktiivisempi kuin litium. Periaatteessa se voi reagoida typen kanssa, mutta erittäin huonosti (hehkupurkauksessa). Tämän vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu epästabiili aine, jota kutsutaan natriumnitridiksi. Nämä ovat tummanharmaita kiteitä, jotka reagoivat veden kanssa ja hajoavat kuumennettaessa. Ne muodostetaan yhtälön mukaisesti: 6Na + N 2 → 2Na 3 N.

Reaktiot happojen kanssa

Ne olisi myös lueteltava, puhuen natriumin kemiallisista ominaisuuksista. Tämä aine reagoi laimennettujen happojen kanssa kuten tavallinen metalli. Se näyttää tältä: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2.

Natrium on vuorovaikutuksessa eri tavalla konsentroitujen aineiden kanssa, joille on ominaista oksidatiiviset reaktiot; tällaisiin reaktioihin liittyy pelkistystuotteiden vapautumista. Tässä on esimerkki kaavasta: 8Na + 10NHO3 → 8NaNO3 + 3H2O.

On myös syytä huomata, että alkalimetallinatrium liukenee helposti nestemäiseen ammoniakkiin (NH 3), jonka 10-prosenttinen liuos on kaikille tuttu ammoniakkina. Yhtälö näyttää tältä: Na + 4NH3 → -40°C Na 4. Tämän reaktion seurauksena muodostuu sininen liuos.

Metalli on myös vuorovaikutuksessa kaasumaisen ammoniakin kanssa, mutta kuumennettaessa. Tämä reaktio näyttää tältä: 2Na + 2NH3 → 35 0°C 2NaNH2 + H2.

Muut liitännät

Kun luetellaan natriumin pääominaisuuksia, on myös syytä mainita, että se voi olla vuorovaikutuksessa elohopean kanssa, joka on ainutlaatuinen alkuaine, joka normaaliolosuhteissa on valkohopeaa raskas neste, vaikka se on metalli.

Tämän reaktion seurauksena muodostuu seos. Sen tarkka nimi on natriumamalgaami. Tätä ainetta käytetään pelkistimenä, sen ominaisuudet ovat pehmeämpiä kuin puhdas metalli. Jos kuumennat sitä kaliumilla, saat nestemäisen seoksen.

Tämä metalli voi myös liueta niin kutsuttuihin kruunueettereihin - makroheterosyklisiin yhdisteisiin, mutta vain orgaanisten liuottimien läsnä ollessa. Tämän reaktion seurauksena muodostuu alkalidi (suola, voimakas pelkistysaine) tai elektrodi (sininen liuotin).

On myös mahdotonta puhua siitä, että alkyylihalogenidit, jotka ovat halogeeni-hiiliaineita, antavat natriumylimäärällä orgaanisia natriumyhdisteitä. Ilmassa ne syttyvät yleensä itsestään. Ja vedessä ne räjähtävät.

Sovellus

Natriumin ominaisuudet ja ominaisuudet mahdollistavat sen laajan käytön teollisuudessa, metallurgiassa ja preparatiivisessa kemiassa tehokkaana pelkistimenä. Lisäksi tämä aine on mukana:

• Orgaanisten liuottimien kuivauksessa.
• Rikki-natriumparistojen tuotannossa.
• Kuorma-autojen moottoreiden pakoventtiileissä. Toimii nestemäisen jäähdytyselementin roolissa.
• Suurille virroille suunniteltujen sähköjohtojen valmistuksessa.
• Seoksissa, joissa on cesiumia, rubidiumia ja kaliumia. Yhdessä näiden aineiden kanssa natrium muodostaa erittäin tehokkaan jäähdytysaineen, jota muuten käytetään ydinreaktoreiden nopeisiin neutroniin.
• Kaasupurkauslampuissa.

Ja nämä ovat vain joitakin sen sovellusalueita. Mutta yleisin aine maailmassa on natriumkloridi. Sitä löytyy melkein joka kodista, koska se on ruokasuolaa.

On myös mahdotonta puhua siitä, että maankuoressa on 2,6 % natriumia. Ja yleensä se on 7. sijalla luonnon yleisimpien elementtien luokittelussa ja 5. sijalla yleisimpien metallien luettelossa. Luonnosta on mahdotonta löytää natriumia puhtaassa muodossaan, koska se on kemiallisesti aktiivinen, mutta sitä löytyy valtavia määriä sulfaatin, karbonaatin, nitraatin ja kloridin muodossa.

Biologinen rooli

Joten kaikki perusasiat aiheesta "Onko natrium metalli vai ei-metalli?" se sanottiin. Lopuksi muutama sana tämän aineen biologisesta roolista.

Natrium on olennainen osa mitä tahansa elävää organismia. Ihminen ei ole poikkeus. Tässä hänen roolinsa:

• Ylläpitää osmoottista painetta.
• Kuljettaa hiilidioksidia.
• Normalisoi vesitasapainoa.
• Edistää glukoosin, aminohappojen ja anionien kuljetusta solukalvojen läpi.
• Sen vaihto kaliumionien kanssa vaikuttaa toimintapotentiaalin muodostumiseen.
• Vaikuttaa positiivisesti proteiinien aineenvaihduntaan.
• Osallistuu nesteytysprosessiin.

Natrium sisältyy lähes kaikkiin tuotteisiin. Mutta sen tärkeimmät lähteet ovat suola ja ruokasooda. D-vitamiini parantaa tämän aineen imeytymistä.

Natriumin puutetta ei esiinny, mutta riittämättömiin määriin liittyviä ongelmia voi esiintyä paaston aikana. Tämä on täynnä painonpudotusta, oksentelua, monosakkaridien heikentynyttä imeytymistä ja kaasujen muodostumista maha-suolikanavassa. Erityisen vaikeissa tapauksissa esiintyy neuralgiaa ja kouristuksia. Siksi on parempi olla altistamatta kehoasi vakavalle nälälle.

Natrium ja sen yhdisteet ovat olleet ihmisten tiedossa muinaisista ajoista lähtien. Todennäköisesti suosituin ja tunnetuin yhdiste on natriumkloridi, joka tunnetaan paremmin ruokasuolana. Pöytäsuola on olennainen osa lähes kaikkia ruokia. Tiedemiesten mukaan ihmiset alkoivat syödä ruokasuolaa useita tuhansia vuosia sitten.

Toinen suosittu yhdiste on natriumkarbonaatti. Natriumkarbonaatti on tavallinen sooda, jota myydään missä tahansa kaupassa. Ihmiset ovat käyttäneet ainetta myös muinaisista ajoista asti pesuaineena. Näin ollen ihmiset ovat altistuneet natriumille ja sen yhdisteille päivittäin useiden kymmenien ja satojen vuosien ajan. Natrium reagoi helposti sekä metallisten että ei-metallisten alkuaineiden kanssa muodostaen metalliseoksia ja teollisuudessa laajalti käytettyjä yhdisteitä. Katsotaanpa tarkemmin tämän metallin ominaisuuksia ja ominaisuuksia.

Natriumin ominaisuudet

Fyysiset ominaisuudet

Natrium on pehmeä, sitkeä metalli, joka voidaan leikata erittäin helposti veitsellä. Sillä on hopeanvalkoinen väri ja tyypillinen metallinen kiilto. Metalli johtaa hyvin lämpöä ja sähköä. Natriumatomit on yhdistetty metallisidoksella.

Kemialliset ominaisuudet

Natriumatomit luovuttavat helposti valenssielektroneja reagoidessaan muiden kemiallisten alkuaineiden kanssa. Tässä tapauksessa natriumatomit muuttuvat ioneiksi, joilla on positiivinen varaus.

• Natrium hapettuu erittäin nopeasti ulkoilmassa. Tästä syystä metalli varastoidaan yleensä kerosiiniin.
• Kun se poltetaan hapessa, se muodostaa yhdisteen natriumperoksidia (Na 2 O 2)
• Kuumennettaessa natrium reagoi vedyn kanssa muodostaen hydridin (2NaH)
• Natrium reagoi melko helposti ei-metallien, kuten rikin, posliinin ja muiden kanssa.
• Natrium pystyy myös reagoimaan metallien kanssa. Tämä tuottaa erilaisia ​​seoksia, joita käytetään laajasti teollisuudessa ja teollisuudessa.
• Natrium reagoi kiivaasti veden kanssa.

Natriumin löytäminen luonnosta

Natrium on seitsemännellä sijalla maapallon yleisimpien alkuaineiden luettelossa. Natrium on myös viidenneksi yleisin metalli. Metalleista ainoat metallit, joita löytyy useammin kuin natrium, ovat alumiini, rauta, kalsium ja magnesium.

Natriumia ei esiinny luonnossa puhtaassa muodossaan. Syynä tähän on natriumin korkea kemiallinen aktiivisuus. Alkuaine esiintyy luonnossa kloridina, karbonaattina, nitraattina, sulfaattina ja muina suoloina.

Mistä luonnossa natriumia löytyy?

Ensinnäkin maankuoressa on melko korkea natriumpitoisuus. Aineen osuus on noin 2,6 %.

Toiseksi natriumia ja sen yhdisteitä löytyy suuria määriä paikoista, joissa muinaiset meret haihtuivat.

Toinen paikka, jossa natrium ja sen yhdisteet kerääntyvät, ovat valtameret. Tutkijat ovat laskeneet, että kaikki maailman valtameressä oleva suola on noin 19 miljoonaa kuutiokilometriä.

Natriumia löytyy myös pieninä määrinä elävissä olennoissa. Samaan aikaan natriumpitoisuus eläimissä on hieman korkeampi kuin kasveissa. Natriumionit elävissä organismeissa suorittavat kriittisen toiminnon: ne helpottavat hermoimpulssien välittämistä.

Natriumin käyttö teollisuudessa

Natriumia käytetään laajalti monilla teollisuudenaloilla: kemian-, metallurgian-, ydin-, elintarvike-, kevyt- ja muilla aloilla.

Kemianteollisuudessa natriumista valmistetaan erilaisia ​​pesu- ja puhdistusaineita, lannoitteita ja antiseptisiä aineita.

Metallurgiassa natriumia käytetään muiden aineiden, kuten toriumin, uraanin, titaanin, zirkoniumin ja muiden yhdisteiden, tuotantoprosessissa. Natrium toimii pelkistimenä tällaisissa reaktioissa.

Natriumia käytetään laajalti myös ydinenergiassa. Natriumia ja sen seoksia käytetään jäähdytysnesteenä.

Kevyessä teollisuudessa natriumia käytetään laajalti nahan käsittelyyn.

Natrium on välttämätön elementti elintarviketeollisuudessa. Natriumkloridi, joka tunnetaan paremmin pöytäsuolana, on ehkä yleisin elintarvikelisäaine, jota ilman ei voida valmistaa yhtään ruokaa.

Luennon sisältö:

1. Natriumin jakautuminen luonnossa.

2. Historiallinen tausta.

3. Natriumin fysikaaliset ominaisuudet

4. 4. Natriumin kemialliset ominaisuudet

5. Natriumin saaminen.

6. 6. Natriumin saaminen.

Natrium(Natrium), Na, Mendelejevin jaksollisen järjestelmän ryhmän I kemiallinen alkuaine: atominumero 11, atomimassa 22,9898; hopeanvalkoinen pehmeä metalli, joka hapettuu nopeasti pinnasta ilmassa. Luonnollinen alkuaine koostuu yhdestä vakaasta isotoopista, 23 Na:sta.

Historiallinen viittaus. Natriumin luonnolliset yhdisteet - pöytäsuola NaCl, sooda Na 2 CO 3 - on tunnettu muinaisista ajoista lähtien. Nimi "natrium" tulee arabian kielen sanasta natrun. nitroni, jota alun perin kutsuttiin luonnolliseksi soodaksi. Kemistit tunsivat jo 1700-luvulla monia muita natriumyhdisteitä. Itse metallin kuitenkin hankki vasta vuonna 1807 G. Davy elektrolyysillä natriumhydroksidin NaOH. Isossa-Britanniassa, Yhdysvalloissa, Ranskassa elementtiä kutsutaan natriumiksi (espanjan sanasta soda - sooda), Italiassa - sodio.

Leviäminennatria luonnossa.

Natrium on tyypillinen alkuaine maankuoren yläosassa. Sen keskimääräinen pitoisuus litosfäärissä on 2,5 massaprosenttia, happamissa magmakivissä (graniitit ja muut) 2,77, emäksiset (basaltit ja muut) 1,94, ultraemäksiset (vaippakivet) 0,57. Na +:n ja Ca 2+:n isomorfismin vuoksi niiden ionisäteiden läheisyydestä johtuen natrium-kalsiummaasälpää (plagioklaaseja) muodostuu magmakiviin. Biosfäärissä natriumin erilaistuminen on voimakasta: sedimenttikivissä natriumia on keskimäärin köyhdytetty (0,66 % savessa ja liuskeessa), sitä on vähän useimmissa maaperässä (keskimäärin 0,63 %). Natriummineraaleja on yhteensä 222. Na on heikosti pidättyvä mantereilla ja tuotu jokien kautta meriin ja valtameriin, missä sen keskimääräinen pitoisuus on 1,035 % (Na on meriveden tärkein metallialkuaine). Haihdutuksen aikana natriumsuoloja kerrostuu rannikon merilaguuneihin sekä arojen ja aavikoiden mannerjärviin, jolloin muodostuu suolapitoisia kivikerroksia. Tärkeimmät natriumin ja sen yhdisteiden lähteet ovat haliitti (kivisuola) NaCl, chileläinen salpetteri NaNO 3, thenardiitti Na 2 SO 4, mirabiliitti Na 2 SO 4 10H 2 O, trona NaH(CO 3) 2 2H 2 O Na on tärkeä bioelementti, elävä aine sisältää keskimäärin 0,02 % Na:ta; Sitä on enemmän eläimissä kuin kasveissa.

Fyysiset ominaisuudetnatrium

Tavallisessa lämpötilassa natrium kiteytyy kuutiohilassa, a = 4,28 Å. Atomisäde 1,86Å, ionisäde Na+ 0,92Å. Tiheys 0,968 g/cm3 (19,7 °C), sulamispiste 97,83 °C, kiehumispiste 882,9 °C; ominaislämpökapasiteetti (20 °C) 1,23 10 3 J/(kg K) tai 0,295 cal/(g deg); lämmönjohtavuuskerroin 1,32·10 2 W/(m·K) tai 0,317 cal/(cm·s·deg); lineaarilaajenemisen lämpötilakerroin (20 °C) 7,1·10 -5; sähköinen ominaisvastus (0 °C) 4,3·10-8 ohm·m (4,3·10-6 ohm·cm). Natrium on paramagneettinen, spesifinen magneettinen susceptibiliteetti +9,2·10 -6; erittäin muovinen ja pehmeä (helposti leikattavissa veitsellä).

Kemialliset ominaisuudetnatrium

Natriumin normaali elektrodipotentiaali on -2,74 V; elektrodin potentiaali sulassa -2,4 V. Natriumhöyry värittää liekin ominaisen kirkkaan keltaiseksi. Atomin ulkoisten elektronien konfiguraatio on 3s 1; Kaikissa tunnetuissa yhdisteissä natrium on yksiarvoinen. Sen kemiallinen aktiivisuus on erittäin korkea. Suorassa vuorovaikutuksessa hapen kanssa, olosuhteista riippuen, muodostuu Na 2 O oksidia tai Na 2 O 2 -peroksidia - värittömiä kiteisiä aineita. Veden kanssa natrium muodostaa hydroksidin NaOH ja H2; reaktioon voi liittyä räjähdys. Mineraalihapot muodostavat vastaavia vesiliukoisia suoloja natriumin kanssa, mutta natrium on suhteellisen inertti 98-100 % rikkihapon suhteen.

Natriumin reaktio vedyn kanssa alkaa 200 °C:ssa ja johtaa NaH-hydridin, värittömän hygroskooppisen kiteisen aineen, muodostumiseen. Natrium reagoi suoraan fluorin ja kloorin kanssa jopa tavallisissa lämpötiloissa, bromin kanssa - vain kuumennettaessa; suoraa vuorovaikutusta jodin kanssa ei havaita. Se reagoi kiivaasti rikin kanssa muodostaen natriumsulfidia; natriumhöyryn vuorovaikutus typen kanssa hiljaisen sähköpurkauksen aikana johtaa Na 3 N -nitridin muodostumiseen ja hiilen kanssa 800-900 ° C:ssa - Na:n tuotantoon 2 C 2 karbidi.

Natrium liukenee nestemäiseen ammoniakkiin (34,6 g / 100 g NH3 0 °C:ssa) muodostaen ammoniakkikomplekseja. Kun kaasumainen ammoniakki johdetaan sulan natriumin läpi 300-350 °C:ssa, muodostuu natriumamiinia NaNH 2 - väritöntä kiteistä ainetta, joka hajoaa helposti veden vaikutuksesta. Tunnetaan suuri määrä orgaanisia natriumyhdisteitä, jotka ovat kemiallisilta ominaisuuksiltaan hyvin samanlaisia ​​kuin organolitiumyhdisteet, mutta ovat niitä parempia reaktiivisuudeltaan. Orgaanisia natriumyhdisteitä käytetään orgaanisessa synteesissä alkylointiaineina.

Natrium on monien käytännössä tärkeiden metalliseosten komponentti. Na-K-seokset, jotka sisältävät 40-90 % K (massasta) noin 25 °C:n lämpötilassa, ovat hopeanvalkoisia nesteitä, jotka ovat kemiallisesti erittäin reaktiivisia ja syttyviä ilmassa. Nestemäisten Na-K-seosten sähkönjohtavuus ja lämmönjohtavuus ovat alhaisemmat kuin vastaavat Na- ja K-arvot. Natriumamalgaameja saadaan helposti lisäämällä metallista natriumia elohopeaan; joiden Na-pitoisuus on yli 2,5 % (painosta) tavallisissa lämpötiloissa, ne ovat jo kiinteitä aineita.

Kuittinatrium.

Pääasiallinen teollinen menetelmä natriumin valmistamiseksi on sulan NaCl-suolan elektrolyysi, joka sisältää lisäaineita KCl, NaF, CaCl 2 ja muita, jotka laskevat suolan sulamispisteen 575-585 °C:seen. Puhtaan NaCl:n elektrolyysi johtaisi suuriin natriumhävikkiin haihtumisen seurauksena, koska NaCl:n sulamispisteet (801 °C) ja Na:n kiehumispisteet (882,9 °C) ovat hyvin lähellä toisiaan. Elektrolyysi suoritetaan elektrolyysaattoreissa, joissa on kalvo, katodit on valmistettu raudasta tai kuparista, anodit on valmistettu grafiitista. Klooria tuotetaan samanaikaisesti natriumin kanssa. Vanha menetelmä natriumin saamiseksi on sulan natriumhydroksidin NaOH elektrolyysi, joka on paljon kalliimpaa kuin NaCl, mutta hajoaa elektrolyyttisesti alemmassa lämpötilassa (320-330 °C).

Sovellusnatrium.

Natriumia ja sen seoksia käytetään laajalti jäähdytysaineina prosesseissa, jotka vaativat tasaista lämmitystä alueella 450-650 °C - lentokoneiden moottorien venttiileissä ja erityisesti ydinvoimaloissa. Jälkimmäisessä tapauksessa Na–K-seokset toimivat nestemäisinä metallijäähdytteinä (molempien elementtien lämpöneovat pienet, Na 0,49 barnille); näille seoksille on ominaista korkea kiehumispiste ja lämmönsiirtokertoimet, eivätkä ne ole vuorovaikutuksessa rakennemateriaalien kanssa. voimalaitoksissa kehitetyissä korkeissa lämpötiloissa ydinreaktoreissa. NaPb-yhdistettä (10 % Na painosta) käytetään tetraetyylilyijyn valmistuksessa, joka on tehokkain nakutuksenestoaine. Rautatievaunujen akselilaakerien valmistukseen käytetyssä lyijypohjaisessa seoksessa (0,73 % Ca, 0,58 % Na ja 0,04 % Li) natrium on vahvistava lisäaine. Natrium toimii metallurgiassa aktiivisena pelkistimenä joidenkin harvinaisten metallien (Ti, Zr, Ta) tuotannossa metallotermisillä menetelmillä; orgaanisessa synteesissä - pelkistys-, kondensaatio-, polymerointi- ja muissa reaktioissa.

Natriumin korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi sen käsittely vaatii varovaisuutta. Se on erityisen vaarallista, jos vesi joutuu kosketuksiin natriumin kanssa, mikä voi aiheuttaa tulipalon ja räjähdyksen. Silmät tulee suojata suojalaseilla, kädet paksuilla kumikäsineillä; Natriumin kosketus märän ihon tai vaatteiden kanssa voi aiheuttaa vakavia palovammoja.

Natrium
Atominumero	11
Yksinkertaisen aineen ulkonäkö	hopeanvalkoinen pehmeä metalli
Atomin ominaisuudet
Atomimassa (moolimassa)	22.989768 a. e.m. (/mol)
Atomin säde	klo 190
Ionisaatioenergia (ensimmäinen elektroni)	495,6 (5,14) kJ/mol (eV)
Elektroninen konfigurointi	3s 1
Kemialliset ominaisuudet
Kovalenttinen säde	klo 154
Ionin säde	97 (+1e) pm
Elektronegatiivisuus (Paulingin mukaan)	0,93
Elektrodin potentiaali	-2,71 V
Hapetustilat	1
Yksinkertaisen aineen termodynaamiset ominaisuudet
Tiheys	0,971 /cm³
Molaarinen lämpökapasiteetti	28,23 J/(mol)
Lämmönjohtokyky	142,0 W/( ·)
Sulamislämpötila	370,96
Sulamislämpö	2,64 kJ/mol
Kiehumislämpötila	1156,1
Höyrystymislämpö	97,9 kJ/mol
Molaarinen tilavuus	23,7 cm³/mol
Yksinkertaisen aineen kristallihila
Hilarakenne	kuutio vartalokeskeinen
Hilan parametrit	4,230
c/a-suhde	—
Debye lämpötila	150 K

Na	11
22,98977
3s 1
Natrium

Natrium —elementti ensimmäisen ryhmän pääalaryhmä, D.I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän kolmas jakso, atominumerolla 11. Merkitään symbolilla Na (lat. Natrium). Yksinkertainen aine natrium (CAS-numero: 7440-23-5) on pehmeä alkalimetalli, jonka väri on hopeanvalkoinen.

Vedessä natrium käyttäytyy lähes samalla tavalla kuin litium: reaktio etenee vedyn nopealla vapautumisella ja liuokseen muodostuu natriumhydroksidia.

Nimen historia ja alkuperä

Natriumia (tai pikemminkin sen yhdisteitä) on käytetty muinaisista ajoista lähtien. Esimerkiksi sooda (natron), jota esiintyy luonnollisesti Egyptin soodajärvien vesissä. Muinaiset egyptiläiset käyttivät luonnollista soodaa balsamointiin, kankaan valkaisuun, ruoanlaittoon sekä maalien ja lasitteiden valmistukseen. Plinius Vanhin kirjoittaa, että Niilin suistossa soodaa (se sisälsi riittävän määrän epäpuhtauksia) eristettiin jokivedestä. Se tuli myyntiin isoina kappaleina, värillisinä harmaiksi tai jopa mustiksi hiilen sekoittumisen vuoksi.

Englantilainen kemisti Humphry Davy sai natriumin ensimmäisen kerran vuonna 1807 kiinteän NaOH:n elektrolyysillä.

Nimi "natrium" tulee arabiasta natrun kreikaksi - nitroni ja alun perin se viittasi luonnolliseen soodaan. Itse alkuainetta kutsuttiin aiemmin natriumiksi.

Kuitti

Ensimmäinen tapa tuottaa natriumia oli pelkistysreaktio Sooda kivihiiltä kuumennettaessa näiden aineiden tiivis seos rautasäiliössä 1000 °C:seen:

Na2C03 +2C=2Na+3CO

Sitten ilmestyi toinen menetelmä natriumin valmistamiseksi - sulan natriumhydroksidin tai natriumkloridin elektrolyysi.

Fyysiset ominaisuudet

Kerosiiniin varastoitu metallinen natrium

Natriumin kvalitatiivinen määritys liekillä - "natriumin D-linjan" emissiospektrin kirkkaan keltainen väri, dupletti 588,9950 ja 589,5924 nm.

Natrium on hopeanvalkoinen metalli, ohuina kerroksina violetin sävyinen, muovinen, jopa pehmeä (helposti leikattavissa veitsellä), tuore natriumin leikkaus on kiiltävää. Natriumin sähkö- ja lämmönjohtavuusarvot ovat melko korkeat, tiheys on 0,96842 g/cm³ (19,7 °C:ssa), sulamispiste on 97,86 °C ja kiehumispiste 883,15 °C.

Kemialliset ominaisuudet

Alkalimetalli, joka hapettuu helposti ilmassa. Ilmakehän hapelta suojaamiseksi metallista natriumia varastoidaan kerroksen alle kerosiini. Natrium on vähemmän aktiivinen kuin litium, siis kanssa typpeä reagoi vain kuumennettaessa:

2Na + 3N2 = 2NaN3

Kun happea on suuri ylimäärä, muodostuu natriumperoksidia

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Sovellus

Natriummetallia käytetään laajalti preparatiivisessa kemiassa ja teollisuudessa vahvana pelkistimenä, myös metallurgiassa. Natriumia käytetään erittäin energiaintensiivisten natriumrikkiakkujen valmistuksessa. Sitä käytetään myös kuorma-autojen pakoventtiileissä jäähdytyselementtinä. Toisinaan natriummetallia käytetään materiaalina sähköjohtoihin, jotka on tarkoitettu kuljettamaan erittäin suuria virtoja.

Seoksessa kaliumin kanssa, samoin kuin kanssa rubidium ja cesium käytetään erittäin tehokkaana jäähdytysnesteenä. Erityisesti seoksen koostumus on natriumia 12 %. kaliumia 47 %, cesium 41 %:lla on ennätyksellisen alhainen sulamispiste -78 °C, ja sitä on ehdotettu käyttönesteeksi ionirakettimoottoreille ja jäähdytysnesteeksi ydinvoimaloihin.

Natriumia käytetään myös korkea- ja matalapainepurkauslampuissa (HPLD ja LPLD). DNaT (Arc Sodium Tubular) -tyyppisiä NLVD-lamppuja käytetään erittäin laajalti katuvalaistuksessa. Ne antavat kirkkaan keltaista valoa. HPS-lamppujen käyttöikä on 12-24 tuhatta tuntia. Siksi HPS-tyyppiset kaasupurkauslamput ovat välttämättömiä kaupunki-, arkkitehtuuri- ja teollisuusvalaistukseen. On myös lamppuja DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) ja DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

Natriummetallia käytetään orgaanisen aineen kvalitatiivisessa analyysissä. Natriumin ja testiaineen seos neutraloidaan etanoli, lisää muutama millilitra tislattua vettä ja jaa kolmeen osaan, J. Lassaignen testi (1843), jonka tarkoituksena on määrittää typen, rikin ja halogeenit (Beilstein-testi)

— Natriumkloridi (pöytäsuola) on vanhin käytetty aromi- ja säilöntäaine.
— Natriumatsidia (Na 3 N) käytetään typpiaineena metallurgiassa ja lyijyatsidin tuotannossa.
— Natriumsyanidia (NaCN) käytetään hydrometallurgisessa menetelmässä kullan liuottamiseksi kivistä sekä teräksen typpihiiletyksessä ja galvanoinnissa (hopeaus, kullatus).
— Natriumkloraattia (NaClO 3) käytetään tuhoamaan ei-toivottu kasvillisuus rautateillä.

Biologinen rooli

Elimistössä natriumia löytyy enimmäkseen solujen ulkopuolelta (noin 15 kertaa enemmän kuin sytoplasmassa). Tätä eroa ylläpitää natrium-kaliumpumppu, joka pumppaa ulos solun sisään jääneen natriumin.

Yhdessäkaliumianatriumilla on seuraavat toiminnot:
Edellytysten luominen kalvopotentiaalin ja lihasten supistumisen esiintymiselle.
Veren osmoottisen pitoisuuden ylläpitäminen.
Happo-emästasapainon ylläpitäminen.
Vesitasapainon normalisointi.
Kalvon kuljetuksen varmistaminen.
Monien entsyymien aktivointi.

Natriumia löytyy melkein kaikista elintarvikkeista, vaikka elimistö saa suurimman osan siitä ruokasuolasta. Imeytyminen tapahtuu pääasiassa mahalaukussa ja ohutsuolessa. D-vitamiini parantaa natriumin imeytymistä, mutta liian suolaiset ja proteiinipitoiset ruoat häiritsevät normaalia imeytymistä. Ruoasta saatava natriumin määrä kertoo virtsan natriumpitoisuuden. Natriumpitoisille ruoille on ominaista nopeutunut erittyminen.

Natriumin puute laihduttajalla tasapainoista ruokaa ei esiinny ihmisillä, mutta kasvisruokavaliot voivat aiheuttaa ongelmia. Väliaikainen puute voi johtua diureettien käytöstä, ripulista, liiallisesta hikoilusta tai liiallisesta veden juonnista. Natriumin puutteen oireita ovat laihtuminen, oksentelu, kaasun muodostuminen maha-suolikanavassa ja imeytymisen heikkeneminen aminohapot ja monosakkaridit. Pitkäaikainen puutos aiheuttaa lihaskramppeja ja hermosärkyä.

Liiallinen natrium aiheuttaa jalkojen ja kasvojen turvotusta sekä lisää kaliumin erittymistä virtsaan. Munuaisten prosessoitavan suolan enimmäismäärä on noin 20-30 grammaa, mikä tahansa suurempi määrä on hengenvaarallista.

Natriumyhdisteet

Natrium, Natrium, Na (11)
Nimi natrium - natrium, natrium tulee muinaisesta sanasta, joka oli yleinen Egyptissä, muinaisten kreikkalaisten (vixpov) ja roomalaisten keskuudessa. Se löytyy Pliniussta (Nitron) ja muista muinaisista kirjailijoista ja vastaa heprealaista neteriä. Muinaisessa Egyptissä natronia tai nitronia kutsuttiin yleensä alkaliksi, jota saatiin paitsi luonnollisista soodajärvistä myös kasvien tuhkasta. Sitä käytettiin pesuun, lasitteiden valmistukseen ja ruumiiden muumioimiseen. Keskiajalla nimitystä nitron (nitron, natron, nataron), samoin kuin boori (baurach), käytettiin myös salpetarille (Nitrum). Arabialkemistit kutsuivat alkalia alkaliksi. Kun Euroopasta löydettiin ruuti, salpeteri (Sal Petrae) alettiin erottaa tiukasti alkaleista, ja 1600-luvulla. on jo erotettu haihtumattomien eli kiinteiden alkalien ja haihtuvien alkalien (Alkali volatile) välillä. Samalla havaittiin ero kasvisten (Alkali fixum vegetabile - potaska) ja mineraalialkalin (Alkali fixum minerale - sooda) välillä.

1700-luvun lopulla. Klaproth otti käyttöön nimen Natron eli sooda mineraalialkalille ja kasvialkalille Kali. Lavoisier ei sijoittanut alkaleja "Yksinkertaisten kappaleiden taulukkoon", mikä osoitti siihen liittyvässä huomautuksessa, että nämä olivat luultavasti monimutkaisia ​​aineita, jotka kerran Jonain päivänä ne hajoavat. Itse asiassa vuonna 1807 Davy sai hieman kostutettujen kiinteiden alkalien elektrolyysillä vapaita metalleja - kaliumia ja natriumia, kutsuen niitä kaliumiksi ja natriumiksi. Seuraavana vuonna Gilbert, kuuluisan Annals of Physicsin julkaisija, ehdotti uusien metallien kutsumista kaliumiksi ja natriumiksi (Natronium); Berzelius lyhensi jälkimmäisen nimen "natriumiksi" (Natrium). 1800-luvun alussa. Venäjällä natriumia kutsuttiin natriumiksi (Dvigubsky, 182i; Solovjov, 1824); Strakhov ehdotti nimeksi sod (1825). Natriumsuoloja kutsuttiin esimerkiksi soodasulfaatiksi, kloorivetysoodaksi ja samalla etikkasoodaksi (Dvigubsky, 1828). Hess esitti Berzeliuksen esimerkin mukaisesti nimen natrium.

Artikkelin sisältö

NATRIUM– (Natrium) Na, jaksollisen järjestelmän ryhmän 1 (Ia) kemiallinen alkuaine, kuuluu alkalisiin alkuaineisiin. Atomiluku 11, suhteellinen atomimassa 22,98977. Luonnossa on yksi stabiili isotooppi 23 Na. Tämän alkuaineen tunnetaan kuusi radioaktiivista isotooppia, joista kaksi kiinnostaa tiedettä ja lääketiedettä. Natrium-22:ta, jonka puoliintumisaika on 2,58 vuotta, käytetään positronien lähteenä. Natrium-24:ää (sen puoliintumisaika on noin 15 tuntia) käytetään lääketieteessä joidenkin leukemian muotojen diagnosointiin ja hoitoon.

Hapetustila +1.

Natriumyhdisteet on tunnettu muinaisista ajoista lähtien. Natriumkloridi on olennainen osa ihmisravintoa. Uskotaan, että ihmiset alkoivat käyttää sitä neoliittisella kaudella, ts. noin 5-7 tuhatta vuotta sitten.

Vanha testamentti mainitsee aineen nimeltä "neter". Tätä ainetta käytettiin pesuaineena. Todennäköisesti neter on sooda, natriumkarbonaatti, joka muodostui Egyptin suolaisissa järvissä, joissa on kalkkipitoisia rantoja. Kreikkalaiset kirjailijat Aristoteles ja Dioscorides kirjoittivat myöhemmin samasta aineesta, mutta nimellä "nitron", ja antiikin roomalainen historioitsija Plinius Vanhin, joka mainitsi saman aineen, kutsui sitä "nitrumiksi".

1700-luvulla Kemistit tiesivät jo paljon erilaisia ​​natriumyhdisteitä. Natriumsuoloja käytettiin laajalti lääketieteessä, nahan parkitsemisessa ja kankaiden värjäyksessä.

Englantilainen kemisti ja fyysikko Humphry Davy sai ensin metallisen natriumin sulan natriumhydroksidin elektrolyysillä (käyttäen 250 kupari- ja sinkkilevyparin voltaic-kolonnia). Davyn tälle alkuaineelle valitsema nimi "natrium" kuvastaa sen alkuperää soodasta Na 2 CO 3 . Elementin latinalaiset ja venäläiset nimet ovat peräisin arabian sanasta "natrun" (luonnollinen sooda).

Natriumin jakelu luonnossa ja sen teollinen uuttaminen.

Natrium on seitsemänneksi runsain alkuaine ja viidenneksi runsain metalli (alumiinin, raudan, kalsiumin ja magnesiumin jälkeen). Sen pitoisuus maankuoressa on 2,27 %. Suurin osa natriumista löytyy erilaisista alumiinisilikaateista.

Kaikilla mantereilla on valtavia natriumsuolojen esiintymiä suhteellisen puhtaassa muodossa. Ne ovat seurausta muinaisten merien haihtumisen seurauksena. Tämä prosessi on edelleen käynnissä Salt Lakessa (Utah), Kuolleellamerellä ja muissa paikoissa. Natriumia esiintyy NaCl-kloridina (haliitti, vuorisuola) sekä karbonaattina 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (trona), nitraattina NaNO 3 (suolapetri), sulfaattina Na 2 SO 4 10H 2 O (mirabilite) ), tetraboraatti Na2B40710H20 (booraksi) ja Na2B4074H20 (kerniitti) ja muut suolat.

Luonnollisissa suolavedessä ja valtamerivesissä on ehtymättömät natriumkloridivarat (noin 30 kg m-3). Vuorisuolaa, joka vastaa Maailman valtameren natriumkloridipitoisuutta, on arvioitu ottavan 19 miljoonaa kuutiometriä. km (50 % enemmän kuin Pohjois-Amerikan mantereen kokonaistilavuus merenpinnan yläpuolella). Tämän tilavuuden prisma, jonka peruspinta-ala on 1 neliömetriä. km pääsee Kuuhun 47 kertaa.

Nyt natriumkloridin kokonaistuotanto merivedestä on saavuttanut 6–7 miljoonaa tonnia vuodessa, mikä on noin kolmannes maailman kokonaistuotannosta.

Elävä aine sisältää keskimäärin 0,02 % natriumia; Sitä on enemmän eläimissä kuin kasveissa.

Yksinkertaisen aineen ja natriummetallin teollisen tuotannon ominaisuudet.

Natrium on hopeanvalkoinen metalli, ohuina kerroksina violetin sävyinen, muovinen, jopa pehmeä (helposti leikattavissa veitsellä), tuore natriumin leikkaus on kiiltävää. Natriumin sähkönjohtavuuden ja lämmönjohtavuuden arvot ovat melko korkeat, tiheys on 0,96842 g / cm 3 (19,7 ° C:ssa), sulamispiste on 97,86 ° C, kiehumispiste on 883,15 ° C.

Kolmiosaisella lejeeringillä, joka sisältää 12 % natriumia, 47 % kaliumia ja 41 % cesiumia, on metallijärjestelmien alin sulamispiste, -78 °C.

Natrium ja sen yhdisteet värittävät liekin kirkkaan keltaiseksi. Kaksoisviiva natriumspektrissä vastaa siirtymää 3 s 1–3s 1 elementin atomeissa.

Natriumin kemiallinen aktiivisuus on korkea. Ilmassa se peittyy nopeasti peroksidin, hydroksidin ja karbonaatin seoksen kalvolla. Natrium palaa hapessa, fluorissa ja kloorissa. Kun metallia poltetaan ilmassa, muodostuu Na 2 O 2 -peroksidia (seoksena Na 2 O oksidia).

Natrium reagoi rikin kanssa, kun se jauhetaan huhmareessa ja pelkistää rikkihapon rikiksi tai jopa sulfidiksi. Kiinteä hiilidioksidi ("kuivajää") räjähtää joutuessaan kosketuksiin natriumin kanssa (hiilidioksidisammuttimia ei voi käyttää natriumpalon sammuttamiseen!). Typen kanssa reaktio tapahtuu vain sähköpurkauksessa. Natrium ei ole vuorovaikutuksessa vain inerttien kaasujen kanssa.

Natrium reagoi aktiivisesti veden kanssa:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

Reaktion aikana vapautuva lämpö riittää sulattamaan metallin. Siksi, jos pieni pala natriumia heitetään veteen, se sulaa reaktion lämpövaikutuksen vuoksi ja vesipisara, joka on vettä kevyempi, "juoksee" veden pintaa pitkin reaktiivisen voiman ohjaamana. vapautuneesta vedystä. Natrium reagoi paljon rauhallisemmin alkoholien kuin veden kanssa:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2 C 2 H 5 ONa + H 2

Natrium liukenee helposti nestemäiseen ammoniakkiin muodostaen kirkkaan sinisiä metastabiileja liuoksia, joilla on epätavallisia ominaisuuksia. –33,8 °C:ssa jopa 246 g natriummetallia liukenee 1000 g:aan ammoniakkia. Laimeat liuokset ovat sinisiä, tiivistetyt liuokset pronssia. Niitä voidaan säilyttää noin viikon ajan. On todettu, että nestemäisessä ammoniakissa natrium ionisoi:

Na Na + + e -

Tämän reaktion tasapainovakio on 9,9·10 –3. Ammoniakkimolekyylit solvatoivat poistuvan elektronin ja muodostavat kompleksin -. Tuloksena olevilla liuoksilla on metallinen sähkönjohtavuus. Kun ammoniakki haihtuu, alkuperäinen metalli jää jäljelle. Kun liuosta varastoidaan pitkään, se värjäytyy vähitellen johtuen metallin reaktiosta ammoniakin kanssa, jolloin muodostuu amidi NaNH2 tai imidi Na2NH ja vedyn vapautuminen.

Natrium varastoidaan dehydratoidun nestekerroksen alla (kerosiini, mineraaliöljy) ja kuljetetaan vain suljetuissa metallisäiliöissä.

Elektrolyyttinen menetelmä natriumin teolliseen tuotantoon kehitettiin vuonna 1890. Elektrolyysi suoritettiin sulalla natriumhydroksidilla, kuten Davyn kokeissa, mutta käyttämällä kehittyneempiä energialähteitä kuin voltaic-kolonni. Tässä prosessissa vapautuu natriumin ohella happea:

anodi (nikkeli): 4OH – – 4e – = O 2 + 2H 2 O.

Puhtaan natriumkloridin elektrolyysin aikana syntyy vakavia ongelmia, jotka liittyvät ensinnäkin natriumkloridin läheiseen sulamispisteeseen ja natriumin kiehumispisteeseen ja toiseksi natriumin korkeaan liukoisuuteen nestemäiseen natriumkloridiin. Lisäämällä kaliumkloridia, natriumfluoridia, kalsiumkloridia natriumkloridiin voit laskea sulamislämpötilan 600 °C:seen. Natriumin valmistus elektrolyysillä sulasta eutektisesta seoksesta (kahden aineen seos, joilla on alhaisin sulamispiste) 40 % NaCl ja 60 % CaCl 2 ~580°C:ssa amerikkalaisen insinöörin G. Downsin kehittämässä kennossa, sen aloitti vuonna 1921 DuPont lähellä Niagara Fallsin voimalaitosta.

Seuraavat prosessit tapahtuvat elektrodeissa:

katodi (rauta): Na + + e – = Na

Ca 2+ + 2e – = Ca

anodi (grafiitti): 2Cl – – 2e – = Cl 2.

Natrium- ja kalsiummetallit muodostuvat lieriömäiselle teräskatodille, ja ne nostetaan ylös jäähdytetyllä putkella, jossa kalsium jähmettyy ja putoaa takaisin sulatteeseen. Keskigrafiittianodilla syntyvä kloori kerätään nikkelikaton alle ja puhdistetaan sitten.

Tällä hetkellä natriummetallin tuotantomäärä on useita tuhansia tonneja vuodessa.

Natriummetallin teollinen käyttö johtuu sen vahvoista pelkistysominaisuuksista. Suurin osa tuotetusta metallista käytettiin pitkään tetraetyylilyijy-PbEt 4:n ja tetrametyylilyijyn PbMe 4:n (bensiinin nakutusnestoaineet) valmistukseen saattamalla alkyylikloridit reagoimaan natriumin ja lyijyn seoksen kanssa korkeassa paineessa. Nyt tämä tuotanto vähenee nopeasti ympäristön saastumisen vuoksi.

Toinen sovellusalue on titaanin, zirkoniumin ja muiden metallien valmistus pelkistämällä niiden klorideja. Pienempiä määriä natriumia käytetään yhdisteiden, kuten hydridin, peroksidin ja alkoholaattien, valmistukseen.

Dispergoitu natrium on arvokas katalyytti kumin ja elastomeerien tuotannossa.

Sulaa natriumia käytetään lisääntyvässä määrin lämmönvaihtonesteenä nopeiden neutronien ydinreaktoreissa. Natriumin alhainen sulamispiste, alhainen viskositeetti, pieni neutroniabsorptiopoikkileikkaus yhdistettynä erittäin korkeaan lämpökapasiteettiin ja lämmönjohtavuuteen tekevät siitä (ja sen kaliumseokset) välttämättömän materiaalin näihin tarkoituksiin.

Natrium puhdistaa luotettavasti muuntajaöljyt, eetterit ja muut orgaaniset aineet vesijäämistä ja natriumamalgaamin avulla voit nopeasti määrittää kosteuspitoisuuden monista yhdisteistä.

Natriumyhdisteet.

Natrium muodostaa täydellisen joukon yhdisteitä kaikkien tavallisten anionien kanssa. Uskotaan, että tällaisissa yhdisteissä varaus erottuu lähes täydellisesti kidehilan kationisten ja anionisten osien välillä.

Natriumoksidi Na 2 O syntetisoidaan Na 2 O 2:n, NaOH:n ja edullisimmin NaNO 2:n reaktiolla natriummetallin kanssa:

Na 2O 2 + 2Na = 2Na 2O

2NaOH + 2Na = 2Na20 + H2

2NaNO2 + 6Na = 4Na20 + N2

Viimeisessä reaktiossa natrium voidaan korvata natriumatsidilla NaN 3:

5NaN3 + NaNO2 = 3Na20 + 8N2

On parasta säilyttää natriumoksidi vedettömässä bensiinissä. Se toimii reagenssina erilaisille synteeseille.

Natriumperoksidi Na 2 O 2 vaaleankeltaisena jauheena muodostuu natriumin hapettumisesta. Tässä tapauksessa olosuhteissa, joissa kuivaa happea (ilmaa) on rajoitettu, muodostuu ensin Na 2 O oksidia, joka sitten muuttuu Na 2 O 2 -peroksidiksi. Ilman happea natriumperoksidi on termisesti stabiili ~675°C asti.

Natriumperoksidia käytetään laajalti teollisuudessa kuitujen, paperimassan, villan jne. valkaisuaineena. Se on voimakas hapetin: se räjähtää, kun se sekoitetaan alumiinijauheen tai hiilen kanssa, reagoi rikin kanssa (ja kuumenee) ja sytyttää monia orgaanisia nesteitä. Natriumperoksidi reagoi hiilimonoksidin kanssa muodostaen karbonaattia. Natriumperoksidin reaktio hiilidioksidin kanssa vapauttaa happea:

2Na 2O 2 + 2CO 2 = 2Na 2CO 3 + O 2

Tällä reaktiolla on tärkeitä käytännön sovelluksia sukellusveneilijöiden ja palomiesten hengityslaitteissa.

Natrium superoksidi NaO 2 saadaan kuumentamalla natriumperoksidia hitaasti 200–450 °C:ssa 10–15 MPa:n happipaineessa. Todisteet NaO 2:n muodostumisesta saatiin ensin hapen reaktiossa nestemäiseen ammoniakkiin liuotetun natriumin kanssa.

Veden vaikutus natriumsuperoksidiin johtaa hapen vapautumiseen jopa kylmässä:

2NaO 2 + H 2 O = NaOH + NaHO 2 + O 2

Lämpötilan noustessa vapautuvan hapen määrä kasvaa, kun tuloksena oleva natriumhydroperoksidi hajoaa:

4NaO2 + 2H20 = 4NaOH + 3O2

Natriumsuperoksidi on osa ilman regenerointijärjestelmiä ahtaissa tiloissa.

Natriumotsonidi NaO 3 muodostuu otsonin vaikutuksesta vedettömään natriumhydroksidijauheeseen matalassa lämpötilassa, mitä seuraa punaisen NaO 3:n uuttaminen nestemäisellä ammoniakilla.

Natriumhydroksidia NaOH:ta kutsutaan usein kaustiseksi soodaksi tai kaustiseksi soodaksi. Tämä on vahva emäs ja luokitellaan tyypilliseksi alkaliksi. Natriumhydroksidin vesiliuoksista on saatu lukuisia NaOH-hydraatteja n H2O, missä n= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 ja 7.

Natriumhydroksidi on erittäin aggressiivinen. Se tuhoaa lasin ja posliinin johtuen vuorovaikutuksesta niiden sisältämän piidioksidin kanssa:

2NaOH + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + H 2 O

Nimi "kaustinen sooda" kuvastaa natriumhydroksidin syövyttävää vaikutusta elävään kudokseen. Tämän aineen joutuminen silmiin on erityisen vaarallista.

Orleansin herttuan lääkäri Nicolas Leblanc (1742–1806) kehitti kätevän menetelmän natriumhydroksidin valmistamiseksi NaCl:sta vuonna 1787 (patentti 1791). Tämä ensimmäinen laajamittainen teollinen kemiallinen prosessi oli merkittävä teknologinen saavutus Euroopassa 1800-luvulla. Leblanc-prosessi korvattiin myöhemmin elektrolyyttisellä prosessilla. Vuonna 1874 maailman natriumhydroksidin tuotanto oli 525 tuhatta tonnia, josta 495 tuhatta tonnia saatiin Leblanc-menetelmällä; vuoteen 1902 mennessä natriumhydroksidin tuotanto saavutti 1800 tuhatta tonnia, mutta vain 150 tuhatta tonnia saatiin Leblancin menetelmällä.

Nykyään natriumhydroksidi on teollisuuden tärkein alkali. Pelkästään USA:n vuosituotanto ylittää 10 miljoonaa tonnia, jota saadaan valtavia määriä suolaliuosten elektrolyysillä. Kun natriumkloridiliuos elektrolysoidaan, muodostuu natriumhydroksidia ja vapautuu klooria:

katodi (rauta) 2H 2 O + 2 e– = H2 + 2OH –

anodi (grafiitti) 2Cl – – 2 e– = Cl 2

Elektrolyysiin liittyy alkalin pitoisuus valtavissa höyrystimissä. Maailman suurimman (PPG Inductriesin "Lake Charlesin tehtaalla") korkeus on 41 m ja halkaisija 12 m. Noin puolet tuotetusta natriumhydroksidista käytetään suoraan kemianteollisuudessa erilaisten orgaanisten ja epäorgaanisten aineiden valmistukseen: fenoli, resorsinoli, b-naftoli, natriumsuolat (hypokloriitti, fosfaatti, sulfidi, aluminaatit).Lisäksi natriumhydroksidia käytetään paperin ja massan, saippuan ja pesuaineiden, öljyjen, tekstiilien valmistuksessa. Se on myös tarpeen jalostuksessa. Natriumhydroksidin tärkeä käyttöalue on happojen neutralointi.

Natriumkloridia NaCl tunnetaan ruokasuolana ja vuorisuolana. Se muodostaa värittömiä, hieman hygroskooppisia kuutiokiteitä. Natriumkloridi sulaa 801 °C:ssa, kiehuu 1413 °C:ssa. Sen vesiliukoisuus riippuu vähän lämpötilasta: 35,87 g NaCl:a liukenee 100 g:aan vettä 20 °C:ssa ja 38,12 g 80 °C:ssa.

Natriumkloridi on välttämätön ja välttämätön ruoanmauste. Kaukaisessa menneisyydessä suola oli hinnaltaan sama kuin kulta. Muinaisessa Roomassa legioonalaisia ​​ei usein maksettu rahana, vaan suolana, mistä johtuu sana sotilas.

Kiovan Venäjällä käytettiin suolaa Karpaattien alueelta, suolajärvistä ja Mustanmeren ja Azovinmeren suistoista. Se oli niin kallista, että seremonialaisissa juhlissa se tarjoiltiin jalovieraiden pöydissä, kun taas toiset menivät pois "sylkeen".

Astrahanin alueen liittämisen jälkeen Moskovan osavaltioon Kaspianmeren järvistä tuli tärkeitä suolan lähteitä, ja silti suolaa ei ollut tarpeeksi, se oli kallista, joten köyhimmissä väestöryhmissä vallitsi tyytymättömyys, joka kasvoi suolaksi. kapina, joka tunnetaan nimellä Salt Riot (1648)

Vuonna 1711 Pietari I antoi asetuksen suolamonopolin käyttöön ottamisesta. Suolakaupasta tuli valtion yksinoikeus. Suolamonopoli kesti yli sataviisikymmentä vuotta ja lakkautettiin vuonna 1862.

Nykyään natriumkloridi on halpa tuote. Yhdessä hiilen, kalkkikiven ja rikin kanssa se on yksi ns. neljän suuren mineraaliraaka-aineista, kemianteollisuuden tärkeimmistä raaka-aineista.

Suurin osa natriumkloridista tuotetaan Euroopassa (39 %), Pohjois-Amerikassa (34 %) ja Aasiassa (20 %), kun taas Etelä-Amerikan ja Oseanian osuus on vain 3 % ja Afrikassa 1 %. Kivisuola muodostaa valtavia maanalaisia ​​kerrostumia (usein satoja metrejä paksuja), jotka sisältävät yli 90 % NaCl:a. Tyypillinen Cheshiren suolaesiintymä (Ison-Britannian tärkein natriumkloridin lähde) pinta-ala on 60 × 24 km ja suolakerroksen paksuus on noin 400 m. Pelkästään tämän esiintymän arvo on yli 10 11 tonnia. .

Maailman suolantuotanto 2000-luvun alkuun mennessä. 200 miljoonaa tonnia, josta 60 % kuluu kemianteollisuudessa (kloorin ja natriumhydroksidin sekä paperimassan, tekstiilien, metallien, kumien ja öljyjen tuotantoon), 30 % elintarviketeollisuus, 10 % muilla toiminta-aloilla. Natriumkloridia käytetään esimerkiksi halvana jäänpoistoaineena.

Sooda Na 2 CO 3:a kutsutaan usein soodaksi tai yksinkertaisesti soodaksi. Sitä esiintyy luonnossa jauhetun suolaliuoksen muodossa, suolavedessä järvissä ja mineraaleina natron Na 2 CO 3 · 10H 2 O, termonatriitti Na 2 CO 3 · H 2 O, trona Na 2 CO 3 · NaHCO 3 · 2H 2 O Natriummuodot ja muut erilaiset hydratoidut karbonaatit, bikarbonaatit, seka- ja kaksoiskarbonaatit, esimerkiksi Na 2CO 3 7H 2 O, Na 2 CO 3 3 NaHCO 3, aKCO 3 n H 2O, K 2CO 3 NaHC03 2H 2O.

Teollisesti saaduista alkali-alkuaineiden suoloista natriumkarbonaatilla on suurin merkitys. Useimmiten sen valmistukseen käytetään belgialaisen kemisti-teknikon Ernst Solvayn vuonna 1863 kehittämää menetelmää.

Väkevä natriumkloridin ja ammoniakin vesiliuos kyllästetään hiilidioksidilla pienessä paineessa. Tässä tapauksessa muodostuu suhteellisen heikosti liukenevaa natriumbikarbonaattia (NaHC03:n liukoisuus on 9,6 g / 100 g vettä 20 °C:ssa):

NaCl + NH 3 + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 Ї + NH 4 Cl

Sodan saamiseksi natriumbikarbonaatti kalsinoidaan:

Vapautunut hiilidioksidi palautetaan ensimmäiseen prosessiin. Lisää hiilidioksidia saadaan kalsinoimalla kalsiumkarbonaattia (kalkkikiveä):

Tämän reaktion toista tuotetta, kalsiumoksidia (kalkkia), käytetään ammoniakin regenerointiin ammoniumkloridista:

Siten ainoa Solvay-menetelmää käyttävän soodan tuotannon sivutuote on kalsiumkloridi.

Prosessin kokonaisyhtälö:

2NaCl + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaCl 2

On selvää, että normaaleissa olosuhteissa vesiliuoksessa tapahtuu käänteinen reaktio, koska tasapaino tässä järjestelmässä on täysin siirtynyt oikealta vasemmalle johtuen kalsiumkarbonaatin liukenemattomuudesta.

Luonnonraaka-aineista saatu sooda (luonnonsooda) on laadukkaampaa kuin ammoniakkimenetelmällä valmistettu sooda (kloridipitoisuus alle 0,2 %). Lisäksi ominaisinvestoinnit ja luonnonraaka-aineista saatavan soodan hinta ovat 40–45 % alhaisemmat kuin synteettisesti saadut. Noin kolmasosa maailman soodan tuotannosta tulee nykyään luonnonvarastoista.

Na 2 CO 3:n maailmantuotanto vuonna 1999 jakautui seuraavasti:

Kaikki yhteensä
pohjoinen Amerikka
Aasia/Oseania
Zap. Euroopassa
Itään Euroopassa
Afrikka
Lat. Amerikka

Maailman suurin luonnonsoodan tuottaja on Yhdysvallat, jonne ovat keskittyneet suurimmat tutkitut soodajärvien trona- ja suolavesivarannot. Wyomingin esiintymä muodostaa 3 m paksuisen kerroksen, jonka pinta-ala on 2300 km 2. Sen varastot ylittävät 10 10 tonnia Yhdysvalloissa soodateollisuus on keskittynyt luonnonraaka-aineisiin; viimeinen soodan synteesitehdas suljettiin vuonna 1985. Sodan tuotanto Yhdysvalloissa on vakiintunut 10,3–10,7 miljoonaan tonniin viime vuosina.

Toisin kuin Yhdysvallat, useimmat maailman maat ovat lähes täysin riippuvaisia ​​synteettisen soodan tuotannosta. Kiina on soodan tuotannossa maailman toisella sijalla Yhdysvaltojen jälkeen. Tämän kemikaalin tuotanto Kiinassa oli noin 7,2 miljoonaa tonnia vuonna 1999. Venäjällä kalsinoidun soodan tuotanto oli samana vuonna noin 1,9 miljoonaa tonnia.

Monissa tapauksissa natriumkarbonaatti on vaihdettavissa natriumhydroksidin kanssa (esimerkiksi paperimassan, saippuan, puhdistusaineiden valmistuksessa). Noin puolet natriumkarbonaatista käytetään lasiteollisuudessa. Yksi kasvava sovellus on rikkiepäpuhtauksien poistaminen voimalaitosten ja suurten uunien kaasupäästöistä. Polttoaineeseen lisätään natriumkarbonaattijauhetta, joka reagoi rikkidioksidin kanssa muodostaen kiinteitä tuotteita, erityisesti natriumsulfiittia, joka voidaan suodattaa tai saostaa.

Natriumkarbonaattia käytettiin aiemmin laajalti "pesusoodana", mutta tämä sovellus on nyt kadonnut muiden kotitalouksien pesuaineiden käytön vuoksi.

Natriumbikarbonaattia NaHCO 3 (ruokasoodaa) käytetään pääasiassa hiilidioksidin lähteenä leivän leivonnassa, makeisten valmistuksessa, hiilihapollisten juomien ja keinotekoisten kivennäisvesien valmistuksessa, palonsammutusaineiden komponenttina ja lääkkeenä. Tämä johtuu sen helposta hajoamisesta 50–100 °C:ssa.

Natriumsulfaatti Na 2 SO 4 esiintyy luonnossa vedettömässä muodossa (tenardiitti) ja dekahydraatin muodossa (mirabiliitti, Glauberin suola). Se on osa astrakoniittia Na 2 Mg(SO 4) 2 4H 2 O, vantofiitti Na 2 Mg(SO 4) 2, glauberiitti Na 2 Ca(SO 4) 2. Suurimmat natriumsulfaattivarat ovat IVY-maissa sekä Yhdysvalloissa, Chilessä ja Espanjassa. Mirabilite, joka on eristetty suolajärvien luonnollisista esiintymistä tai suolavedestä, dehydratoidaan 100 °C:ssa. Natriumsulfaatti on myös rikkihappoa käyttävän vetykloridin tuotannon sivutuote sekä satojen teollisten prosessien lopputuote, joissa käytetään rikkihappoa. rikkihapon neutralointi natriumhydroksidilla.

Tietoja natriumsulfaatin tuotannosta ei julkaista, mutta luonnonraaka-aineen maailmanlaajuisen tuotannon arvioidaan olevan noin 4 miljoonaa tonnia vuodessa. Natriumsulfaatin talteenotto sivutuotteena on maailmanlaajuisesti arviolta 1,5–2,0 miljoonaa tonnia.

Natriumsulfaattia käytettiin pitkään vähän. Nyt tämä aine on paperiteollisuuden perusta, koska Na 2 SO 4 on pääreagenssi voimamassan valmistuksessa ruskean käärepaperin ja aaltopahvin valmistukseen. Puulastut tai sahanpuru käsitellään kuumassa emäksisessä natriumsulfaattiliuoksessa. Se liuottaa ligniiniä (puun komponentti, joka pitää kuidut koossa) ja vapauttaa selluloosakuituja, jotka sitten lähetetään paperikoneille. Jäljelle jäävää liuosta haihdutetaan, kunnes se pystyy palamaan, jolloin saadaan höyryä laitokselle ja lämpöä haihdutukseen. Sula natriumsulfaatti ja -hydroksidi ovat tulenkestäviä ja niitä voidaan käyttää uudelleen.

Pienempi osa natriumsulfaattia käytetään lasin ja pesuaineiden valmistuksessa. Na2SO4·10H2O:n (Glauberin suola) hydratoitu muoto on laksatiivinen. Sitä käytetään nyt vähemmän kuin ennen.

Natriumnitraatti NaNO 3:a kutsutaan natrium- tai Chilen nitraatiksi. Chilessä löydetyt suuret natriumnitraattiesiintymät näyttävät syntyneen orgaanisten jäänteiden biokemiallisesta hajoamisesta. Aluksi vapautunut ammoniakki hapettui todennäköisesti typpi- ja typpihapoiksi, jotka sitten reagoivat liuenneen natriumkloridin kanssa.

Natriumnitraattia saadaan absorptioimalla typpioksidikaasuja (typpioksidien seos) natriumkarbonaatti- tai -hydroksidiliuoksella tai kalsiumnitraatin ja natriumsulfaatin vaihtovuorovaikutuksella.

Natriumnitraattia käytetään lannoitteena. Se on osa nestemäisiä suolakylmäaineita, metalliteollisuuden sammutuskylpyjä ja lämpöä varaavia koostumuksia. Kolmikomponenttista seosta, jossa on 40 % NaNO 2, 7 % NaNO 3 ja 53 % KNO 3, voidaan käyttää sulamispisteestä (142°C) ~600°C:een. Natriumnitraattia käytetään hapettavana aineena räjähteissä, rakettipolttoaineissa, ja pyrotekniset koostumukset. Sitä käytetään lasin ja natriumsuolojen valmistuksessa, mukaan lukien nitriitti, joka toimii elintarvikkeiden säilöntäaineena.

Natriumnitriitti NaNO 2 voidaan saada natriumnitraatin lämpöhajotuksella tai pelkistämällä:

NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO

Natriumnitriitin teollista tuotantoa varten typen oksidit absorboidaan natriumkarbonaatin vesiliuoksella.

Natriumnitriitti NaNO 2:ta käytetään sen lisäksi, että sitä käytetään nitraattien kanssa lämpöä johtavina sulatteina, ja sitä käytetään laajalti atsovärien valmistuksessa, korroosionestossa ja lihan säilönnässä.

Elena Savinkina