Je sodík kov alebo nekov? Je chybou veriť, že druhá možnosť. Sodík je mäkký, strieborno-biely kov, ktorý sa objavuje v periodickej tabuľke na atómovom čísle 11.

Navyše je (alebo skôr jeho zlúčeniny) známy už od staroveku! Dokonca aj Biblia spomína sodík ako zložku čistiacich prostriedkov. To je však historická poznámka, aj keď zaujímavá. Teraz stojí za to hovoriť o vlastnostiach tohto prvku a jeho ďalších vlastnostiach.

Fyzikálne vlastnosti

Takže odpoveď na otázku „Je sodík kov alebo nekov? veľmi čisté. Dokonca aj pri pohľade na túto látku môžete všetko pochopiť. Je zrejmé, že ktorý, mimochodom, má síce striebristo-bielu farbu, ale v tenkých vrstvách má fialový nádych.

Ide o veľmi plastickú hmotu. Mäkké kovy sú také, ktoré sa dajú vykovať bez väčšej námahy a vyznačujú sa tiež ťažnosťou a taviteľnosťou. Ale vo vzťahu k sodíku možno toto slovo použiť v doslovnom zmysle. Dá sa krájať nožom bez námahy. Mimochodom, čerstvý strih svieti veľmi jasne. Medzi ďalšie vlastnosti patrí:

• Hustota. Za normálnych podmienok - 0,971 g/cm³.
• Teploty topenia a varu sú 97,81 °C a 882,95 °C.
• Molárna tepelná kapacita - 28,23 J/(K.mol).
• Špecifické teplo topenia a vyparovania je 2,64 kJ/mol a 97,9 kJ/mol.
• Molárny objem - 23,7 cm³/mol.

Stojí za zmienku, že pod tlakom sa sodík (Na) zmení na červenú a transparentnú. V tomto stave je tento kov veľmi podobný rubínu.

Ak ho umiestnite pri izbovej teplote, vytvorí kryštály v kubickej symetrii. Keď ju však znížite na −268 °C, môžete vidieť, ako sa kov premení na šesťuholníkovú fázu. Aby ste pochopili, o čom hovoríme, stačí si spomenúť na grafit. Toto je ukážkový príklad šesťuholníkového kryštálu.

Oxidácia a spaľovanie

Teraz môžeme prejsť k chemickým vlastnostiam sodíka (Na). Tento alkalický kov, keď je vystavený vzduchu, ľahko oxiduje. V dôsledku toho vzniká oxid sodný (Na20). Vyzerá ako bezfarebné kubické kryštály. Ide o binárnu anorganickú látku tvoriacu soľ, ktorá sa používa ako činidlo v procese syntézy. Používa sa na výrobu hydroxidu sodného a iných zlúčenín.

Preto sa na ochranu kovu pred vystavením kyslíku skladuje v petroleji.

Ale počas spaľovania sa tvorí peroxid sodný (Na 2 O 2). Vyzerajú ako bielo-žlté kryštály, ktoré sa vyznačujú intenzívnou interakciou s vodou sprevádzanou uvoľňovaním tepla. Na 2 O 2 sa používa na bielenie hodvábu, vlny, látok, slamy, viskózy a drevnej buničiny.

Reakcie s vodou

Strieborne biely mäkký kov sodík tiež úspešne interaguje s H2O. Reakcia s vodou je veľmi prudká. Malý kúsok sodíka umiestnený v tejto kvapaline vypláva na povrch a začne sa topiť v dôsledku vznikajúceho tepla. V dôsledku toho sa zmení na bielu guľu, ktorá sa rýchlo pohybuje pozdĺž hladiny vody v rôznych smeroch.

Táto veľmi veľkolepá reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním vodíka. Pri vykonávaní takéhoto experimentu je potrebné dávať pozor, pretože sa môže vznietiť. A všetko sa deje podľa nasledujúcej rovnice: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2.

Interakcie s nekovmi

Sodík je kov, možno ho nazvať aj silným redukčným činidlom, ktorým je. Rovnako ako iné alkalické látky však. Preto energicky reaguje s mnohými nekovmi inými ako uhlík, jód a vzácne plyny, medzi ktoré patrí rádioaktívny radón, kryptón, neón, xenón, argón a hélium. Takéto reakcie vyzerajú takto: 2Na + Cl 2 → 2NaCl. Alebo tu je ďalší príklad: 2Na + H2 → 250-450 °C 2NaH.

Stojí za zmienku, že sodík je aktívnejší ako lítium. V zásade môže reagovať s dusíkom, ale veľmi zle (v žiarovom výboji). V dôsledku tejto interakcie vzniká nestabilná látka nazývaná nitrid sodný. Ide o tmavosivé kryštály, ktoré reagujú s vodou a pri zahrievaní sa rozkladajú. Vznikajú podľa rovnice: 6Na + N 2 → 2Na 3 N.

Reakcie s kyselinami

Mali by byť tiež uvedené, hovoriac o chemických vlastnostiach sodíka. Táto látka reaguje so zriedenými kyselinami ako obyčajný kov. Vyzerá to takto: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2.

Sodík interaguje odlišne s koncentrovanými látkami, ktoré sú charakterizované oxidačnými reakciami; tieto reakcie sú sprevádzané uvoľňovaním redukčných produktov. Tu je príklad vzorca: 8Na + 10NHO3 → 8NaNO3 + 3H20.

Za zmienku tiež stojí, že sodík alkalického kovu sa ľahko rozpúšťa v kvapalnom amoniaku (NH 3), ktorého 10% roztok je každému dobre známy ako amoniak. Rovnica vyzerá takto: Na + 4NH3 → - 40 °C Na 4. V dôsledku tejto reakcie sa vytvorí modrý roztok.

Kov tiež interaguje s plynným amoniakom, ale pri zahrievaní. Táto reakcia vyzerá takto: 2Na + 2NH3 → 35 0°C 2NaNH2 + H2.

Iné spojenia

Pri vymenúvaní hlavných vlastností sodíka stojí za zmienku aj to, že môže interagovať s ortuťou, jedinečným prvkom, ktorý je za normálnych podmienok bielo-striebornou ťažkou kvapalinou, pričom je to kov.

V dôsledku tejto reakcie sa vytvorí zliatina. Jeho presný názov je amalgám sodný. Táto látka sa používa ako redukčné činidlo, jej vlastnosti sú mäkšie ako čistý kov. Ak ho zahrejete draslíkom, získate tekutú zliatinu.

Tento kov sa môže rozpúšťať aj v takzvaných korunových éteroch – makroheterocyklických zlúčeninách, ale len v prítomnosti organických rozpúšťadiel. Výsledkom tejto reakcie je vznik alkálie (soľ, silné redukčné činidlo) alebo elektridu (modré rozpúšťadlo).

Nemožno tiež nespomenúť, že alkylhalogenidy, čo sú halogén-uhlíkové látky, s nadbytkom sodíka poskytujú organosodné zlúčeniny. Na vzduchu sa zvyčajne samovoľne vznietia. A vo vode vybuchnú.

Aplikácia

Vlastnosti a charakteristiky sodíka umožňujú jeho široké využitie v priemysle, metalurgii a preparatívnej chémii ako silné redukčné činidlo. Okrem toho sa táto látka podieľa:

• Pri sušení organických rozpúšťadiel.
• Pri výrobe sírovo-sodných batérií.
• Vo výfukových ventiloch motorov nákladných automobilov. Hrá úlohu tekutého chladiča.
• Pri výrobe elektrických drôtov, ktoré sú určené pre vysoké prúdy.
• V zliatinách s céziom, rubídiom a draslíkom. Spolu s týmito látkami tvorí sodík vysoko účinné chladivo, ktoré sa mimochodom používa na rýchle neutróny v jadrových reaktoroch.
• V plynových výbojkách.

A to sú len niektoré z oblastí jeho použitia. Ale najbežnejšou látkou na svete je chlorid sodný. Nachádza sa takmer v každej domácnosti, pretože ide o kuchynskú soľ.

Nemožno nespomenúť, že zemská kôra pozostáva z 2,6 % sodíka. A vôbec, je na 7. mieste v rebríčku najbežnejších prvkov v prírode a na 5. mieste v rebríčku najbežnejších kovov. Nie je možné nájsť sodík v prírode v čistej forme, pretože je chemicky aktívny, ale nachádza sa v obrovských množstvách vo forme síranu, uhličitanu, dusičnanu a chloridu.

Biologická úloha

Takže všetky základy na tému „Je sodík kov alebo nekov? bolo povedané. Na záver ešte pár slov o biologickej úlohe tejto látky.

Sodík je neoddeliteľnou súčasťou každého živého organizmu. Človek nie je výnimkou. Tu sú jeho úlohy:

• Udržuje osmotický tlak.
• Transportuje oxid uhličitý.
• Normalizuje vodnú rovnováhu.
• Podporuje transport glukózy, aminokyselín, aniónov cez bunkové membrány.
• Jeho výmena s iónmi draslíka ovplyvňuje tvorbu akčného potenciálu.
• Pozitívne ovplyvňuje metabolizmus bielkovín.
• Podieľa sa na procese hydratácie.

Sodík je súčasťou takmer všetkých produktov. Ale jeho hlavnými zdrojmi sú soľ a jedlá sóda. Vitamín D zlepšuje vstrebávanie tejto látky.

Nedostatok sodíka sa nevyskytuje, ale počas pôstu môžu nastať problémy spojené s konzumáciou nedostatočného množstva. To je spojené so stratou hmotnosti, vracaním, zhoršenou absorpciou monosacharidov a tvorbou plynov v gastrointestinálnom trakte. V obzvlášť závažných prípadoch sa vyskytuje neuralgia a kŕče. Preto je lepšie nevystavovať svoje telo silnému hladovaniu.

Sodík a jeho zlúčeniny sú ľuďom známe už od staroveku. Asi najobľúbenejšou a najznámejšou zlúčeninou je chlorid sodný, známejší ako kuchynská soľ. Stolová soľ je nevyhnutnou súčasťou takmer každého jedla. Podľa vedcov ľudia začali jesť kuchynskú soľ pred niekoľkými tisíckami rokov.

Ďalšou populárnou zlúčeninou je uhličitan sodný. Uhličitan sodný je bežná sóda, ktorá sa predáva v akomkoľvek obchode. Látka bola od pradávna ľuďmi používaná aj ako prací prostriedok. Ľudia sú teda každý deň vystavení sodíku a jeho zlúčeninám po mnoho desiatok a stoviek rokov. Sodík ľahko reaguje s kovovými aj nekovovými prvkami, pričom vytvára zliatiny a zlúčeniny široko používané v priemysle. Pozrime sa bližšie na vlastnosti a vlastnosti tohto kovu.

Charakteristika sodíka

Fyzikálne vlastnosti

Sodík je mäkký, tvárny kov, ktorý sa dá veľmi ľahko rezať nožom. Má striebristo-bielu farbu a charakteristický kovový lesk. Kov dobre vedie teplo a elektrinu. Atómy sodíka sú spojené kovovou väzbou.

Chemické vlastnosti

Pri reakcii s inými chemickými prvkami sa atómy sodíka ľahko vzdávajú valenčných elektrónov. V tomto prípade sa atómy sodíka transformujú na ióny s kladným nábojom.

• Sodík veľmi rýchlo oxiduje na čerstvom vzduchu. To je dôvod, prečo sa kov zvyčajne skladuje v petroleji.
• Pri spaľovaní v kyslíku vytvára zlúčeninu peroxid sodný (Na 2 O 2)
• Pri zahrievaní sodík reaguje s vodíkom za vzniku hydridu (2NaH)
• Sodík pomerne ľahko reaguje s nekovmi ako je síra, porcelán a iné.
• Sodík je tiež schopný reagovať s kovmi. Takto vznikajú rôzne zliatiny, ktoré sú široko používané vo výrobe a priemysle.
• Sodík prudko reaguje s vodou.

Nájdenie sodíka v prírode

Sodík je na siedmom mieste v zozname najbežnejších prvkov na Zemi. Sodík je tiež piatym najbežnejším kovom. Medzi kovmi sú jediné kovy, ktoré sa vyskytujú častejšie ako sodík, hliník, železo, vápnik a horčík.

Sodík sa v prírode nevyskytuje v čistej forme. Dôvodom je vysoká chemická aktivita sodíka. Prvok sa v prírode vyskytuje ako chlorid, uhličitan, dusičnan, síran a iné soli.

Kde sa sodík nachádza v prírode?

Po prvé, v zemskej kôre je zaznamenaný pomerne vysoký obsah sodíka. Podiel látky je približne 2,6 %.

Po druhé, sodík a jeho zlúčeniny sa nachádzajú vo veľkých množstvách na miestach, kde sa vyparovali staroveké moria.

Ďalším miestom, kde sa hromadí sodík a jeho zlúčeniny, sú oceánske vody. Vedci vypočítali, že všetka soľ, ktorá je vo svetovom oceáne, má asi 19 miliónov kubických kilometrov.

Sodík sa v malých množstvách nachádza aj v živých organizmoch. Zároveň je obsah sodíka u zvierat o niečo vyšší ako v rastlinách. Ióny sodíka v živých organizmoch vykonávajú kritickú funkciu: uľahčujú prenos nervových impulzov.

Aplikácia sodíka v priemysle

Sodík je široko používaný v mnohých priemyselných odvetviach: chemický, metalurgický, jadrový, potravinársky, ľahký a iný priemysel.

V chemickom priemysle sa sodík používa na výrobu rôznych pracích a čistiacich prostriedkov, hnojív a antiseptík.

V metalurgii sa sodík používa v procese výroby iných látok, ako je tórium, urán, titán, zirkónium a iné zlúčeniny. Sodík v takýchto reakciách pôsobí ako redukčné činidlo.

Sodík je tiež široko používaný v jadrovej energetike. Ako chladivo sa používa sodík a jeho zliatiny.

V ľahkom priemysle sa sodík široko používa na spracovanie kože.

Sodík je základným prvkom v potravinárskom priemysle. Chlorid sodný, lepšie známy ako kuchynská soľ, je azda najbežnejšou potravinovou prísadou, bez ktorej sa nezaobíde žiadne jedlo.

Osnova prednášky:

1. Distribúcia sodíka v prírode.

2. Historické pozadie.

3. Fyzikálne vlastnosti sodíka

4. 4.Chemické vlastnosti sodíka

5. Získanie sodíka.

6. 6.Získanie sodíka.

Sodík(Natrium), Na, chemický prvok I. skupiny periodického systému Mendelejeva: atómové číslo 11, atómová hmotnosť 22,9898; strieborno-biely mäkký kov, ktorý na vzduchu rýchlo oxiduje z povrchu. Prírodný prvok pozostáva z jedného stabilného izotopu 23 Na.

Historický odkaz. Prírodné zlúčeniny sodíka - kuchynská soľ NaCl, sóda Na 2 CO 3 - sú známe už od staroveku. Názov „sodík“ pochádza z arabského natrun, gréčtiny. nitrón, pôvodne označovaný ako prírodná sóda. Už v 18. storočí poznali chemici mnohé ďalšie zlúčeniny sodíka. Samotný kov však získal až v roku 1807 G. Davy elektrolýzou lúhu sodného NaOH. Vo Veľkej Británii, USA, Francúzsku sa prvok nazýva sodík (zo španielskeho slova soda - sóda), v Taliansku - sóda.

Rozširovanie, šírenienpredsiene v prírode.

Sodík je typický prvok v hornej časti zemskej kôry. Jeho priemerný obsah v litosfére je 2,5 % hm., v kyslých vyvrelých horninách (žuly a iné) 2,77, v bázických horninách (čadiče a iné) 1,94, v ultrabázických horninách (plášťové horniny) 0,57. V dôsledku izomorfizmu Na + a Ca 2+, v dôsledku blízkosti ich iónových polomerov, vznikajú vo vyvrelých horninách sodno-vápenaté živce (plagioklasy). V biosfére existuje výrazná diferenciácia sodíka: sedimentárne horniny sú v priemere ochudobnené o sodík (0,66 % v íloch a bridliciach), vo väčšine pôd je ho málo (v priemere 0,63 %). Celkový počet minerálov sodíka je 222. Na kontinentoch je Na slabo zadržiavaný a riekami privádzaný do morí a oceánov, kde je jeho priemerný obsah 1,035 % (Na je hlavným kovovým prvkom morskej vody). Počas odparovania sa sodné soli ukladajú v pobrežných morských lagúnach, ako aj v kontinentálnych jazerách stepí a púští, pričom vytvárajú vrstvy hornín obsahujúcich soľ. Hlavnými minerálmi, ktoré sú zdrojom sodíka a jeho zlúčenín sú halit (kamenná soľ) NaCl, čílsky ľadok NaNO 3, thenardit Na 2 SO 4, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, trona NaH(CO 3) 2 2H 2 O Na je dôležitý bioprvok, živá hmota obsahuje v priemere 0,02 % Na; U zvierat je ho viac ako v rastlinách.

Fyzikálne vlastnostinátrium

Pri bežnej teplote sodík kryštalizuje v kubickej mriežke, a = 4,28 Á. Atómový polomer 1,86 Á, iónový polomer Na+ 0,92 Á. Hustota 0,968 g/cm3 (19,7 °C), teplota topenia 97,83 °C, teplota varu 882,9 °C; merná tepelná kapacita (20 °C) 1,23 10 3 J/(kg K) alebo 0,295 cal/(g stupňov); súčiniteľ tepelnej vodivosti 1,32·10 2 W/(m·K) alebo 0,317 cal/(cm·sec·deg); teplotný koeficient lineárnej rozťažnosti (20 °C) 7,1·10 -5; elektrický odpor (0 °C) 4,3·10 -8 ohm·m (4,3·10 -6 ohm·cm). Sodík je paramagnetický, špecifická magnetická susceptibilita +9,2·10 -6; veľmi plastický a mäkký (ľahko sa krája nožom).

Chemické vlastnostinátrium

Normálny elektródový potenciál sodíka je -2,74 V; elektródový potenciál v tavenine -2,4 V. Pary sodíka farbia plameň charakteristickú jasne žltú farbu. Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu je 3s 1; Vo všetkých známych zlúčeninách je sodík monovalentný. Jeho chemická aktivita je veľmi vysoká. Pri priamej interakcii s kyslíkom v závislosti od podmienok vzniká oxid Na 2 O alebo peroxid Na 2 O 2 - bezfarebné kryštalické látky. Sodík tvorí s vodou hydroxid NaOH a H2; reakcia môže byť sprevádzaná výbuchom. Minerálne kyseliny tvoria so sodíkom zodpovedajúce vo vode rozpustné soli, avšak sodík je relatívne inertný vzhľadom na 98-100% kyselinu sírovú.

Reakcia sodíka s vodíkom začína pri 200 °C a vedie k produkcii hydridu NaH, bezfarebnej hygroskopickej kryštalickej látky. Sodík reaguje priamo s fluórom a chlórom aj pri bežných teplotách, s brómom - iba pri zahrievaní; nepozoruje sa žiadna priama interakcia s jódom. Prudko reaguje so sírou za vzniku sulfidu sodného; interakcia sodíkových pár s dusíkom v oblasti tichého elektrického výboja vedie k tvorbe nitridu Na3N a s uhlíkom pri 800 - 900 ° C - k produkcii Na 2 C2 karbid.

Sodík sa rozpúšťa v kvapalnom amoniaku (34,6 g na 100 g NH 3 pri 0 °C) za vzniku komplexov amoniaku. Pri prechode plynného amoniaku cez roztavený sodík pri 300-350 °C vzniká amín sodný NaNH 2 - bezfarebná kryštalická látka, ktorá sa ľahko rozkladá vodou. Je známy veľký počet organosodných zlúčenín, ktoré sú svojimi chemickými vlastnosťami veľmi podobné organickým zlúčeninám lítia, ale sú nad nimi v reaktivite. Organosodné zlúčeniny sa používajú v organickej syntéze ako alkylačné činidlá.

Sodík je súčasťou mnohých prakticky dôležitých zliatin. Zliatiny Na–K, obsahujúce 40-90% K (hmotn.) pri teplote asi 25°C, sú striebristo-biele kvapaliny, ktoré sú vysoko chemicky reaktívne a horľavé na vzduchu. Elektrická vodivosť a tepelná vodivosť tekutých zliatin Na–K sú nižšie ako zodpovedajúce hodnoty pre Na a K. Amalgámy sodíka sa ľahko získavajú zavedením kovového sodíka do ortuti; s obsahom nad 2,5 % Na (hmotn.) pri bežných teplotách sú už pevné látky.

Potvrdenienátrium.

Hlavnou priemyselnou metódou výroby sodíka je elektrolýza roztavenej NaCl soli obsahujúcej prísady KCl, NaF, CaCl 2 a iné, ktoré znižujú teplotu topenia soli na 575-585 °C. Elektrolýza čistého NaCl by viedla k veľkým stratám sodíka z odparovania, pretože teploty topenia NaCl (801 °C) a teploty varu Na (882,9 °C) sú veľmi blízko. Elektrolýza sa vykonáva v elektrolyzéroch s membránou, katódy sú vyrobené zo železa alebo medi, anódy sú vyrobené z grafitu. Chlór sa vyrába súčasne so sodíkom. Starý spôsob získavania sodíka je elektrolýza roztaveného hydroxidu sodného NaOH, ktorý je oveľa drahší ako NaCl, ale pri nižšej teplote (320-330 °C) sa elektrolyticky rozkladá.

Aplikácianátrium.

Sodík a jeho zliatiny sú široko používané ako chladivá pre procesy vyžadujúce rovnomerné zahrievanie v rozsahu 450-650 °C - vo ventiloch leteckých motorov a najmä v jadrových elektrárňach. V druhom prípade zliatiny Na–K slúžia ako chladivá kvapalných kovov (oba prvky majú malý prierez absorpcie tepelných neutrónov, pre Na 0,49 barna); tieto zliatiny sa vyznačujú vysokým bodom varu a koeficientom prestupu tepla a neinteragujú s konštrukčnými materiálmi. pri vysokých teplotách vyvinuté v elektrárňach.jadrové reaktory. Zlúčenina NaPb (10 % hmotn. Na) sa používa pri výrobe tetraetylolova, najúčinnejšieho antidetonačného činidla. V zliatine na báze olova (0,73 % Ca, 0,58 % Na a 0,04 % Li), ktorá sa používa na výrobu nápravových ložísk pre železničné vagóny, je sodík spevňujúca prísada. V metalurgii sodík slúži ako aktívne redukčné činidlo pri výrobe niektorých vzácnych kovov (Ti, Zr, Ta) metalotermickými metódami; v organickej syntéze - v reakciách redukcie, kondenzácie, polymerizácie a iných.

Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu sodíka si manipulácia s ním vyžaduje opatrnosť. Zvlášť nebezpečné je, ak sa voda dostane do kontaktu so sodíkom, čo môže viesť k požiaru a výbuchu. Oči by mali byť chránené okuliarmi, ruky hrubými gumenými rukavicami; Kontakt sodíka s mokrou pokožkou alebo odevom môže spôsobiť vážne popáleniny.

Sodík
Atómové číslo	11
Vzhľad jednoduchej látky	strieborno-biely mäkký kov
Vlastnosti atómu
Atómová hmotnosť (molárna hmota)	22,989768 a. e.m. (/mol)
Atómový polomer	190 hod
Ionizačná energia (prvý elektrón)	495,6 (5,14) kJ/mol (eV)
Elektronická konfigurácia	3 s 1
Chemické vlastnosti
Kovalentný polomer	154 hod
Polomer iónov	97 (+1e) pm
Elektronegativita (podľa Paulinga)	0,93
Elektródový potenciál	-2,71 V
Oxidačné stavy	1
Termodynamické vlastnosti jednoduchej látky
Hustota	0,971 /cm³
Molárna tepelná kapacita	28,23 J/(mol)
Tepelná vodivosť	142,0 W/(·)
Teplota topenia	370,96
Teplo topenia	2,64 kJ/mol
Teplota varu	1156,1
Výparné teplo	97,9 kJ/mol
Molárny objem	23,7 cm³/mol
Kryštálová mriežka jednoduchej látky
Mriežková štruktúra	kubický na telo centrovaný
Parametre mriežky	4,230
pomer c/a	—
Debyeho teplota	150 tis

Na	11
22,98977
3 s 1
Sodík

Sodík —element hlavná podskupina prvej skupiny, tretie obdobie periodického systému chemických prvkov D.I.Mendelejeva, s atómovým číslom 11. Označuje sa symbolom Na (lat. Natrium). Jednoduchá látka sodík (číslo CAS: 7440-23-5) je mäkký alkalický kov strieborno-bielej farby.

Vo vode sa sodík správa takmer rovnako ako lítium: reakcia prebieha rýchlym uvoľňovaním vodíka a v roztoku sa tvorí hydroxid sodný.

História a pôvod mena

Sodík (alebo skôr jeho zlúčeniny) sa používa od staroveku. Napríklad sóda (natron), ktorá sa prirodzene nachádza vo vodách sódových jazier v Egypte. Starovekí Egypťania používali prírodnú sódu na balzamovanie, bielenie plátna, varenie jedla a výrobu farieb a glazúr. Plínius Starší píše, že v delte Nílu bola sóda (obsahovala dostatočný podiel nečistôt) izolovaná z riečnej vody. Do predaja sa dostal v podobe veľkých kusov, sfarbených do šeda alebo aj do čiernej kvôli prímesi uhlia.

Sodík prvýkrát získal anglický chemik Humphry Davy v roku 1807 elektrolýzou pevného NaOH.

Názov „sodík“ pochádza z arabčiny natrun v gréčtine - nitrón a pôvodne to označovalo prírodnú sódu. Samotný prvok sa predtým nazýval sodík.

Potvrdenie

Prvým spôsobom výroby sodíka bola redukčná reakcia uhličitan sodný uhlie pri zahriatí úzkej zmesi týchto látok v železnej nádobe na 1000°C:

Na2C03+2C=2Na+3CO

Potom sa objavil ďalší spôsob výroby sodíka - elektrolýza roztaveného hydroxidu sodného alebo chloridu sodného.

Fyzikálne vlastnosti

Kovový sodík uložený v petroleji

Kvalitatívne stanovenie sodíka plameňom - ​​svetložltá farba emisného spektra „sodíka D-čiary“, dublet 588,9950 a 589,5924 nm.

Sodík je strieborno-biely kov, v tenkých vrstvách s fialovým nádychom, plastický, dokonca mäkký (ľahko rezaný nožom), čerstvý výbrus sodíka je lesklý. Hodnoty elektrickej a tepelnej vodivosti sodíka sú pomerne vysoké, hustota je 0,96842 g/cm³ (pri 19,7 °C), bod topenia je 97,86 °C a bod varu je 883,15 °C.

Chemické vlastnosti

Alkalický kov, ktorý na vzduchu ľahko oxiduje. Na ochranu pred vzdušným kyslíkom je kovový sodík uložený pod vrstvou petrolej. Sodík je menej aktívny ako lítium, teda s dusíka reaguje iba pri zahrievaní:

2Na + 3N2 = 2NaN3

Pri veľkom prebytku kyslíka vzniká peroxid sodný

2Na + 02 = Na202

Aplikácia

Kovový sodík sa široko používa v preparatívnej chémii a priemysle ako silné redukčné činidlo, vrátane metalurgie. Sodík sa používa pri výrobe vysoko energeticky náročných sodíkovo-sírových batérií. Používa sa tiež vo výfukových ventiloch nákladných automobilov ako chladič. Príležitostne sa kovový sodík používa ako materiál pre elektrické drôty určené na prenášanie veľmi vysokých prúdov.

V zliatine s draslíkom, ako aj s rubídium a cézium používa sa ako vysokoúčinná chladiaca kvapalina. Najmä zloženie zliatiny je sodík 12%, draslík 47 %, cézium 41 % má rekordne nízku teplotu topenia −78 °C a bolo navrhnuté ako pracovná kvapalina pre motory iónových rakiet a chladivo pre jadrové elektrárne.

Sodík sa používa aj vo vysokotlakových a nízkotlakových výbojkách (HPLD a LPLD). NLVD výbojky typu DNaT (Arc Sodium Tubular) sú veľmi široko používané v pouličnom osvetlení. Vydávajú jasné žlté svetlo. Životnosť lámp HPS je 12-24 tisíc hodín. Plynové výbojky typu HPS sú preto nepostrádateľné pre mestské, architektonické a priemyselné osvetlenie. K dispozícii sú tiež lampy DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) a DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

Kovový sodík sa používa pri kvalitatívnej analýze organických látok. Zliatina sodíka a testovanej látky sa neutralizuje etanol, pridajte niekoľko mililitrov destilovanej vody a rozdeľte na 3 časti, test J. Lassaigna (1843), zameraný na stanovenie dusíka, síry a halogénov (Beilsteinov test)

— Chlorid sodný (stolová soľ) je najstaršia používaná príchuť a konzervačná látka.
— Azid sodný (Na 3 N) sa používa ako nitridačné činidlo v metalurgii a pri výrobe azidu olovnatého.
— Kyanid sodný (NaCN) sa používa pri hydrometalurgickom spôsobe lúhovania zlata z hornín, ako aj pri nitrokarburizácii ocele a pri galvanickom pokovovaní (striebrenie, pozlátenie).
— Chlorečnan sodný (NaClO 3) sa používa na ničenie nežiaducej vegetácie na železničných tratiach.

Biologická úloha

V tele sa sodík nachádza väčšinou mimo buniek (asi 15-krát viac ako v cytoplazme). Tento rozdiel je udržiavaný sodíkovo-draslíkovou pumpou, ktorá odčerpáva sodík zachytený vo vnútri bunky.

Spolu sdraslíksodík vykonáva tieto funkcie:
Vytváranie podmienok pre vznik membránového potenciálu a svalových kontrakcií.
Udržiavanie osmotickej koncentrácie krvi.
Udržiavanie acidobázickej rovnováhy.
Normalizácia vodnej bilancie.
Zabezpečenie membránového transportu.
Aktivácia mnohých enzýmov.

Sodík sa nachádza takmer vo všetkých potravinách, hoci väčšinu z neho telo získava z kuchynskej soli. Absorpcia prebieha hlavne v žalúdku a tenkom čreve. Vitamín D zlepšuje vstrebávanie sodíka, avšak nadmerne slané jedlá a potraviny bohaté na bielkoviny bránia normálnemu vstrebávaniu. Množstvo sodíka prijatého z potravy ukazuje obsah sodíka v moči. Potraviny bohaté na sodík sa vyznačujú zrýchleným vylučovaním.

Nedostatok sodíka v strave vyvážené jedlo sa u ľudí nevyskytuje, niektoré problémy však môžu nastať pri vegetariánskej strave. Dočasný nedostatok môže byť spôsobený užívaním diuretík, hnačkou, nadmerným potením alebo nadmerným príjmom vody. Medzi príznaky nedostatku sodíka patrí strata hmotnosti, vracanie, plynatosť v gastrointestinálnom trakte a zhoršená absorpcia aminokyseliny a monosacharidy. Dlhodobý nedostatok spôsobuje svalové kŕče a neuralgiu.

Nadbytok sodíka spôsobuje opuchy nôh a tváre, ako aj zvýšené vylučovanie draslíka močom. Maximálne množstvo soli, ktoré dokážu obličky spracovať, je približne 20-30 gramov, každé väčšie množstvo je životu nebezpečné.

Zlúčeniny sodíka

sodík, sodík, sodík (11)
Názov sodík - sodík, sodík pochádza zo starovekého slova bežného v Egypte, medzi starými Grékmi (vixpov) a Rimanmi. Nachádza sa u Plínia (Nitron) a iných antických autorov a zodpovedá hebrejskému neter. V starovekom Egypte sa natrón alebo nitrón všeobecne nazýval zásadou získanou nielen z prírodných sódových jazier, ale aj z rastlinného popola. Používal sa na umývanie, výrobu glazúry a mumifikáciu mŕtvol. V stredoveku sa pre ľadok (Nitrum) vzťahoval aj názov nitron (nitron, natron, nataron), ako aj bór (baurach). Arabskí alchymisti nazývali zásadité alkálie. S objavom pušného prachu v Európe sa ledok (Sal Petrae) začal striktne rozlišovať od alkálií a v 17. stor. sa už rozlišuje medzi neprchavými alebo fixnými zásadami a prchavými zásadami (Alkali prchavé). Zároveň sa zistil rozdiel medzi rastlinnými (Alkali fixum vegetabile - potaš) a minerálnymi zásadami (Alkali fixum minerale - sóda).

Koncom 18. stor. Klaproth zaviedol názov Natron alebo sóda pre minerálnu zásadu a pre rastlinnú zásadu Kali. Lavoisier neumiestnil zásady do „Tabuľky jednoduchých telies“, pričom v poznámke k nej uviedol, že ide pravdepodobne o zložité látky, ktoré kedysi Jedného dňa budú rozložené. V skutočnosti v roku 1807 Davy elektrolýzou mierne navlhčených pevných alkálií získal voľné kovy - draslík a sodík, nazývajúc ich draslík a sodík. Nasledujúci rok Gilbert, vydavateľ slávnych Annals of Physics, navrhol nazvať nové kovy draslík a sodík (Natronium); Berzelius skrátil posledné meno na „sodík“ (Natrium). Začiatkom 19. stor. v Rusku sa sodík nazýval sodík (Dvigubskij, 182i; Solovjov, 1824); Strakhov navrhol názov drn (1825). Sodné soli sa nazývali napríklad síran sodný, sóda chlorovodíková a súčasne sóda octová (Dvigubsky, 1828). Hess podľa vzoru Berzeliusa zaviedol názov sodík.

Obsah článku

SODIUM– (Natrium) Na, chemický prvok 1. skupiny (Ia) periodickej tabuľky, patrí medzi alkalické prvky. Atómové číslo 11, relatívna atómová hmotnosť 22,98977. V prírode existuje jeden stabilný izotop 23 Na. Je známych šesť rádioaktívnych izotopov tohto prvku, z ktorých dva sú zaujímavé pre vedu a medicínu. Ako zdroj pozitrónov sa používa sodík-22 s polčasom rozpadu 2,58 roka. Sodík-24 (jeho polčas rozpadu je asi 15 hodín) sa používa v medicíne na diagnostiku a liečbu niektorých foriem leukémie.

Oxidačný stav +1.

Zlúčeniny sodíka sú známe už od staroveku. Chlorid sodný je nevyhnutnou zložkou ľudskej potravy. Predpokladá sa, že ho ľudia začali používať v neolite, t.j. asi pred 5-7 tisíc rokmi.

Starý zákon spomína látku nazývanú „neter“. Táto látka sa používala ako prací prostriedok. S najväčšou pravdepodobnosťou je neter sóda, uhličitan sodný, ktorý vznikol v slaných egyptských jazerách s vápenatými brehmi. Grécki autori Aristoteles a Dioscorides neskôr napísali o tej istej látke, ale pod názvom „nitron“, a staroveký rímsky historik Plínius Starší, ktorý spomínal rovnakú látku, ju nazval „nitrum“.

V 18. storočí Chemici už poznali množstvo rôznych zlúčenín sodíka. Soli sodíka boli široko používané v medicíne, pri činení kože a pri farbení látok.

Kovový sodík prvýkrát získal anglický chemik a fyzik Humphry Davy elektrolýzou roztaveného hydroxidu sodného (pomocou voltaického stĺpca s 250 pármi medených a zinkových platní). Názov „sodík“, ktorý zvolil Davy pre tento prvok, odráža jeho pôvod zo sódy Na2C03. Latinské a ruské názvy prvku sú odvodené z arabského „natrun“ (prírodná sóda).

Distribúcia sodíka v prírode a jeho priemyselná ťažba.

Sodík je siedmy najrozšírenejší prvok a piaty najrozšírenejší kov (po hliníku, železe, vápniku a horčíku). Jeho obsah v zemskej kôre je 2,27 %. Väčšina sodíka sa nachádza v rôznych hlinitokremičitanoch.

Obrovské ložiská sodných solí v relatívne čistej forme existujú na všetkých kontinentoch. Sú výsledkom vyparovania dávnych morí. Tento proces stále prebieha v Salt Lake (Utah), v Mŕtvom mori a na iných miestach. Sodík sa nachádza vo forme chloridu NaCl (halit, kamenná soľ), ako aj uhličitan Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (trona), dusičnan NaNO 3 (ľadok), síran Na 2 SO 4 10H 2 O (mirabilit ), tetraboritan Na2B40710H20 (borax) a Na2B4074H20 (kernit) a ďalšie soli.

V prírodných soľankách a vodách oceánov sú nevyčerpateľné zásoby chloridu sodného (asi 30 kg m–3). Odhaduje sa, že kamenná soľ v množstve zodpovedajúcom obsahu chloridu sodného vo svetovom oceáne by zaberala objem 19 miliónov metrov kubických. km (o 50 % viac ako je celkový objem severoamerického kontinentu nad hladinou mora). Hranol tohto objemu so základnou plochou 1 m2. km môže dosiahnuť Mesiac 47-krát.

Teraz celková produkcia chloridu sodného z morskej vody dosiahla 6–7 miliónov ton ročne, čo je asi tretina celkovej svetovej produkcie.

Živá hmota obsahuje v priemere 0,02 % sodíka; U zvierat je ho viac ako v rastlinách.

Charakteristika jednoduchej látky a priemyselná výroba kovového sodíka.

Sodík je strieborno-biely kov, v tenkých vrstvách s fialovým nádychom, plastický, dokonca mäkký (ľahko rezaný nožom), čerstvý výbrus sodíka je lesklý. Hodnoty elektrickej vodivosti a tepelnej vodivosti sodíka sú pomerne vysoké, hustota je 0,96842 g / cm3 (pri 19,7 ° C), bod topenia je 97,86 ° C, bod varu je 883,15 ° C.

Terná zliatina obsahujúca 12 % sodíka, 47 % draslíka a 41 % cézia má najnižšiu teplotu topenia pre kovové systémy, ktorá sa rovná –78 °C.

Sodík a jeho zlúčeniny farbia plameň jasne žlto. Dvojitá čiara v spektre sodíka zodpovedá prechodu 3 s 1–3p 1 v atómoch prvku.

Chemická aktivita sodíka je vysoká. Na vzduchu sa rýchlo pokryje filmom zo zmesi peroxidu, hydroxidu a uhličitanu. Sodík horí v kyslíku, fluóre a chlóre. Pri spaľovaní kovu na vzduchu vzniká peroxid Na 2 O 2 (s prímesou oxidu Na 2 O).

Sodík pri mletí v mažiari reaguje so sírou a redukuje kyselinu sírovú na síru alebo dokonca sulfid. Pevný oxid uhličitý („suchý ľad“) pri kontakte so sodíkom exploduje (hasiace prístroje s oxidom uhličitým nemožno použiť na hasenie sodíkového požiaru!). S dusíkom prebieha reakcia len pri elektrickom výboji. Sodík neinteraguje iba s inertnými plynmi.

Sodík aktívne reaguje s vodou:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

Teplo uvoľnené počas reakcie stačí na roztavenie kovu. Preto, ak sa malý kúsok sodíka hodí do vody, roztopí sa v dôsledku tepelného účinku reakcie a kvapka kovu, ktorý je ľahší ako voda, „beží“ po povrchu vody, poháňaný reaktívnou silou. uvoľneného vodíka. Sodík reaguje oveľa pokojnejšie s alkoholmi ako s vodou:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2

Sodík sa ľahko rozpúšťa v kvapalnom amoniaku a vytvára svetlomodré metastabilné roztoky s neobvyklými vlastnosťami. Pri teplote –33,8 °C sa v 1000 g amoniaku rozpustí až 246 g kovového sodíka. Zriedené roztoky sú modré, koncentrované roztoky sú bronzové. Môžu sa skladovať asi týždeň. Zistilo sa, že v kvapalnom amoniaku sodík ionizuje:

Na Na + + e –

Rovnovážna konštanta tejto reakcie je 9,9·10 –3. Odchádzajúci elektrón je solvatovaný molekulami amoniaku a tvorí komplex –. Výsledné roztoky majú kovovú elektrickú vodivosť. Keď sa amoniak odparí, zostane pôvodný kov. Pri dlhšom skladovaní roztok postupne stráca farbu v dôsledku reakcie kovu s amoniakom za vzniku amidu NaNH 2 alebo imidu Na 2 NH a uvoľňovania vodíka.

Sodík sa skladuje pod vrstvou dehydrovanej kvapaliny (petrolej, minerálny olej) a prepravuje sa len v uzavretých kovových nádobách.

Elektrolytická metóda na priemyselnú výrobu sodíka bola vyvinutá v roku 1890. Elektrolýza sa uskutočňovala na roztavenom hydroxide sodnom, ako v Davyho experimentoch, ale s použitím pokročilejších zdrojov energie ako voltaická kolóna. V tomto procese sa spolu so sodíkom uvoľňuje kyslík:

anóda (nikel): 4OH – – 4e – = 02 + 2H20.

Pri elektrolýze čistého chloridu sodného vznikajú vážne problémy spojené po prvé s blízkou teplotou topenia chloridu sodného a teplotou varu sodíka a po druhé s vysokou rozpustnosťou sodíka v kvapalnom chloride sodnom. Pridanie chloridu draselného, ​​fluoridu sodného, ​​chloridu vápenatého do chloridu sodného umožňuje znížiť teplotu taveniny na 600° C. Výroba sodíka elektrolýzou roztavenej eutektickej zmesi (zliatina dvoch látok s najnižším bodom topenia) 40% NaCl a 60 % CaCl 2 pri ~580° C v článku vyvinutom americkým inžinierom G. Downsom, spustil ho v roku 1921 DuPont pri elektrárni pri Niagarských vodopádoch.

Na elektródach prebiehajú tieto procesy:

katóda (železo): Na + + e – = Na

Ca2+ + 2e – = Ca

anóda (grafit): 2Cl – – 2e – = Cl 2.

Kovy sodíka a vápnika vznikajú na valcovej oceľovej katóde a sú zdvíhané ochladenou trubicou, v ktorej vápnik stuhne a padá späť do taveniny. Chlór vytvorený na centrálnej grafitovej anóde sa zhromažďuje pod niklovou strechou a potom sa čistí.

V súčasnosti je objem výroby kovového sodíka niekoľko tisíc ton ročne.

Priemyselné využitie kovového sodíka je spôsobené jeho silnými redukčnými vlastnosťami. Väčšina vyrobeného kovu sa dlho používala na výrobu tetraetylolova PbEt 4 a tetrametylolova PbMe 4 (antidetonačné činidlá do benzínu) reakciou alkylchloridov so zliatinou sodíka a olova pri vysokom tlaku. Teraz táto produkcia rapídne klesá v dôsledku znečistenia životného prostredia.

Ďalšou oblasťou použitia je výroba titánu, zirkónu a iných kovov redukciou ich chloridov. Menšie množstvá sodíka sa používajú na výrobu zlúčenín, ako sú hydridy, peroxidy a alkoholáty.

Dispergovaný sodík je cenným katalyzátorom pri výrobe kaučuku a elastomérov.

V jadrových reaktoroch s rýchlymi neutrónmi sa stále viac používa roztavený sodík ako kvapalina na výmenu tepla. Nízka teplota topenia, nízka viskozita, malý prierez absorpcie neutrónov v kombinácii s extrémne vysokou tepelnou kapacitou a tepelnou vodivosťou robia sodík (a jeho zliatiny s draslíkom) nepostrádateľným materiálom na tieto účely.

Sodík spoľahlivo čistí transformátorové oleje, étery a iné organické látky od stôp vody a pomocou sodíkového amalgámu rýchlo určíte obsah vlhkosti v mnohých zlúčeninách.

Zlúčeniny sodíka.

Sodík tvorí kompletný súbor zlúčenín so všetkými obvyklými aniónmi. Predpokladá sa, že v takýchto zlúčeninách je takmer úplné oddelenie náboja medzi katiónovou a aniónovou časťou kryštálovej mriežky.

Oxid sodný Na20 sa syntetizuje reakciou Na202, NaOH a najvýhodnejšie NaN02 s kovovým sodíkom:

Na202 + 2Na = 2Na20

2NaOH + 2Na = 2Na20 + H2

2NaN02 + 6Na = 4Na20 + N2

V poslednej reakcii môže byť sodík nahradený azidom sodným NaN 3:

5NaN3 + NaN02 = 3Na20 + 8N2

Oxid sodný je najlepšie skladovať v bezvodom benzíne. Slúži ako činidlo pre rôzne syntézy.

Peroxid sodný Na 2 O 2 vo forme svetložltého prášku vzniká oxidáciou sodíka. V tomto prípade v podmienkach obmedzeného prísunu suchého kyslíka (vzduchu) najskôr vzniká oxid Na 2 O, ktorý sa potom mení na peroxid Na 2 O 2 . V neprítomnosti kyslíka je peroxid sodný tepelne stabilný až do ~675 °C.

Peroxid sodný je široko používaný v priemysle ako bieliace činidlo pre vlákna, papierovú buničinu, vlnu atď. Je to silné oxidačné činidlo: po zmiešaní s hliníkovým práškom alebo dreveným uhlím exploduje, reaguje so sírou (a stáva sa horúcim) a zapáli veľa organických kvapalín. Peroxid sodný reaguje s oxidom uhoľnatým za vzniku uhličitanu. Reakciou peroxidu sodného s oxidom uhličitým sa uvoľňuje kyslík:

2Na202 + 2C02 = 2Na2C03 + O2

Táto reakcia má dôležité praktické využitie v dýchacích prístrojoch pre ponorky a hasičov.

Superoxid sodný NaO 2 sa získava pomalým zahrievaním peroxidu sodného na 200–450 °C pod tlakom kyslíka 10–15 MPa. Dôkaz o vzniku NaO 2 bol prvýkrát získaný pri reakcii kyslíka so sodíkom rozpusteným v kvapalnom amoniaku.

Pôsobenie vody na superoxid sodný vedie k uvoľňovaniu kyslíka aj v chlade:

2Na02 + H20 = NaOH + NaH02 + O2

Keď teplota stúpa, množstvo uvoľneného kyslíka sa zvyšuje, pretože výsledný hydroperoxid sodný sa rozkladá:

4Na02 + 2H20 = 4NaOH + 302

Superoxid sodný je súčasťou systémov na regeneráciu vzduchu v stiesnených priestoroch.

Ozonid sodný NaO 3 vzniká pôsobením ozónu na práškový bezvodý hydroxid sodný pri nízkej teplote, po ktorej nasleduje extrakcia červeného NaO 3 kvapalným amoniakom.

Hydroxid sodný NaOH sa často nazýva lúh sodný alebo lúh sodný. Je to silná zásada a je klasifikovaná ako typická zásada. Z vodných roztokov hydroxidu sodného sa získalo množstvo hydrátov NaOH n H20, kde n= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 a 7.

Hydroxid sodný je veľmi agresívny. Ničí sklo a porcelán v dôsledku interakcie s oxidom kremičitým, ktorý obsahujú:

2NaOH + Si02 = Na2Si03 + H20

Názov „lúh sodný“ odráža korozívny účinok hydroxidu sodného na živé tkanivo. Zvlášť nebezpečné je dostať túto látku do očí.

Lekár vojvodu z Orleansu, Nicolas Leblanc (1742–1806), vyvinul v roku 1787 vhodný spôsob výroby hydroxidu sodného z NaCl (patent z roku 1791). Tento prvý rozsiahly priemyselný chemický proces bol významným technologickým úspechom v Európe v 19. storočí. Leblancov proces bol neskôr nahradený elektrolytickým procesom. V roku 1874 dosiahla svetová produkcia hydroxidu sodného 525 tisíc ton, z toho 495 tisíc ton bolo získaných Leblancovou metódou; do roku 1902 dosiahla produkcia hydroxidu sodného 1800 tisíc ton, ale Leblancovou metódou sa získalo len 150 tisíc ton.

Dnes je hydroxid sodný najdôležitejšou zásadou v priemysle. Ročná produkcia len v USA presahuje 10 miliónov ton.V obrovských množstvách sa získava elektrolýzou soľanky. Pri elektrolýze roztoku chloridu sodného vzniká hydroxid sodný a uvoľňuje sa chlór:

katóda (železo) 2H20 + 2 e– = H2 + 2OH –

anóda (grafit) 2Cl – – 2 e– = Cl2

Elektrolýzu sprevádza koncentrácia alkálií v obrovských výparníkoch. Najväčší na svete (v závode PPG Inductries „Lake Charles plant) má výšku 41 m a priemer 12 m. Približne polovica vyrobeného hydroxidu sodného sa používa priamo v chemickom priemysle na výrobu rôznych organických a anorganických látok: fenol, rezorcinol, b-naftol, sodné soli (chlórnan, fosforečnan, sulfid, hlinitany).Okrem toho sa hydroxid sodný používa pri výrobe papiera a celulózy, mydla a pracích prostriedkov, olejov, textílií. Je tiež potrebný pri spracovaní bauxitu. Dôležitou oblasťou použitia hydroxidu sodného je neutralizácia kyselín.

Chlorid sodný NaCl je známy ako kuchynská soľ a kamenná soľ. Vytvára bezfarebné, mierne hygroskopické kubické kryštály. Chlorid sodný sa topí pri 801 °C, vrie pri 1413 °C. Jeho rozpustnosť vo vode málo závisí od teploty: v 100 g vody sa pri 20 °C rozpustí 35,87 g NaCl, pri 80 °C 38,12 g.

Chlorid sodný je nevyhnutným a nenahraditeľným dochucovadlom potravín. V dávnej minulosti sa cena soli rovnala zlatu. V starovekom Ríme boli legionári často platení nie peniazmi, ale soľou, odtiaľ pochádza slovo vojak.

Na Kyjevskej Rusi používali soľ z Karpatskej oblasti, zo soľných jazier a ústí riek Čierneho a Azovského mora. Bolo to také drahé, že sa na slávnostných hostinách podávalo na stoloch ušľachtilých hostí, zatiaľ čo iní odchádzali „sršať“.

Po pripojení Astrachanskej oblasti k Moskovskému štátu sa Kaspické jazerá stali dôležitými zdrojmi soli, a stále jej nebolo dosť, bola drahá, takže medzi najchudobnejšími vrstvami obyvateľstva panovala nespokojnosť, ktorá prerástla do povstanie známe ako Salt Riot (1648)

V roku 1711 vydal Peter I. dekrét o zavedení monopolu na soľ. Obchod so soľou sa stal výhradným právom štátu. Soľný monopol trval viac ako stopäťdesiat rokov a v roku 1862 bol zrušený.

V súčasnosti je chlorid sodný lacný produkt. Spolu s uhlím, vápencom a sírou patrí medzi tzv. „veľkú štvorku“ nerastných surovín, ktoré sú pre chemický priemysel najdôležitejšie.

Najviac chloridu sodného sa vyrába v Európe (39 %), Severnej Amerike (34 %) a Ázii (20 %), zatiaľ čo Južná Amerika a Oceánia predstavujú len 3 % a Afrika 1 %. Kamenná soľ tvorí rozsiahle podzemné ložiská (často stoviek metrov hrubé), ktoré obsahujú viac ako 90 % NaCl. Typické ložisko soli v Cheshire (hlavný zdroj chloridu sodného vo Veľkej Británii) má rozlohu 60 × 24 km a má soľné lôžko hrubé asi 400 m. Len toto ložisko sa odhaduje na viac ako 10 11 ton .

Svetová produkcia soli začiatkom 21. storočia. dosiahol 200 miliónov ton, z toho 60 % spotrebuje chemický priemysel (na výrobu chlóru a hydroxidu sodného, ​​ako aj papieroviny, textilu, kovov, kaučukov a olejov), 30 % potravinársky priemysel, 10 % r. iné oblasti činnosti. Chlorid sodný sa používa napríklad ako lacný odmrazovací prostriedok.

Uhličitan sodný Na 2 CO 3 sa často nazýva sóda alebo jednoducho sóda. V prírode sa nachádza vo forme mletej soľanky, soľanky v jazerách a minerálov natron Na 2 CO 3 ·10H 2 O, termonatrit Na 2 CO 3 ·H 2 O, trón Na 2 CO 3 ·NaHCO 3 ·2H 2 O Sodné formy a iné rôzne hydratované uhličitany, hydrogénuhličitany, zmiešané a podvojné uhličitany, napríklad Na2C037H20,Na2CO33NaHC03,aKCO3 n H20, K2C03 NaHC03 2H20.

Zo solí alkalických prvkov získavaných priemyselne má najväčší význam uhličitan sodný. Najčastejšie sa na jeho výrobu používa metóda vyvinutá belgickým chemikom-technológom Ernstom Solvayom v roku 1863.

Koncentrovaný vodný roztok chloridu sodného a amoniaku sa pri miernom tlaku nasýti oxidom uhličitým. V tomto prípade sa vytvorí zrazenina relatívne zle rozpustného hydrogénuhličitanu sodného (rozpustnosť NaHC03 je 9,6 g na 100 g vody pri 20 ° C):

NaCl + NH3 + H20 + CO2 = NaHC03C + NH4Cl

Na získanie sódy sa hydrogenuhličitan sodný kalcinuje:

Uvoľnený oxid uhličitý sa vracia do prvého procesu. Ďalší oxid uhličitý sa získava kalcináciou uhličitanu vápenatého (vápenec):

Druhý produkt tejto reakcie, oxid vápenatý (vápno), sa používa na regeneráciu amoniaku z chloridu amónneho:

Jediným vedľajším produktom výroby sódy Solvayovou metódou je teda chlorid vápenatý.

Celková rovnica procesu:

2NaCl + CaC03 = Na2C03 + CaCl2

Je zrejmé, že za normálnych podmienok vo vodnom roztoku nastáva reverzná reakcia, pretože rovnováha v tomto systéme je úplne posunutá sprava doľava v dôsledku nerozpustnosti uhličitanu vápenatého.

Sóda získaná z prírodných surovín (prírodná sóda) je kvalitnejšia v porovnaní so sódou vyrábanou amoniakovou metódou (obsah chloridov menej ako 0,2 %). Okrem toho sú špecifické kapitálové investície a náklady na sódu z prírodných surovín o 40 – 45 % nižšie ako tie, ktoré sa získavajú synteticky. Asi tretina svetovej produkcie sódy teraz pochádza z prírodných ložísk.

Svetová produkcia Na 2 CO 3 bola v roku 1999 rozdelená nasledovne:

Celkom
Severná Amerika
Ázia/Oceánia
Zap. Európe
východ Európe
Afriky
lat. Amerika

Najväčším svetovým producentom prírodnej sódy sú USA, kde sú sústredené najväčšie preskúmané zásoby trona a soľanky sódových jazier. Ložisko vo Wyomingu tvorí vrstvu s hrúbkou 3 m a rozlohou 2300 km2. Jeho zásoby presahujú 10 10 ton.V USA je sódový priemysel zameraný na prírodné suroviny; posledný závod na syntézu sódy bol zatvorený v roku 1985. Produkcia sódy v Spojených štátoch sa v posledných rokoch stabilizovala na úrovni 10,3 – 10,7 miliónov ton.

Na rozdiel od Spojených štátov je väčšina krajín sveta takmer úplne závislá od výroby syntetickej sódy. Čína je na druhom mieste na svete v produkcii sódy po Spojených štátoch. Produkcia tejto chemikálie v Číne v roku 1999 dosiahla približne 7,2 milióna ton.Produkcia sódy v Rusku v tom istom roku asi 1,9 milióna ton.

V mnohých prípadoch je uhličitan sodný zameniteľný s hydroxidom sodným (napríklad pri výrobe papieroviny, mydla, čistiacich prostriedkov). Približne polovica uhličitanu sodného sa používa v sklárskom priemysle. Jednou z rastúcich aplikácií je odstraňovanie sírnych kontaminantov z emisií plynov z elektrární a veľkých pecí. Do paliva sa pridáva práškový uhličitan sodný, ktorý reaguje s oxidom siričitým za vzniku pevných produktov, najmä siričitanu sodného, ​​ktorý je možné filtrovať alebo vyzrážať.

Uhličitan sodný bol predtým široko používaný ako "sóda na pranie", ale táto aplikácia teraz zmizla kvôli používaniu iných domácich detergentov.

Hydrogenuhličitan sodný NaHCO 3 (sóda bikarbóna) sa používa najmä ako zdroj oxidu uhličitého pri pečení chleba, cukrovinkách, výrobe sýtených nápojov a umelých minerálnych vôd, ako súčasť hasiacich zmesí a ako liečivo. Je to kvôli ľahkému rozkladu pri 50–100 ° C.

Síran sodný Na 2 SO 4 sa v prírode vyskytuje v bezvodej forme (thenardit) a vo forme dekahydrátu (mirabilit, Glauberova soľ). Je súčasťou astrachonitu Na 2 Mg(SO 4) 2 4H 2 O, vantoffitu Na 2 Mg(SO 4) 2, glauberitu Na 2 Ca(SO 4) 2. Najväčšie zásoby síranu sodného sú v krajinách SNŠ, ako aj v USA, Čile a Španielsku. Mirabilit, izolovaný z prírodných ložísk alebo soľanky soľných jazier, sa dehydratuje pri 100 ° C. Síran sodný je tiež vedľajším produktom výroby chlorovodíka pomocou kyseliny sírovej, ako aj konečným produktom stoviek priemyselných procesov, ktoré využívajú neutralizácia kyseliny sírovej hydroxidom sodným.

Údaje o produkcii síranu sodného nie sú zverejnené, ale celosvetová produkcia prírodnej suroviny sa odhaduje na približne 4 milióny ton ročne. Výťažnosť síranu sodného ako vedľajšieho produktu sa celosvetovo odhaduje na 1,5 – 2,0 milióna ton.

Po dlhú dobu bol síran sodný málo používaný. Teraz je táto látka základom papierenského priemyslu, pretože Na2S04 je hlavným činidlom pri výrobe sulfátovej buničiny na prípravu hnedého baliaceho papiera a vlnitej lepenky. Drevené hobliny alebo piliny sa spracovávajú v horúcom alkalickom roztoku síranu sodného. Rozpúšťa lignín (zložka dreva, ktorá drží vlákna pohromade) a uvoľňuje celulózové vlákna, ktoré sa potom posielajú do strojov na výrobu papiera. Zostávajúci roztok sa odparuje, kým nie je schopný horieť, čím sa poskytuje para pre rastlinu a teplo na odparovanie. Roztavený síran sodný a hydroxid sú odolné voči ohňu a možno ich znovu použiť.

Menšia časť síranu sodného sa používa pri výrobe skla a čistiacich prostriedkov. Hydratovaná forma Na2S04.10H20 (Glauberova soľ) je laxatívum. Teraz sa používa menej ako predtým.

Dusičnan sodný NaNO 3 sa nazýva sodný alebo čílsky dusičnan. Zdá sa, že veľké ložiská dusičnanu sodného nájdené v Čile vznikli biochemickým rozkladom organických zvyškov. Pôvodne uvoľnený amoniak bol pravdepodobne oxidovaný na kyselinu dusnú a dusičnú, ktoré potom reagovali s rozpusteným chloridom sodným.

Dusičnan sodný sa získava absorpciou dusných plynov (zmes oxidov dusíka) roztokom uhličitanu alebo hydroxidu sodného alebo výmennou interakciou dusičnanu vápenatého so síranom sodným.

Dusičnan sodný sa používa ako hnojivo. Je súčasťou tekutých soľných chladív, chladiacich kúpeľov v kovospracujúcom priemysle a zmesí akumulujúcich teplo. Je možné použiť ternárnu zmes 40 % NaNO 2, 7 % NaNO 3 a 53 % KNO 3 od teploty topenia (142° C) do ~600° C. Dusičnan sodný sa používa ako oxidačné činidlo vo výbušninách, raketových palivách, a pyrotechnické zloženia. Používa sa pri výrobe skla a sodných solí vrátane dusitanov, ktoré slúžia ako konzervant potravín.

Dusitan sodný NaNO 2 možno získať tepelným rozkladom dusičnanu sodného alebo jeho redukciou:

NaN03 + Pb = NaN02 + PbO

Pri priemyselnej výrobe dusitanu sodného sú oxidy dusíka absorbované vodným roztokom uhličitanu sodného.

Dusitan sodný NaNO 2 sa okrem toho, že sa používa s dusičnanmi ako teplovodivá tavenina, široko používa pri výrobe azofarbív, na inhibíciu korózie a konzerváciu mäsa.

Elena Savinkina