Прејди на содржината

Натриум

Од Википедија — слободната енциклопедија
Натриум  (11Na)
Спектрални линии на натриумот
Општи својства
Име и симболнатриум (Na)
Изгледсребресто бела метална
Натриумот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технециум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рендгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
Li

Na

K
неоннатриуммагнезиум
Атомски број11
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)22,98976928(2)[1]
Категорија  алкален метал
Група и блокгрупа 1 (алкални), s-блок
ПериодаIII периода
Електронска конфигурација[Ne] 3s1
по обвивка
2, 8, 1
Физички својства
Фазаsolid
Точка на топење370,944 K ​(97,794 °C)
Точка на вриење1156,090 K ​(882,940 °C)
Густина близу с.т.0,968 г/см3
кога е течен, при т.т.0,927 г/см3
Критична точка2573 K, 35 MPa (extrapolated)
Топлина на топење2,60 kJ/mol
Топлина на испарување97,42 kJ/mol
Моларен топлински капацитет28,230 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 554 617 697 802 946 1153
Атомски својства
Оксидациони степени+1, −1 ​(мошне базен оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 0,93
Енергии на јонизацијаI: 495,8 kJ/mol
II: 4562 kJ/mol
II: 6910,3 kJ/mol
(повеќе)
Атомски полупречникемпириски: 186 пм
Ковалентен полупречник166±9 пм
Ван дер Валсов полупречник227 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на натриум
Разни податоци
Кристална структурателоцентрирана коцкеста (тцк)
Кристалната структура на натриумот
Брзина на звукот тенка прачка3200 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширење71 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост142 W/(m·K)
Електрична отпорност47,7 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањепарамегнетно[2]
Модул на растегливост10 GPa
Модул на смолкнување3,3 GPa
Модул на збивливост6,3 GPa
Мосова тврдост0,5
Бринелова тврдост0,69 MPa
CAS-број7440-23-5
Историја
Откриен и првпат издвоенХамфри Дејви (1807)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на натриумот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
22Na трага 2,602 г β+γ 0,5454 22Ne*
1,27453(2)[3] 22Ne
ε→γ 22Ne*
1,27453(2) 22Ne
β+ 1,8200 22Ne
23Na 100 % 23Na е стабилен со 12 неутрони
* = возбудена состојба
| наводи | Википодатоци

Натриумхемиски елемент кој го има симболот Na, атомскиот број 11, атомската маса 22,9898 g/mol и има оксидационен број +1. Натриумот е мек, сребреникав, многу реактивен елемент и е член на алкалните метали, односно групата 1 од периодниот систем (позната и како група IA). Тој има само еден стабилен изотоп, 23Na. Натриумот бил изолиран најпрво од Хамфри Дејви во 1807 година со пропуштање на електрична струја низ стопен натриум хидроксид. Натриумот брзо оксидира во воздухот, поради што мора да се чува во инертна околина како што е керозинот. Натриумот се наоѓа во голема количина во Земјините океани како натриум хлорид. Тој е исто така и состојка на многу Земјини минерали и е есенцијален елемент за животот на животните.

Поважни одлики

[уреди | уреди извор]
При изложување на пламен, натриумот дава брилијантна светложолта светлина како резултат на т.н. "натриумови D-линии" на 588,9950 и 589,5924 нанометри.

Спореден со останатите алкални метали, натриумот е генерално пореактивен отколку литиумот и помалку реактивен од калиумот, во согласност со "периодниот закон": на пример, нивната реакција во вода, хлорен гас итн.; реактивноста на нивните нитрати, хлорати, перхлорати итн. Исклучок од периодниот закон прави густината на натриумот. Густината на елементите се очекува да се зголемува како се оди подолу во групата. Но, калиумот има помала густина од натриумот.

Како резултат на својата реактивност, наматриумот се наоѓа во природата само во соединение и никогаш како слободен елемент. Натриумот реагира егзотермно со водата: мали парчиња натриум во облик на грашак ќе "пливаат" по нејзината површина сè додека целосно не изреагираат, додека големи парчиња ќе експлодираат. Додека натриумовиот метал реагира со вода, ние можеме да забележиме дека натриумовото парче се топи од топлината на реакцијата и образува совршена сферна форма доколку реагирачкиот натриумов метал е доволно мал. Реакцијата со вода произведува многу каустичен натриум хидроксид и високо запалив водороден гас. Во секој случај, овие се сметаат за многу опасни и ризични затоа што можат да предизвикаат повеќе кожни и очни повреди. Кога согорува во воздух, натриумот образува натриум пероксид Na2O2, или со ограничено количество кислород го образува оксидот Na2O (за разлика од литиумот, нитрид не се формира). Доколку истиот елемент согорува во кислород под притисок, ќе се добие натриум супероксид - NaO2.

Кога натриумот или неговите соединенија се вметнуваат во пламен, ќе се добие светложолта боја.

Во хемијата, многу натриумови соединенија се сметаат за растворливи, но во природата има многу примери на нерастворливи натриумови соединенија како што се фелдспатите. Постојат други нерастворливи натриумови соли како што се натриум бизмутат NaBiO3, натриум октамолибдат Na2Mo8O25• 4H2O, натриум тиоплатинат Na4Pt3S6, натриум уранат Na2UO4. Растворливоста на натриум метаантимонат 2NaSbO3•7H2O е 0,3 g/L, како што е и пиро формата (Na2H2Sb2O7• H2O) на оваа сол. Натриум метафосфат NaPO3 има растворлива и нерастворлива форма.

Натриумовите јони се потребни за регулацијата на крвта и останатите телесни флуиди, преносот на нервните импулси, срцевата активност и одредени метаболички функции. Интересно е тоа што натриумот е потребен за животните, кои одржуваат високи концентрации во својата крв и вонклеточните флуиди, но јонот не е потребен за растенијата. Комплетна диета заснована на растителна храна би била многу ниска со натриум. Поради ова, многу хербивори го одржуваат натриумот во организмот преку крмење (лижење на површини богати со сол) и други минерални извори. Животинската потреба за натриум е веројатно причината за високосочуваната можност за вкусење на натриумот како "солен". Рецепторите за чистиот солен вкус одговараат најдобро на натриум, како и на неколку други мали едновалентни катјони (Li+, NH4+ и до некоја мерка K+). Калциум хлоридот исто така има донекаде солен вкус, но е многу погорчлив.

Најчестата натриумова сол, натриум хлорид (кујнска сол), која се користи како зачин и при зачувувањето на храната, има важен комодитет во човековите активности. Човековата потреба за натриум во диетата е помалку од 500 mg на ден. Многу луѓе конзумираат далеку повеќе натриум отколку што е физиолошки потребно. За одредени луѓе со крвен притисок осетлив на сол, овој голем внес може да има негативен ефект врз здравјето.

Натриум во парафиново масло.

Во својата метална форма, натриумот се користи за рафинирање на некои реактивни метали, како циркониум и калиум, од нивните соединенија. Како Na+ јон, овој алкален метал е од животно значење за животните. Други примени:

  • Во одредени легури за да ја подобри нивната структура.
  • Во сапуните, во комбинација со масни киселини. Натриумовите сапуни се потврди (со повисока точка на топење) отколку калиумовите сапуни.
  • За да ја направи мазна површината на некој метал
  • За прочистување на стопени метали
  • Во лампите со натриумова пареа за производство на електрицитет, често користен и во уличните светилки.
  • Како топлоспроводен флуид во некои типови на јадрени реактори.
  • NaCl, како важен топлоспроводен материјал.
  • Во органската синтеза, натриумот се користи како редуцирачко средство.
  • Во хемијата, натриумот често се користи како слободен или со калиумот во легура NaK, како исушувач на суви растворувачи. Кога се користи со бензофенонот образува интензивно сино обојување кога растворувачот е сув и без кислород.

Атомот на натриум има 11 електрони, еден повеќе од многу стабилната конфигурација на благородниот гас неон. Поради оваа одлика како и ниската прва енегрија на јонизација од 495.8 kJ/mol ,атомот на натриум е по веројатно да го изгуби последниот електрон и да добие позитивен полнеж отколку да добие еден електрон и да добие негативен полнеж. За овој процес е потребна многу мала енергија така што натриумот е лесно оксидиран со давање на 11от електрон. За разлика од првата, втората енегрија на јонизација е многу висока ( kJ/mol) бидејќи 10от електрон е поблиску до јадрото од 11от електрон. Како резултат на ова, натриумот најчесто формира јонски соединенија со Na+ катјон.

Најчеста оксидациска состојба на натриумот е +1. Вообичаено е помалку реактивно од калиумот и повеќе реактивен од литиумот. Натриум металот се редуцира; стандарден редокс потенцијал за Na+/Na  пароте -2.71 волти иако калиумот и литиумот имаат уште по негативни потенцијали.

Соли и Оксиди

[уреди | уреди извор]

Исто така видете: Категорија:Соединенија на натриумот

Соединенијата на натриум се од огромна комерцијална важност, бидејќи се во центарот на индустриите што произведуваат стакло, хартија, сапун и текстил. Најважните соединенија на натриум се сол (NaCl), натриум карбонат (Na2CO3), натриум бикарбонат (NaHCO3), натриум хидроксид (NaOH), натриум нитрат (NaNO3), ди- и три-натриум фосфати, натриум тиосулфат (Na2S2O3·5H2O) и боракс (Na2B4O7·10H2O). Обично во соединенија натриумот е јонско врзан со вода и анјони и се смета за јака Луисова киселина.

Повеќето сапуни се соли на натриумот од масни киселини. Натриумовите сапуни имаат повисока температура на топење (затоа личат и поцврсти) од калиумовите сапуни

Како и сите алкални метали, натриумот реагира егзотермно со вода, и мошне големи парчиња се топат до сфера и можат да експлодираат. Оваа реакција произведува натриум хидроксид и запалив водороден гас. Кога се пали во воздух, најрпво формира натриум пероксид со малку натриум оксид.

Водени раствори

[уреди | уреди извор]

Натриумот формира растворливи соединенија како халиди, сулфати, нитрати, карбоксилати и карбонати. Главните водени раствори се аква комплексите [Na(H2O)n]+,каде n = 4–8; со n = 6 претставено од рендген податоци од дифракција и комјутерска симулација.

Директно добивање натриум соли од воден раствор е ретка бидејќи натриум солите најчесто имаат висок афинитет кон вода; исклучок на ова е натриум бизмутат (NaBiO3). Поради ова, натриумовите соли се добиваат како цврсти преку испарување на органски растворувач, како етанол; на пример само 0.35 gr/l натриум хлорид се потребни да се раствори во етанол.

Составот на натриум во големи количини може да биде одреден со третирање на голем вишок на уранил цинк ацетат; хексахлоридот (UO2)2ZnNa(CH3CO2)·6H2O се таложи и може да биде измерен. Цезиум и рубидиум  не и мешаат во оваа реакција, нот калиумот и литиумот се мешаат. Помали концентрации на натриум може да бидат утврдени со атомска апсорпциона спектоскопија или со потенциометрија користејќи јон-селективни електроди.

Органски соединенија на натриум

[уреди | уреди извор]

Многу органски соединенија на натриум биле добиени. Поради високаѕа поларност на C-Na врската, тие се однесуваат како извор на карбанјони (соли со органски анјони). Некои познати деривати се натриум циклопентадиенид (NaC5H5)  и тритил натриум ((C6H5)3Cna).  Поради големината и малата поларизациска енергија на Na+ катјонот, може да стабилизира големит, ароматични, поларизирани радикални анјони, како натриум нафталинид Na+[C10H8•]−, мошне силен редуцирачки агенс.

Интерметални соединенија

[уреди | уреди извор]

Натриумот формира легури со многу метали, како калиум, калциум, олово и елементите од 11та и 12та група. Натриум и калиум формираат KNa2 и NaK. NaK e 40-90%  калиум и е течен на собна темепратура. Тој е одличен топлински и електричен спороводник. Натриум-калциумовата легурата се нус-производи на електролитно добивање на натриум од  смеса на бинарна сол NaCl-CaCl2 и тројна смеса NaCl-CaCl2-BaCl2. Калциум е единствениот половично растворлив со натриум. Во течна состојба, натриумот е комплетно растворлив со олово. Има повеќе методи за добивање натриум-олово легури. Еден од нив е да се стопат заедно, а другиот е да се наталожи натирум електролитички на стопена живина катода. NaPb3, NaPb, Na9Pb4, Na5Pb2, и Na15Pb4 се некои од познатите натриум-олово легурите. Натриумот исто така формира легура со злато (NaAu2) и сребро (NaAg2). Металите од група 12 (цинк, кадмиум и жива) се познати по тоа што формираат легури со натриум. NaZn13 и NaCd2 се легури на цинк и кадмиум. Натриум и жива формираат NaHg, NaHg4, NaHg2, Na3Hg2, и Na3Hg.

Соединенија

[уреди | уреди извор]

Натриум хлоридот или халитот, познат и како кујнска сол, е најупотребуваното соединение на натриумот, но натриумот го има и во многу други минерали, како амфибол, криолит, сода бикарбона и зеолит. Натриумовите соединенија се важни за хемиската, стаклената, металната, хартиената, бензинската, сапунската и текстилната индустрија. Тврдите сапуни се натриумови соли на некои мани киселини (калиумот произведува помеки или течни сапуни).

Натриумовите соединенија што се најважни за индустријата се кујнската сол, каустичната сода (NaOH), натриум нитрат (NaNO3), бораксот (Na2B4O7 · 10H2O) и други.

Постојат тринаесет изотопи на натриумот кои досега се препознаени. Единствениот стабилен изотоп е 23Na. Натриумот има два радиоактивни космогени изотопи (22Na, полураспад = 2.605 години; and 24Na, полураспад ≈ 15 часа)

Акутното изложување на неутронско зрачење (на пример, од јадрена критична несреќа) го претвора стабилниот 23Na во човековата крвна плазма во 24Na. Со мерење на концентрацијата на овој изотоп, дозата на неутронското зрачење во жртвата може да се процени.

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  3. Endt, P. M. (1990). „Energy levels of A = 21–44 nuclei (VII)“. Nuclear Physics A. 521: 1–400. Bibcode:1990NuPhA.521....1E. doi:10.1016/0375-9474(90)90598-G.