Натрий

химичен елемент с атомен номер 11

Натрият (Na) е мек, сребристосив алкален метал с пореден номер 11, член на първа група в трети период на периодичната система, чието атомно тегло е 22,989768 u. Той е по-лек от водата, пластичен и с метален блясък. Предизвиква тежки химически изгаряния при допир. Проявява постоянна първа валентност. Той е един от най-активните метали, поради което не се среща в природата в свободно състояние. При контакт с въздуха се самозапалва, затова се съхранява в керосин или парафин.

Натрий
Натрий – сребристобял метал
Сребристобял метал
Спектрални линии на натрий
НеонНатрийМагнезий
Li

Na

K
Периодична система
Общи данни
Име, символ, ZНатрий, Na, 11
Група, период, блок13s
Химическа серияалкален метал
Електронна конфигурация[Ne] 3s1
e- на енергийно ниво2, 8, 1
CAS номер7440-23-5
Свойства на атома
Атомна маса22,989769282 u [1][2]
Атомен радиус186  pm
Ковалентен радиус166±9 pm
Радиус на ван дер Ваалс227 pm
Степен на окисление1, −1
ОксидNa2O (силно основен)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
0,93
Йонизационна енергияI: 495,8 kJ/mol
II: 4562 kJ/mol
III: 6910,3 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояниетвърдо вещество
Кристална структуракубична обемноцентрирана
Плътност968 kg/m3
Температура на топене370,944 K (97,944 °C)
Температура на кипене1156,09 K (883,09 °C)
Моларен обем23,78×10-3 m3/mol
Критична точка2573 K; 35×106 Pa
Специф. топлина на топене2,60 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение97,42 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 554 617 697 802 946 1153
Скорост на звука3200 m/s при 20 °C
Специф. ел. съпротивление47,7×10-3 Ω.mm2/m
Топлопроводимост142 W/(m·K)
Магнетизъмпарамагнитен
Модул на еластичност10 GPa
Модул на срязване3,3 GPa
Модул на свиваемост6,3 GPa
Твърдост по Моос0,5
Твърдост по Бринел0,69 MPa
История
ОткритиеХъмфри Дейви (1807 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
22Na радио 2,602 г. β+ 22Ne
23Na 100 % стабилен
24Na радио 14,96 часа β- 24Mg

ИсторияРедактиране

Съединенията на натрия са познати и употребявани от човечеството от дълбока древност.[3][4] Названието „натрий“ произлиза от древността, когато древните египтяни наричали съединенията на метала „натрон“, древните гърци – „нитрон“, а римляните и древните евреи – „нитер“.

Немският химик Мартин Клапрот нарича минералните алкални съединения „натрон“ или „натр“. Френският химик Лавоазие не поставя метала в своята „Таблица на простите тела“, защото смята, че най-вероятно е съединение, а не химичен елемент. Поради високата си реактивност, металът е изолиран сравнително късно, през 1807 г. от Хъмфри Дейви. Тогава той чрез електролиза на KOH отделя свободен K, а след няколко дни и Na от NaOH.[5] Нарича елементите „потасиум“ и „содиум“. През 1808 г. се появява названието „натрониум“, което Берцелиус съкращава до „натриум“. В българския език името „натрий“ произлиза от руското „натрий“. Така в различните езици елементът бива наричан „натрий“, „натриум“ или „содиум“.[3]

РазпространениеРедактиране

Натрият е много активен елемент и не се среща в свободно състояние в природата. Той е най-разпространеният алкален метал и е на шесто място по разпространеност в земната кора (2,3% по маса). Съставна част е на множество минерали като с промишлено значение са NaCl, амфиболите (например Na2Mg3Al2Si8O22(OH)2, Na2Fe32+Fe3+
2
Si8O22(OH)2), криолит Na3AlF6, циолит NaAlSi3O8, мирабилит Na2SO4•10H2O и нефелин Na3KAl4Si4O16.

Физични свойстваРедактиране

Натрият е сребристосив нискотопим метал, който може да се реже с нож. Температурата му на топене е 97,8 °C, а на кипене – 882 °C. Има плътност 0,97 g/cm3. Поднесен в пламък, парите му излъчват жълт пламък, принадлежащ на D-линията на жълтото. Спектралните му линии се състоят от D1- и D2-линиите, със съответни дължини 589,597 nm и 589,000 nm.[3]

ИзотопиРедактиране

Като елемент с нечетен пореден номер, притежава единствен стабилен изотоп 23Na, синтезиран при термоядреното горене на C. Изотопът се синтезира в звезди с маси поне 5 пъти слънчевата при 8×108 K и плътност 105 g/cm3:

 

Получени и изследвани са 19 радиоактивни изотопа на натрия и един изомер, 24mNa. Най-дълготрайни са 22Na и 24Na.[3]

Химични свойстваРедактиране

Натрият е типичен алкален метал, член на 1-ва група, 3-ти период. Има електронната структура [Ne]3s1. Той е активен метал и реагира с повечето прости вещества и съединения, а под формата на катион се свързва с почти всички органични и неорганични аниони.[3] Ниските стойности на йонизационна енергия и малката електроотрицателност определят метала като един от химически най-активните. При обикновени условия реагира с халогените, водорода, кислорода, сярата, повечето неметали, водата, оксидите и киселините. Разтваря се добре във вода и амоняк.[4] Амонячният разтвор има син цвят и е силен редуктор:[6]

 ,

 .

Възможно е и редуцирането на соли на тежки елементи до полианиони (Na4[Sb9]).[6]

СъединенияРедактиране

Химичната връзка в повечето съединения е почти напълно йонна. Йонът Na+ има конфигурацията на благородния газ Ne и има сферична симетрия. Пляризира се слабо и оказва слабо поляризиращо действие, поради което повечето съединения са бели.

Оксиди и хидроксидРедактиране

При горене на въздух натрият гори до пероксид Na2O2, а в недостиг на O2 образува Na2O. При горене в среда на чист кислород под налягане образува супероксид NaO2. Всички тези съединения са йонни кристални вещества.

NaOH е бяло, твърдо вещество, което поглъща влагата до превръщане в течност.[3] Разтварянето му във вода е силно екзотермичен процес. Нарича се още сода каустик и е най-широко употребяваното в индустрията алкално вещество. Воден разтвор неутрализира практически всички киселини, поради което се използва в пречистването на петрола, в сапунопроизвоството, в производството на целофан, изкуствена коприна и множество химикали.

СолиРедактиране

Натрият образува почти всички киселини до соли, почти всички от които са поне частичноразтворими във вода.

Реагира с халогените до твърди бели кристални халогениди. NaCl е основно съединение за получаването на много други съединения на натрия: Na2CO3, Na2SO4, NaOCl, NaNO3 и алкалният халогенид с най-голямо значение. Половината от производството му е за NaOH Na2CO3. NaNO3 е тор, известна като Чилска селитра.

Слаборазтворими натриеви соли са Na[Sb(OH)6], KNaC4H4O6, NaMg(UO2)3(CH3COO)9·9H20 и естерите с висши мастни киселини.

Други съединенияРедактиране

Образува йонен хидрид, NaH, който е силен редуктор и основа. Реагира с фосфора, антимона и бисмута до Na3E.

Органометални съединенияРедактиране

Алкил- и арилнатриеви съединения се получават от метала и халогенопроизводно в ограничен разтвор:

 .

Те имат широко приложение и могат да се използват за съполимеризацията на стирол и 1,3-бутадиен до синтетичен каучук.

Натрият образува комплекси с коронни етери, например [Na(18-краун-6)]MnO4. Те могат да се използват в неполярни разтвори и често служат са окисления на органични съединения.

ПолучаванеРедактиране

Първият промишлен способ за производството на натрий е от 19-и век:[3]

 

Натрият се получава чрез стопилка на свои соли или NaOH.[4] От предложените методи за редукция и електролиза на NaOH, по-евтин се оказва електролизата на NaCl, смесен с малки количества CaCl2.

Много чист натрий се получава при разпадане на NaN3:

 

ПриложениеРедактиране

Металът натрий има широко приложение в различни отрасли на индустрията и бита. Той се използва за очистване на активни метали, като Zr и K, когато са течни. Подобрява кристалната структура и заглажда повърхността на металните сплави. Използва се като сушител на органични разтворители и за получаването на силни редуктори: NaH, NaOCH3, NaNH2 и окислители: Na2O2.[4]

Натрият се използва при синтеза на различни вещества като каучук, багрилото индиго, витамин B12. Приложението му в атомните централи е свързано с добрата му топлопроводимост във втечнено състояние. Използва се и при производството на луминесцентни лампи.

Биологично значениеРедактиране

Натриевите йони имат много физиологични функции, които са общи за всички животни. Едни от най-важните им функции са изтласкването навън и навътре на натриевите йони през калиево-натриевата помпата в клетъчната мембрана, контролирането на обема на клетката и други. Тези йони участват в минералния обмен на организма и регулират водния баланс. Морски организми, като бактерии и дребни водорасли, са способни да понасят соленост на водата до 25%.

Техника на безопасностРедактиране

При допир с кожата натрият предизвиква тежки изгаряния, тъй като реагира с влагата от въздуха и по кожата, водейки до образуването на натриев хидроксид, който има алкална реакция и е силно корозивен.

ИзточнициРедактиране

  1. ((en)) Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements (IUPAC Technical Report).Pure and Applied Chemistry Vol. 83, No. 2, 2011, S. 359 – 396.
  2. ((en)) IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013
  3. а б в г д е ж Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 243 – 249.
  4. а б в г Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 493 – 504.
  5. Davy, H.. The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies. // Philosophical Transactions 98. 1808. p. 1 – 44. (на английски)
  6. а б Greenwood, Earnshaw, A.. Chemistry of the Elements. Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4. с. 68 – 138.