Nimed

Naatrium. naatriumi omadused. Naatriumi kasutamine. Naatriumi aatommass Naatriumi suhteline aatommass

(Naatrium, Na) - keemiline element aatomnumbriga 11 ja vastav lihtaine - leeliseline hõbevalge pehme metall, keemiliselt väga aktiivne, õhus kiiresti oksüdeeruv.
Tihedus 0,968, t sula 97,83 ° C, t kip 882,9 ° C, koefitsient. op. Mohsi järgi 0,5. Naatrium on väga levinud litofiilne element (keemiliste elementide hulgas kuues), selle Clark on massi järgi 2,64. Tuntakse üle 220 erineva klassi naatriummineraali (päevakivi, plagioklas, haliit, salpeeter, thenardiit, mirabiliit). Naatriumi sisaldus (massiprotsentides) kivimeteoriitides on 7x10 -1, ülialuselistes kivimites 5,7 x 10 -1, aluselistes -1,94, keskmises - 3,0, happelistes - 2,77, savides - 0,96, liivakivides - 0,33, karbonaatkivimites - 0,04, ookeanivees - 1,03534. Naatriumi kasutatakse redutseeriva ainena, jahutusvedelikuna jne. Naatriumsoolasid kasutatakse laialdaselt erinevates majandussektorites.
Lugu
Inglise keemik Humphry Davy sai naatriumi esmakordselt 1807. aastal tahke NaOH elektrolüüsi teel.
Levik looduses
Naatrium kuulub kõige levinumate elementide hulka. See moodustab 2,64% maakoore massist. Kõrge keemilise aktiivsuse tõttu esineb see ainult erinevate ühendite kujul. Mõned neist, nagu naatriumkloriid, naatriumsulfaat, moodustavad võimsaid ladestusi.
Suurimad naatriumkloriidi NaCl (kivisool ehk haliidi) leiukohad on Uuralites Solikamski ja Sol-Iletski piirkonnas, Donbassis ja mujal. Märkimisväärses koguses naatriumkloriidi kaevandatakse kodusoolana Lääne-Kasahstani Eltoni ja Baskunchaki soolajärvedest. Kaspia mere idaosas Kara-Bogaz-Goli lahes kogunesid tohutud naatriumsulfaadi Na 2 SO 4 · 10H 2 O (mirabiliit) varud.
Füüsikalised omadused
Vabas olekus on naatrium hõbevalge hele ja pehme metall. Tihedus - 0,968 g / cm3. Sulamistemperatuur - 97,83 °C.
metalliline naatrium.

Keemilised omadused
Naatrium kuulub Mendelejevi perioodilise süsteemi esimese rühma peamisse alarühma. Selle aatomitel on välisel elektronkihil üks elektron, mille nad kergesti kaotavad ja ühe positiivse laenguga ioonideks muutuvad. Seetõttu on naatrium oma ühendites ainult positiivselt monovalentne.
Naatrium on väga aktiivne metall. Kaotades kergesti oma valentselektronid, on see väga tugev redutseerija. Elektrokeemilises pingereas on see vesinikust vasakul teisel kohal.
Kuivas õhus reageerib naatrium intensiivselt õhuhapnikuga ja muutub peroksiidiks:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Seetõttu hoitakse seda petrooleumi või mineraalõli kihi all. Naatrium reageerib väga intensiivselt halogeenidega, moodustades halogeenitud hapete sooli: NaCl, NaBr jne. Vedela broomiga kombineeritakse seda isegi plahvatusega. Väävliga, vähesel kuumutamisel, moodustab see sulfiide: Na 2 S. Reageerib veega väga ägedalt, isegi plahvatusega. Reageerib veelgi ägedamalt hapetega (ka plahvatusega). Niiskes õhus muutub metall kergesti hüdroksiidiks:

2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2?

Ja viimane, interakteerudes õhus oleva süsinikdioksiidiga, muutub karbonaadiks:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Kõrgel temperatuuril võib naatrium redutseerida alumiiniumi, räni jne oksiide. tasuta elementidele:

Al 2 O 3 + 6 Na \u003d 2Al + 3 Na 2 O

Kviitung
Vabas olekus naatrium saadakse sulakloriidide või hüdroksiidide elektrolüüsil. Sulatatud leeliste elektrolüüsi käigus tõmbuvad positiivselt laetud metalliioonid negatiivse laenguga katoodi külge, kinnituvad korraga üks elektron (taastuvad) ja muutuvad vabade metallide aatomiteks ning negatiivselt laetud hüdroksüülioonid tõmbuvad positiivselt laetud anoodile. , andke sellele üks elektron korraga ja muutuvad elektroneutraalseteks OH-rühmadeks, mis lagunevad, moodustades anoodil vabaneva vee ja hapniku. Metallilise naatriumi tootmist NaOH elektrolüüsil saab esitada järgmiste võrranditega:
NaOH? ? – Katoodanood + 4Na + + 4e = 4Na ° 4OH - – 4e = 4OH ° 4OH ° = 2H 2 O + O 2 ?
Rakendus
Metallist naatriumi kasutatakse paljude orgaaniliste ainete sünteesil, teatud sulamite valmistamisel ja ka metallurgias mitme metalli, näiteks titaani tootmiseks nende ühenditest reaktsiooni teel.

TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl

Naatriumi soolad
Naatrium moodustab kõigi hapetega soolasid. Valdav enamus naatriumisooladest lahustub vees hästi. Neist olulisemad:

Naatriumkloriid NaCl või lauasool
Naatriumkarbonaat Na 2 CO 3 ehk sooda
Naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3 ehk söögisoodat
Naatriumsulfaat Na2SO4

Kõige huvitavam teema kooli keemiatundides oli aktiivsete metallide omaduste teema. Meile ei antud ainult teoreetilist materjali, vaid demonstreerisime ka huvitavaid katseid. Küllap kõik mäletavad, kuidas õpetaja väikese metallitüki vette viskas, mis üle vedeliku pinna tormas ja süttis. Selles artiklis saame aru, kuidas toimub naatriumi ja vee reaktsioon, miks metall plahvatab.

Naatriummetall on hõbedane aine, mis on tiheduse poolest sarnane seebi või parafiiniga. Naatriumile on iseloomulik hea soojus- ja elektrijuhtivus. Seetõttu kasutatakse seda tööstuses, eriti akude tootmisel.

Naatrium on väga reaktiivne. Sageli kulgevad reaktsioonid suure hulga soojuse vabanemisega. Mõnikord kaasneb sellega süttimine või plahvatus. Aktiivsete metallidega töötamine nõuab head informatiivset koolitust ja kogemusi. Naatriumi võib säilitada ainult hästi suletud anumates õlikihi all, kuna metall oksüdeerub õhu käes kiiresti.

Naatriumi kõige populaarsem reaktsioon on selle koostoime veega. Naatriumi ja vee reaktsiooni käigus moodustuvad leelis ja vesinik:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Vesinik oksüdeerub õhu hapniku toimel ja plahvatab, mida me koolieksperimendi käigus ka täheldasime.

Tšehhi Vabariigi teadlaste reaktsiooniuuringud

Naatriumi reaktsiooni veega on väga lihtne mõista: ainete koosmõju põhjustab gaasi H2 moodustumist, mis omakorda oksüdeerub õhus oleva O2-ga ja süttib. Kõik näib olevat lihtne. Kuid Tšehhi Teaduste Akadeemia professor Pavel Jungvirt nii ei arvanud.

Fakt on see, et reaktsiooni käigus ei moodustu mitte ainult vesinik, vaid ka veeaur, kuna eraldub suur hulk energiat, vesi soojeneb ja aurustub. Kuna naatriumil on madal tihedus, peab aurupadi selle üles lükkama, eraldades selle veest. Reaktsioon peaks välja surema, kuid see ei kao.

Jungwirth otsustas seda protsessi üksikasjalikult uurida ja filmis katset kiire kaameraga. Protsessi filmiti 10 000 kaadrit sekundis ja vaadati 400x aegluubis. Teadlased on märganud, et vedelikku sattunud metall hakkab naelu kujul protsesse vabastama. Seda selgitatakse järgmiselt:

Leelismetallid, sattudes vette, hakkavad toimima elektronide doonorina ja eraldavad negatiivselt laetud osakesi.
Metallitükk omandab positiivse laengu.
Positiivselt laetud prootonid hakkavad üksteist tõrjuma, moodustades metallist väljakasvu.
Spike protsessid läbistavad aurupadja, reagentide kontaktpind suureneb ja reaktsioon intensiivistub.

Kuidas katset läbi viia

Vee ja naatriumi reaktsioonil tekib lisaks vesinikule leelised. Selle kontrollimiseks võite kasutada mis tahes indikaatorit: lakmus, fenoolftaleiin või metüülapelsin. Fenoolftaleiiniga on kõige lihtsam töötada, kuna see on neutraalses keskkonnas värvitu ja reaktsiooni on lihtsam jälgida.

Eksperimendi läbiviimiseks vajate:

Valage kristallisaatorisse destilleeritud vett nii, et see hõivaks üle poole anuma mahust.
Lisage vedelikule paar tilka indikaatorit.
Lõika poole hernetera suurune naatriumitükk ära. Selleks kasutage skalpelli või õhukest nuga. Oksüdeerumise vältimiseks peate metalli konteinerisse lõikama, mitte süüdistama õlist saadud naatriumi.
Eemaldage purgist pintsettidega tükk naatriumi ja kuivatage õli eemaldamiseks filterpaberiga.
Viska naatrium vette ja jälgi protsessi ohutust kaugusest.

Kõik katses kasutatavad instrumendid peavad olema puhtad ja kuivad.

Näete, et naatrium ei vaju vette, vaid jääb pinnale, mis on seletatav ainete tihedusega. Naatrium hakkab reageerima veega, vabastades soojust. Sellest alates metall sulab ja muutub piisaks. See tilk hakkab aktiivselt vees liikuma, eraldades iseloomulikku susisemist. Kui naatriumitükk poleks liiga väike, süttiks see kollase leegiga. Kui tükk oli liiga suur, võib juhtuda plahvatus.

Samuti muudab vesi värvi. See on tingitud leelise eraldumisest vette ja selles lahustunud indikaatori värvumisest. Fenoolftaleiin muutub roosaks, lakmussiniseks ja metüüloranžiks kollaseks.

see on ohtlik

Naatriumi koostoime veega on väga ohtlik. Katse ajal võite saada tõsiseid vigastusi. Reaktsiooni käigus tekkivad hüdroksiid, peroksiid ja naatriumoksiid võivad nahka söövitada. Leelisepritsmed võivad sattuda silma ja põhjustada tõsiseid põletusi ja isegi pimedaksjäämist.

Nimi "naatrium" pärineb ladinakeelsest sõnast naatrium(vrd muu kreeka νίτρον), mis oli laenatud Kesk-Egiptuse keelest ( nṯr), kus see tähendas muu hulgas: "sooda", "seebikivi".

Lühend "Na" ja sõna naatrium esmakordselt kasutas akadeemik, Rootsi Arstide Seltsi asutaja Jöns Jakob Berzelius (1779-1848), viidates looduslikele mineraalsooladele, mille hulka kuulus sooda. Varem (ja endiselt inglise, prantsuse ja paljudes teistes keeltes) nimetati elementi naatrium(lat. naatrium) on nimi naatrium võib-olla tuletatud araabia sõnast suda, mis tähendab "peavalu", kuna soodat kasutati sel ajal peavalude raviks.

Naatriumi hankis esmakordselt inglise keemik Humphry Davy, kes teatas sellest 19. novembril 1807 aastal. Bakeri loeng(loengu käsikirjas näitas Davy, et avastas kaaliumi 6. oktoobril 1807 ja naatriumi mõni päev pärast kaaliumi), naatriumhüdroksiidi sulami elektrolüüsi teel.

Looduses olemine

N a 2 C O 3 + 2 C → 1000 o C 2 N a + 3 C O . (\displaystyle (\mathsf (Na_(2)CO_(3)+2C\ (\xrightarrow (1000^(o)C))\ 2Na+3CO.)))

Söe asemel võib kasutada kaltsiumkarbiidi, alumiiniumi, räni, ferrosilikooni, alumiiniumräni.

Elektrienergiatööstuse tulekuga on muutunud praktilisemaks veel üks naatriumi saamise meetod - seebikivi või naatriumkloriidi sulami elektrolüüs. Praegu on elektrolüüs peamine naatriumi tootmise meetod.

Naatriumi võib saada ka tsirkooniumi termilisel meetodil või naatriumasiidi termilisel lagundamisel.

Füüsikalised omadused

Naatrium on hõbevalge metall, õhukeste kihtidena violetse varjundiga, plastiline, isegi pehme (noaga kergesti lõigatav), sätendab naatriumi värske lõige. Naatriumi elektri- ja soojusjuhtivuse väärtused on üsna kõrged, tihedus on 0,96842 g/cm³ (19,7 °C juures), sulamistemperatuur 97,86 °C, keemistemperatuur 883,15 °C.

Surve all muutub see läbipaistvaks ja punaseks, nagu rubiin.

Toatemperatuuril moodustab naatrium kuupsüsteemis, ruumirühmas, kristalle ma m 3m, lahtri parameetrid a= 0,42820 nm, Z = 2 .

Temperatuuril –268 °C (5 K) läheb naatrium kuusnurksesse faasi, ruumirühma P 6 3 /mmc, lahtri parameetrid a= 0,3767 nm, c= 0,6154 nm, Z = 2 .

Keemilised omadused

Leelismetall oksüdeerub õhu käes kergesti naatriumoksiidiks. Atmosfääri hapniku eest kaitsmiseks hoitakse metallilist naatriumi petrooleumikihi all.

4 N a + O 2 → 2 N a 2 O (\displaystyle (\mathsf (4Na+O_(2)\ (\xparemnool (\ ))\ 2Na_(2)O)))

Õhus või hapnikus põlemisel tekib naatriumperoksiid:

2 N a + O 2 → N a 2 O 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+O_(2)\ (\xparemnool (\ ))\ Na_(2)O_(2))))

Naatrium reageerib veega väga ägedalt, vette asetatud naatriumitükk hõljub, sulab eralduva soojuse toimel, muutudes valgeks palliks, mis liigub kiiresti üle veepinna eri suundades, reaktsioon kulgeb vesiniku vabanemisega, mis võib süttida. Reaktsiooni võrrand:

2 N a + 2 H 2 O → 2 N a O H + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2H_(2)O\ (\xparemnool (\ ))\ 2NaOH+H_(2)\ülemine )))

Nagu kõik leelismetallid, on ka naatrium tugev redutseerija ja interakteerub tugevalt paljude mittemetallidega (välja arvatud lämmastik, jood, süsinik, väärisgaasid):

2 N a + Cl 2 → 2 N a C l (\tekstistiil (\mathsf (2Na+Cl_(2)\ (\xparemnool (\ ))\ 2NaCl))) 2 N a + H 2 → 250 − 400 o C , p 2 N a H (\displaystyle (\mathsf (2Na+H_(2))\ (\xparemnool (250-400^(o)C,p))\ 2NaH )))

Naatriumi kasutatakse ka kõrg- ja madalsurvelahenduslampides (HLD ja HLD). Tänavavalgustuses kasutatakse väga laialdaselt NLVD tüüpi DNaT (Arc Sodium Tubular) lampe. Nad eraldavad erekollast valgust. HPS-lampide kasutusiga on 12-24 tuhat tundi. Seetõttu on DNaT tüüpi gaaslahenduslambid linna-, arhitektuuri- ja tööstusvalgustuse jaoks asendamatud. Samuti on olemas lambid DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) ja DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

Naatriummetalli kasutatakse orgaanilise aine kvalitatiivses analüüsis. Naatriumi ja uuritava aine sulam neutraliseeritakse etanooliga, lisatakse paar milliliitrit destilleeritud vett ja jagatakse 3 osaks, J. Lasseni (1843) proov on suunatud lämmastiku, väävli ja halogeenide määramisele (Beilsteini test) .

Naatriumkloriid (keedusool) on vanim kasutatud maitse- ja säilitusaine.

Naatriumasiidi (NaN 3) kasutatakse nitriidina metallurgias ja metallide tootmisel.

Naatrium
aatomnumber	11
Lihtsa aine välimus	hõbevalge pehme metall
Aatomi omadused
Aatommass (moolmass)	22.989768 a. e.m. (/mol)
Aatomi raadius	190 õhtul
Ionisatsioonienergia (esimene elektron)	495,6 (5,14) kJ/mol (eV)
Elektrooniline konfiguratsioon	3s 1
Keemilised omadused
kovalentne raadius	154 õhtul
Ioonide raadius	97 (+1e) õhtul
Elektronegatiivsus (Paulingu järgi)	0,93
Elektroodi potentsiaal	-2,71 tolli
Oksüdatsiooniseisundid	1
Lihtsa aine termodünaamilised omadused
Tihedus	0,971 / cm³
Molaarne soojusmahtuvus	28,23 J /( mol)
Soojusjuhtivus	142,0 W /( )
Sulamistemperatuur	370,96
Sulamiskuumus	2,64 kJ/mol
Keemistemperatuur	1156,1
Aurustumissoojus	97,9 kJ/mol
Molaarne maht	23,7 cm³/mol
Lihtaine kristallvõre
Võre struktuur	kuubiku kehakeskne
Võre parameetrid	4,230
c/a suhe	—
Debye temperatuur	150K

Na	11
22,98977
3s 1
Naatrium

Naatrium —element esimese rühma põhialarühm, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmas periood, aatomnumbriga 11. Seda tähistatakse sümboliga Na (lat. Natrium). Lihtaine naatrium (CAS number: 7440-23-5) on pehme hõbevalge leelismetall.

Vees käitub naatrium peaaegu samamoodi kui liitium: reaktsioon kulgeb vesiniku kiire vabanemisega, lahuses moodustub naatriumhüdroksiid.

Nime ajalugu ja päritolu

Naatriumi (õigemini selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Näiteks sooda (natron), mida leidub looduslikult Egiptuse soodajärvede vetes. Vanad egiptlased kasutasid looduslikku soodat palsameerimiseks, lõuendi pleegitamiseks, toidu valmistamiseks, värvide ja glasuuride valmistamiseks. Plinius Vanem kirjutab, et Niiluse deltas eraldati jõeveest sooda (see sisaldas piisavas koguses lisandeid). See tuli müüki suurte tükkidena, söe segunemise tõttu, värviti halliks või isegi mustaks.

Inglise keemik Humphry Davy sai naatriumi esmakordselt 1807. aastal tahke NaOH elektrolüüsi teel.

Nimi "naatrium" (naatrium) pärineb araabia keelest natrun kreeka keeles - nitron ja algselt viitas see looduslikule soodale. Elementi ennast nimetati varem naatriumiks.

Kviitung

Esimene viis naatriumi saamiseks oli redutseerimisreaktsioon naatriumkarbonaat kivisüsi nende ainete tiheda segu kuumutamisel raudanumas temperatuurini 1000 ° C:

Na 2 CO 3 + 2C \u003d 2Na + 3CO

Siis ilmus veel üks naatriumi saamise meetod - seebikivi või naatriumkloriidi sulami elektrolüüs.

Füüsikalised omadused

Petrooleumis konserveeritud metalliline naatrium

Naatriumi kvalitatiivne määramine leegi abil - emissioonispektri "naatriumi D-jooned" erekollane värvus, dublett 588,9950 ja 589,5924 nm.

Naatrium on hõbevalge metall, õhukeste kihtidena violetse varjundiga, plastiline, isegi pehme (noaga kergesti lõigatav), sätendab naatriumi värske lõige. Naatriumi elektrijuhtivuse ja soojusjuhtivuse väärtused on üsna kõrged, tihedus on 0,96842 g / cm³ (temperatuuril 19,7 ° C), sulamistemperatuur on 97,86 ° C, keemistemperatuur on 883,15 ° C.

Keemilised omadused

Leelismetall, õhu käes kergesti oksüdeeruv. Et kaitsta atmosfääri hapniku eest, hoitakse metallilist naatriumi kihi all petrooleum. Naatrium on vähem aktiivne kui liitium, nii ka lämmastik reageerib ainult kuumutamisel:

2Na + 3N2 = 2NaN3

Suure hapniku ülejäägi korral moodustub naatriumperoksiid

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Rakendus

Metallist naatriumi kasutatakse laialdaselt preparatiivses keemias ja tööstuses tugeva redutseerijana, sealhulgas metallurgias. Naatriumi kasutatakse väga energiamahukate naatriumväävelakude tootmisel. Seda kasutatakse ka veoautode väljalaskeklappides jahutusradiaatorina. Mõnikord kasutatakse metallist naatriumi väga suure voolu jaoks mõeldud elektrijuhtmete materjalina.

Kaaliumisulamis, samuti koos rubiidium ja tseesium kasutatakse ülitõhusa soojuskandjana. Eelkõige 12% naatriumi koostisega sulam kaalium 47 %, tseesium 41%-l on rekordmadal sulamistemperatuur –78 °C ja seda on pakutud ioonrakettmootorite töövedelikuks ja tuumaelektrijaamade jahutusvedelikuks.

Naatriummetalli kasutatakse orgaanilise aine kvalitatiivses analüüsis. Naatriumi ja uuritava aine sulam neutraliseeritakse etanool, lisage paar milliliitrit destilleeritud vett ja jagage 3 osaks, J. Lasseni test (1843), mille eesmärk on määrata lämmastiku, väävli ja halogeenide sisaldust (Beilsteini test)

Naatriumkloriid (keedusool) on vanim kasutatud maitse- ja säilitusaine.
- Naatriumasiidi (Na 3 N) kasutatakse nitriidina metallurgias ja pliasiidi tootmisel.
— Naatriumtsüaniidi (NaCN) kasutatakse hüdrometallurgilisel meetodil kulla leostamiseks kivimitest, samuti terase nitrokarburiseerimisel ja galvaniseerimisel (hõbe, kullamine).
- Naatriumkloraati (NaClO 3) kasutatakse raudteel soovimatu taimestiku hävitamiseks.

Bioloogiline roll

Organismis on naatrium enamasti väljaspool rakke (umbes 15 korda rohkem kui tsütoplasmas). Seda erinevust hoiab üleval naatrium-kaaliumpump, mis pumpab välja rakku sattunud naatriumi.

Kooskaaliumnaatrium täidab järgmisi funktsioone:
Tingimuste loomine membraanipotentsiaali ja lihaste kontraktsioonide tekkeks.
Vere osmootse kontsentratsiooni säilitamine.
Happe-aluse tasakaalu säilitamine.
Vee tasakaalu normaliseerimine.
Membraani transpordi tagamine.
Paljude ensüümide aktiveerimine.

Naatriumi leidub peaaegu kõigis toiduainetes, kuigi organism saab sellest suurema osa lauasoolast. Imendumine toimub peamiselt maos ja peensooles. D-vitamiin parandab naatriumi omastamist, kuid liigselt soolased ja valgurikkad toidud häirivad normaalset imendumist. Toiduga manustatud naatriumi kogus näitab naatriumi kogust uriinis. Naatriumirikkaid toite iseloomustab kiirenenud eritumine.

Naatriumi puudus toidus tasakaalustatud toit inimestel ei esine, kuid taimetoiduga võivad tekkida probleemid. Ajutise puuduse põhjuseks võib olla diureetikumide kasutamine, kõhulahtisus, tugev higistamine või liigne vee tarbimine. Naatriumipuuduse sümptomiteks on kaalulangus, oksendamine, gaaside teke seedetraktis ja malabsorptsioon. aminohapped ja monosahhariidid. Pikaajaline puudus põhjustab lihaskrampe ja neuralgiat.

Naatriumi liig põhjustab jalgade ja näo turset ning kaaliumi suurenenud eritumist uriiniga. Maksimaalne neerude poolt töödeldava soola kogus on ligikaudu 20-30 grammi, suurem kogus on juba eluohtlik.

Naatriumiühendid

Naatrium, naatrium, Na (11)
Nimi naatrium - naatrium, naatrium pärineb iidsest sõnast, mis oli levinud Egiptuses, vanade kreeklaste (vixpov) ja roomlaste seas. Seda leidub Pliniuses (Nitron), teistes iidsetes autorites ja see vastab heebrea keelele neter (neter). Vana-Egiptuses nimetati natronit ehk nitronit üldiselt leeliseks, mida saadi mitte ainult looduslikest soodajärvedest, vaid ka taimetuhast. Seda kasutati pesemiseks, glasuuride valmistamiseks ja laipade mumifitseerimiseks. Keskajal kasutati nitroni (nitron, natron, nataron), aga ka boora (baurah) nimetust ka soolapeetri (Nitrum) kohta. Araabia alkeemikud nimetasid leeliseid leelisteks. Püssirohu avastamisega Euroopas hakati salpeetrit (Sal Petrae) rangelt leelistest eristama ja 17. sajandil. juba eristatud mittelenduvat ehk fikseeritud leelist ja lenduvat leelist (Alkali volatile). Samal ajal tehti vahet köögiviljade (Alkali fixum vegetabile - kali) ja mineraalse leelise (Alkali fixum minerale - sooda) vahel.

XVIII sajandi lõpus. Klaproth võttis mineraalse leelise ja taimse leelise - kaalium (Kali) jaoks kasutusele nimetuse natron (Natron) või naatrium, Lavoisier ei paigutanud leeliseid "Lihtkehade tabelisse", viidates sellele lisatud märkuses, et need on tõenäoliselt keerukad ained. mis kunagi olid, lähevad nad kunagi laiali. Tõepoolest, 1807. aastal sai Davy kergelt niisutatud tahkete leeliste elektrolüüsil vabu metalle - kaaliumi ja naatriumi, nimetades neid kaaliumiks (kaalium) ja naatriumiks (naatrium). Järgmisel aastal tegi kuulsa ajakirja Annals of Physics väljaandja Hilbert ettepaneku nimetada uusi metalle kaaliumiks ja naatriumiks (natronium); Berzelius lühendas viimast nimetust "naatriumiks" (naatrium). XIX sajandi alguses. Venemaal nimetati naatriumit naatriumiks (Dvigubsky, 182i; Solovjov, 1824); Strahhov pakkus välja nimetuse sod (1825). Naatriumsoolasid nimetati näiteks soodasulfaadiks, vesinikkloriidsoodaks ja samal ajal ka äädiksoodaks (Dvigubsky, 1828). Hess võttis Berzeliuse eeskujul kasutusele nimetuse naatrium.

Artikli sisu

NAATRIUM– (naatrium) Na, perioodilise tabeli 1. (Ia) rühma keemiline element, kuulub leeliseliste elementide hulka. Aatomarv 11, suhteline aatommass 22,98977. Looduses on üks stabiilne isotoop 23 Na. Sellest elemendist on teada kuus radioaktiivset isotoopi, millest kaks pakuvad huvi teadusele ja meditsiinile. Naatrium-22, mille poolväärtusaeg on 2,58 aastat, kasutatakse positronite allikana. Naatrium-24 (selle poolväärtusaeg on umbes 15 tundi) kasutatakse meditsiinis teatud leukeemia vormide diagnoosimiseks ja raviks.

+1 oksüdatsiooniaste.

Naatriumiühendid on tuntud juba iidsetest aegadest. Naatriumkloriid on inimtoidu oluline komponent. Arvatakse, et inimene hakkas seda kasutama neoliitikumis, s.o. umbes 5-7 tuhat aastat tagasi.

Vanas Testamendis mainitakse teatud ainet "neter". Seda ainet kasutati pesuvahendina. Tõenäoliselt on neter sooda, naatriumkarbonaat, mis tekkis lubjarikka kaldaga Egiptuse soolastes järvedes. Kreeka autorid Aristoteles ja Dioscorides kirjutasid hiljem samast ainest, kuid nime all "nitron", ja Vana-Rooma ajaloolane Plinius Vanem nimetas sama ainet juba "nitrumiks".

18. sajandil keemikud teadsid juba palju erinevaid naatriumiühendeid. Naatriumsoolasid kasutati laialdaselt meditsiinis, naha riietamisel ja kangaste värvimisel.

Metallilise naatriumi sai esmakordselt inglise keemik ja füüsik Humphry Davy sula naatriumhüdroksiidi elektrolüüsi teel (kasutades 250 paari vask- ja tsinkplaatidest koosnevat voltkolonni). Nimetus "naatrium", mille Davy selle elemendi jaoks valis, peegeldab selle päritolu sooda Na 2 CO 3 -st. Elemendi ladinakeelne ja venekeelne nimetus on tuletatud araabiakeelsest sõnast "natrun" (looduslik sooda).

Naatriumi levik looduses ja selle tööstuslik ekstraheerimine.

Naatrium on levinuim element seitsmes ja metall viies (alumiiniumi, raua, kaltsiumi ja magneesiumi järel). Selle sisaldus maakoores on 2,27%. Suurem osa naatriumist on mitmesuguste alumosilikaatide koostises.

Kõigil mandritel leidub tohutuid naatriumsoolade ladestusi suhteliselt puhtal kujul. Need on iidsete merede aurustumise tulemus. See protsess jätkub Salt Lake'is (Utah), Surnumeres ja mujal. Naatriumi leidub NaCl kloriidina (haliit, kivisool), aga ka karbonaadina Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (trona), NaNO 3 nitraadina (nitraat), Na 2 SO 4 10H 2 O sulfaadina (mirabiliit) ), tetraboraat Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O (booraks) ja Na 2 B 4 O 7 4H 2 O (kerniit) ja muud soolad.

Naatriumkloriidi ammendamatud varud on looduslikes soolvees ja ookeanivetes (umbes 30 kg m–3). Arvatakse, et kivisoola koguses, mis on võrdne naatriumkloriidi sisaldusega ookeanides, oleks 19 miljonit kuupmeetrit. km (50% rohkem kui Põhja-Ameerika mandri kogumaht üle merepinna). Selle mahu prisma, mille aluspind on 1 ruutmeetrit. km võib Kuule jõuda 47 korda.

Nüüd on naatriumkloriidi kogutoodang mereveest jõudnud 6-7 miljoni tonnini aastas, mis moodustab umbes kolmandiku maailma kogutoodangust.

Elusaine sisaldab keskmiselt 0,02% naatriumi; loomadel on seda rohkem kui taimedes.

Lihtaine iseloomustus ja metallilise naatriumi tööstuslik tootmine.

Naatrium on hõbevalge metall, õhukeste kihtidena lillaka varjundiga, plastiline, isegi pehme (noaga kergesti lõigatav), naatriumi värske lõige sätendab. Naatriumi elektrijuhtivuse ja soojusjuhtivuse väärtused on üsna kõrged, tihedus on 0,96842 g / cm 3 (temperatuuril 19,7 ° C), sulamistemperatuur on 97,86 ° C, keemistemperatuur on 883,15 ° C.

Kolmekomponentsel sulamil, mis sisaldab 12% naatriumi, 47% kaaliumi ja 41% tseesiumi, on metallisüsteemide madalaim sulamistemperatuur -78 °C.

Naatrium ja selle ühendid värvivad leegi erkkollaseks. Kahekordne joon naatriumi spektris vastab üleminekule 3 s 1–3lk 1 elemendi aatomites.

Naatriumi reaktsioonivõime on kõrge. Õhus kaetakse see kiiresti peroksiidi, hüdroksiidi ja karbonaadi segu kilega. Naatrium põleb hapnikus, fluoris ja klooris. Metalli põletamisel õhus tekib Na 2 O 2 peroksiid (koos Na 2 O oksiidi lisandiga).

Naatrium reageerib väävliga juba uhmris jahvatamisel, väävelhape redutseeritakse väävliks või isegi sulfiidiks. Tahke süsinikdioksiid ("kuiv jää") plahvatab kokkupuutel naatriumiga (süsinikdioksiidiga tulekustuteid ei saa kasutada põleva naatriumi kustutamiseks!). Lämmastikuga toimub reaktsioon ainult elektrilahenduses. Naatrium ei interakteeru ainult inertsete gaasidega.

Naatrium reageerib aktiivselt veega:

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

Reaktsiooni käigus vabanevast soojusest piisab metalli sulatamiseks. Seetõttu, kui väike tükike naatriumi vette visata, sulab see reaktsiooni termilise mõju tõttu ja veest kergem metallitilk "jookseb" reaktiivjõu toimel üle veepinna. vabanenud vesinikust. Naatrium suhtleb alkoholidega palju rahulikumalt kui veega:

2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2

Naatrium lahustub kergesti vedelas ammoniaagis, moodustades ebatavaliste omadustega helesinised metastabiilsed lahused. Temperatuuril –33,8 ° C lahustatakse 1000 g ammoniaagis kuni 246 g metallilist naatriumi. Lahjendatud lahused on sinised, kontsentreeritud lahused on pronksised. Nad võivad säilida umbes nädala. On kindlaks tehtud, et naatrium ioniseerub vedelas ammoniaagis:

Na Na + + e -

Selle reaktsiooni tasakaalukonstant on 9,9 10 -3 . Väljuv elektron lahustub ammoniaagi molekulide poolt ja moodustab kompleksi - . Saadud lahused on metallilise elektrijuhtivusega. Kui ammoniaak aurustub, jääb algne metall alles. Lahuse pikaajalisel säilitamisel muutub see metalli reaktsioonil ammoniaagiga järk-järgult värvituks, moodustades NaNH 2 amiidi või Na 2 NH imiidi ja vabastades vesinikku.

Naatriumi hoitakse dehüdreeritud vedeliku (petrooleum, mineraalõli) kihi all, transporditakse ainult suletud metallanumates.

Elektrolüütiline meetod naatriumi tööstuslikuks tootmiseks töötati välja 1890. aastal. Seebikivi sulatise elektrolüüsiti, nagu Davy katsetes, kuid kasutati täiustatud energiaallikaid kui pingekolonn. Selles protsessis vabaneb hapnik koos naatriumiga:

anood (nikkel): 4OH - - 4e - \u003d O 2 + 2H 2 O.

Puhta naatriumkloriidi elektrolüüsil on tõsiseid probleeme, mis on seotud esiteks naatriumkloriidi lähedase sulamistemperatuuri ja naatriumi keemistemperatuuriga ning teiseks naatriumi suure lahustuvusega vedelas naatriumkloriidis. Kaaliumkloriidi, naatriumfluoriidi, kaltsiumkloriidi lisamine naatriumkloriidile võimaldab alandada sulamistemperatuuri 600 ° C-ni. Naatriumi tootmine sula eutektilise segu (kahe madalaima sulamistemperatuuriga aine sulam) elektrolüüsi teel 40%. NaCl ja 60% CaCl 2 temperatuuril ~ 580 ° C Ameerika inseneri G. Downsi projekteeritud kambris alustas DuPont 1921. aastal Niagara Fallsi elektrijaama lähedal.

Elektroodidel toimuvad järgmised protsessid:

katood (raud): Na + + e - = Na

Ca 2+ + 2e - = Ca

anood (grafiit): 2Cl - - 2e - \u003d Cl 2.

Metalliline naatrium ja kaltsium moodustuvad silindrilisel teraskatoodil ja tõstetakse üles jahutatud toru abil, milles kaltsium tahkub ja langeb tagasi sulatisse. Keskmisel grafiidianoodil moodustunud kloor kogutakse niklikupli alla ja seejärel puhastatakse.

Nüüd on metallilise naatriumi tootmismaht mitu tuhat tonni aastas.

Metallnaatriumi tööstuslik kasutamine on seotud selle tugevate redutseerivate omadustega. Pikka aega kasutati suuremat osa toodetud metallist tetraetüülplii PbEt 4 ja tetrametüülplii PbMe 4 (bensiini dekoputusvastased ained) tootmiseks alküülkloriidide reageerimisel naatriumi ja plii sulamiga kõrgel rõhul. Nüüd on see toodang keskkonnareostuse tõttu kiiresti vähenemas.

Teine kasutusvaldkond on titaani, tsirkooniumi ja teiste metallide tootmine nende kloriidide redutseerimise teel. Väiksemaid koguseid naatriumi kasutatakse selliste ühendite nagu hüdriidi, peroksiidi ja alkoholaatide valmistamiseks.

Dispergeeritud naatrium on väärtuslik katalüsaator kummi ja elastomeeride tootmisel.

Sula naatriumi kasutatakse kiirete neutronite tuumareaktorites soojusvahetusvedelikuna üha enam. Naatriumi madal sulamistemperatuur, madal viskoossus ja madal neutronite neeldumise ristlõige koos ülikõrge soojusmahtuvuse ja soojusjuhtivusega muudavad selle (ja selle kaaliumisulamite) nendel eesmärkidel asendamatuks materjaliks.

Naatrium puhastab trafoõlid, estrid ja muud orgaanilised ained usaldusväärselt vee jälgedest ning naatriumamalgaami abil saate kiiresti määrata paljude ühendite niiskusesisalduse.

naatriumiühendid.

Naatrium moodustab kõigi tavaliste anioonidega tervikliku ühendite komplekti. Arvatakse, et sellistes ühendites on kristallvõre katioonse ja anioonse osa vahel peaaegu täielik laengueraldus.

naatriumoksiid Na2O sünteesitakse Na2O2, NaOH ja kõige eelistatumalt NaNO2 reaktsioonil naatriummetalliga:

Na 2 O 2 + 2 Na \u003d 2Na 2 O

2NaOH + 2Na \u003d 2Na2O + H2

2NaNO2 + 6Na \u003d 4Na2O + N2

Viimases reaktsioonis võib naatriumi asendada naatriumasiidiga NaN 3:

5NaN3 + NaNO2 = 3Na2O + 8N2

Naatriumoksiidi säilitatakse kõige paremini veevabas bensiinis. See toimib reagendina erinevate sünteeside jaoks.

naatriumperoksiid Naatriumi oksüdeerimisel tekib kahvatukollase pulbri kujul Na 2 O 2. Sel juhul moodustub kuiva hapniku (õhu) piiratud pakkumise tingimustes esmalt Na 2 O oksiid, mis seejärel muutub Na 2 O 2 peroksiidiks. Hapniku puudumisel on naatriumperoksiid termiliselt stabiilne kuni ~675°C.

Naatriumperoksiidi kasutatakse tööstuses laialdaselt kiudude, paberimassi, villa jne pleegitusainena. Tegemist on tugeva oksüdeerijaga: segus alumiiniumipulbri või puusöega plahvatab, reageerib väävliga (samal ajal kuumeneb) ja süütab paljud orgaanilised vedelikud. Naatriumperoksiid reageerib süsinikmonooksiidiga, moodustades karbonaadi. Naatriumperoksiidi reaktsioon süsinikdioksiidiga vabastab hapnikku:

2Na 2O 2 + 2CO 2 \u003d 2Na 2CO 3 + O 2

Sellel reaktsioonil on olulisi praktilisi rakendusi allveelaevade ja tuletõrjujate hingamisaparaatides.

Naatrium superoksiid NaO 2 saadakse naatriumperoksiidi aeglasel kuumutamisel temperatuuril 200–450 °C hapnikurõhul 10–15 MPa. Tõendid NaO 2 tekke kohta saadi esmalt hapniku reaktsioonil vedelas ammoniaagis lahustatud naatriumiga.

Vee mõju naatriumsuperoksiidile põhjustab hapniku vabanemise isegi külmas:

2NaO 2 + H 2 O \u003d NaOH + NaHO 2 + O 2

Temperatuuri tõusuga suureneb vabaneva hapniku hulk, kuna tekkiv naatriumvesinikperoksiid laguneb:

4NaO 2 + 2H 2 O \u003d 4NaOH + 3O 2

Naatriumsuperoksiid on siseõhu regenereerimissüsteemide komponent.

Naatriumosoniid NaO 3 tekib osooni toimel veevaba naatriumhüdroksiidi pulbriga madalal temperatuuril, millele järgneb punase NaO 3 ekstraheerimine vedela ammoniaagiga.

Naatriumhüdroksiid NaOH-d nimetatakse sageli seebikiviks või seebikiviks. See on tugev alus, see on klassifitseeritud tüüpiliseks leeliseks. Naatriumhüdroksiidi vesilahustest on saadud arvukalt NaOH hüdraate. n H 2 O, kus n= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 ja 7.

Naatriumhüdroksiid on väga agressiivne. See hävitab klaasi ja portselani, interakteerudes neis sisalduva ränidioksiidiga:

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

Nimetus "seebikivi" peegeldab naatriumhüdroksiidi söövitavat toimet eluskudedele. Eriti ohtlik on selle aine sattumine silma.

Orléansi hertsogi Nicolas Leblanci (Leblanc Nicolas) (1742-1806) arst töötas 1787. aastal välja mugava meetodi naatriumhüdroksiidi saamiseks NaCl-st (patent 1791). See esimene suuremahuline tööstuslik keemiline protsess oli 19. sajandil Euroopas suur tehnoloogiline edasiminek. Leblanci protsess asendati hiljem elektrolüütilise protsessiga. 1874. aastal toodeti maailmas naatriumhüdroksiidi 525 tuhat tonni, millest 495 tuhat tonni saadi Leblanci meetodil; 1902. aastaks jõudis naatriumhüdroksiidi toodang 1800 tuhande tonnini, kuid Leblanci meetodil saadi vaid 150 tuhat tonni.

Tänapäeval on naatriumhüdroksiid tööstuses kõige olulisem leelis. Ainuüksi USA aastane toodang ületab 10 miljonit tonni, seda saadakse tohututes kogustes soolvee elektrolüüsil. Naatriumkloriidi lahuse elektrolüüsil tekib naatriumhüdroksiid ja eraldub kloor:

katood (raud) 2H 2 O + 2 e- \u003d H2 + 2OH -

anood (grafiit) 2Cl – – 2 e- \u003d Cl 2

Elektrolüüsiga kaasneb leelise kontsentratsioon suurtes aurustites. Maailma suurim (PPG Inductries "Lake Charles" tehases) on kõrgusega 41 m ja läbimõõduga 12 m. Umbes pool toodetud naatriumhüdroksiidist kasutatakse otse keemiatööstuses erinevate orgaaniliste ja anorgaaniliste ainete tootmiseks. : fenool, resortsinool, b-naftool, naatriumsoolad (hüpoklorit, fosfaat, sulfiid, aluminaadid).Lisaks kasutatakse naatriumhüdroksiidi paberi ja paberimassi, seebi ja pesuvahendite, õlide, tekstiili tootmisel Vajalik ka boksiidi töötlemine. Naatriumhüdroksiidi oluline kasutusvaldkond on hapete neutraliseerimine.

Naatriumkloriid NaCl on tuntud kui lauasool, kivisool. See moodustab värvituid, kergelt hügroskoopseid kuubikujulisi kristalle. Naatriumkloriid sulab temperatuuril 801 ° C, keeb temperatuuril 1413 ° C. Selle lahustuvus vees sõltub temperatuurist vähe: 35,87 g NaCl lahustub 100 g vees temperatuuril 20 ° C ja 38,12 g temperatuuril 80 ° C.

Naatriumkloriid on toidule vajalik ja asendamatu maitseaine. Kaugemas minevikus võrdus sool kulla hinnaga. Vana-Roomas maksti leegionäridele sageli palka mitte raha, vaid soolaga, sellest ka sõna sõdur.

Kiievi-Venemaal kasutasid nad Karpaatide piirkonnast, Musta ja Aasovi mere soolajärvedest ja jõesuudmetest pärit soola. See oli nii kallis, et pidulikel pidusöökidel serveeriti seda auväärsete külaliste laudadel, ülejäänud aga hajusid "ilma soolase lörtsita".

Pärast Astrahani territooriumi liitumist Moskva riigiga muutusid Kaspia järved oluliseks soolaallikaks, kuid sellest ei piisanud, see oli kallis, mistõttu valitses elanikkonna vaesemate kihtide seas rahulolematus, mis kasvas teadaolevaks ülestõusuks. kui soolamäss (1648)

1711. aastal andis Peeter I välja määruse soolamonopoli kehtestamise kohta. Soolakaubandusest sai riigi ainuõigus. Soolamonopol eksisteeris enam kui sada viiskümmend aastat ja kaotati 1862. aastal.

Nüüd on naatriumkloriid odav toode. Koos kivisöe, lubjakivi ja väävliga on see üks nn "suure nelja" mineraalidest, keemiatööstuse jaoks kõige olulisem.

Enamik naatriumkloriidi toodetakse Euroopas (39%), Põhja-Ameerikas (34%) ja Aasias (20%), samas kui Lõuna-Ameerika ja Okeaania moodustavad ainult 3% ning Aafrika 1%. Kivisool moodustab tohutuid maa-aluseid ladestusi (sageli sadade meetrite paksus), mis sisaldavad üle 90% NaCl. Tüüpiline Cheshire'i soolamaardla (peamine naatriumkloriidi allikas Ühendkuningriigis) pindala on 60 x 24 km ja soolakihi paksus on umbes 400 m. Ainuüksi selle maardla mahuks on hinnanguliselt üle 10 11 tonni.

Maailma soolatootmine 21. sajandi alguseks. ulatus 200 miljoni tonnini, millest 60% tarbib keemiatööstus (kloori- ja naatriumhüdroksiidi, aga ka paberimassi, tekstiili, metallide, kummide ja õlide tootmiseks), 30% - toiduained, 10% langeb muule. tegevusvaldkonnad. Naatriumkloriidi kasutatakse näiteks odava jäätumisvastase vahendina.

Naatriumkarbonaat Na 2 CO 3 nimetatakse sageli soodaks või lihtsalt soodaks. Looduses leidub seda jahvatatud soolvee kujul, soolveena järvedes ja mineraalides natron Na 2 CO 3 10H 2 O, termonatiit Na 2 CO 3 H 2 O, troonid Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O. Naatriumvormid ja muud mitmesugused hüdraatunud karbonaadid, vesinikkarbonaadid, sega- ja topeltkarbonaadid, näiteks Na 2CO 3 7H 2 O, Na 2 CO 3 3 NaHCO 3, aKCO 3 n H2O, K2CO3NaHCO32H2O.

Tööstuses saadavatest leeliseliste elementide sooladest on naatriumkarbonaadil suurim tähtsus. Kõige sagedamini kasutatakse selle valmistamiseks Belgia keemiku-tehnoloogi Ernst Solvay 1863. aastal välja töötatud meetodit.

Naatriumkloriidi ja ammoniaagi kontsentreeritud vesilahus küllastatakse vähese rõhu all süsinikdioksiidiga. See moodustab suhteliselt lahustumatu naatriumvesinikkarbonaadi sade (NaHCO 3 lahustuvus on 9,6 g 100 g vee kohta temperatuuril 20 ° C):

NaCl + NH 3 + H 2 O + CO 2 \u003d NaHCO 3 Ї + NH 4 Cl

Soda saamiseks kaltsineeritakse naatriumvesinikkarbonaat:

Vabanenud süsinikdioksiid suunatakse tagasi esimesse protsessi. Täiendav kogus süsinikdioksiidi saadakse kaltsiumkarbonaadi (lubjakivi) kaltsineerimisel:

Selle reaktsiooni teist toodet, kaltsiumoksiidi (lubi), kasutatakse ammoniaagi regenereerimiseks ammooniumkloriidist:

Seega on Solvay meetodil sooda tootmise ainus kõrvalsaadus kaltsiumkloriid.

Protsessi üldine võrrand:

2NaCl + CaCO 3 \u003d Na 2 CO 3 + CaCl 2

Ilmselt toimub normaalsetes tingimustes pöördreaktsioon vesilahuses, kuna tasakaal selles süsteemis on kaltsiumkarbonaadi lahustumatuse tõttu täielikult nihkunud paremalt vasakule.

Looduslikust toorainest saadud sooda (looduslik sooda) on parema kvaliteediga kui ammoniaagimeetodil saadud sooda (kloriidisisaldus alla 0,2%). Lisaks on spetsiifilised kapitaliinvesteeringud ja looduslikust toorainest sooda maksumus 40–45% madalam kui sünteetiliselt saadud. Umbes kolmandik maailma soodatoodangust pärineb praegu looduslikest leiukohtadest.

Na 2 CO 3 toodang maailmas 1999. aastal jagunes järgmiselt:

Kokku
Sev. Ameerika
Aasia/Okeaania
Zap. Euroopa
Vost. Euroopa
Aafrika
Lat. Ameerika

Maailma suurim loodusliku sooda tootja on Ameerika Ühendriigid, kuhu on koondunud suurimad tõestatud soodajärvede troona ja soolvee varud. Wyomingi põld moodustab kihi paksusega 3 m ja pindalaga 2300 km 2. Selle varud ületavad 10 10 tonni USA-s on soodatööstus orienteeritud looduslikule toorainele; viimane sooda sünteesitehas suleti 1985. USA-s on sooda tootmine viimastel aastatel stabiliseerunud 10,3–10,7 miljoni tonni tasemel.

Erinevalt USA-st sõltub enamik maailma riike peaaegu täielikult sünteetilise sooda tootmisest. Maailmas on sooda tootmisel USA järel teisel kohal Hiina. Selle kemikaali tootmine Hiinas ulatus 1999. aastal ligikaudu 7,2 miljoni tonnini.Venemaal toodeti samal aastal soodat ligikaudu 1,9 miljoni tonnini.

Paljudel juhtudel on naatriumkarbonaat asendatav naatriumhüdroksiidiga (nt paberimassis, seebis, puhastusvahendites). Umbes pool naatriumkarbonaadist kasutatakse klaasitööstuses. Üks esilekerkiv kasutusvaldkond on elektrijaamade ja suurte ahjude gaasiheitmetes väävlisisaldusega saasteainete eemaldamine. Kütusele lisatakse naatriumkarbonaadi pulbrit, mis reageerib vääveldioksiidiga, moodustades tahkeid tooteid, eelkõige naatriumsulfiti, mida saab filtreerida või sadestada.

Varem kasutati naatriumkarbonaati laialdaselt "pesusoodana", kuid nüüdseks on see kasutusala teiste majapidamises kasutatavate pesuvahendite kasutamise tõttu kadunud.

Naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3 (söögisoodat) kasutatakse peamiselt süsihappegaasi allikana leivaküpsetamisel, kondiitritoodetes, gaseeritud jookide ja tehisliku mineraalvee tootmisel, tulekustutuskompositsioonide komponendina ja ravimina. Selle põhjuseks on selle kerge lagunemine temperatuuril 50–100 ° C.

Naatriumsulfaat Na 2 SO 4 leidub looduses veevabas vormis (tenardiit) ja dekahüdraadina (mirabiliit, Glauberi sool). See on osa astrahoniidist Na 2 Mg (SO 4) 2 4H 2 O, vantofiidist Na 2 Mg (SO 4) 2, glauberiidist Na 2 Ca (SO 4) 2. Suurimad naatriumsulfaadi varud on SRÜ riikides, aga ka USA-s, Tšiilis ja Hispaanias. Looduslikest ladestustest või soolajärve soolveest eraldatud mirabiliit dehüdreeritakse temperatuuril 100 ° C. Naatriumsulfaat on ka väävelhappe abil vesinikkloriidi tootmise kõrvalsaadus, samuti sadade tööstusettevõtete lõpptoode, mis kasutavad vesinikkloriidi väävelhapet. väävelhappe neutraliseerimine naatriumhüdroksiidiga.

Andmeid naatriumsulfaadi ekstraheerimise kohta ei avaldata, kuid hinnanguliselt on loodusliku tooraine maailmas umbes 4 miljonit tonni aastas. Naatriumsulfaadi ekstraheerimist kõrvalsaadusena hinnatakse maailmas tervikuna 1,5–2,0 miljonile tonnile.

Pikka aega kasutati naatriumsulfaati vähe. Nüüd on see aine paberitööstuse aluseks, kuna Na 2 SO 4 on sulfaattselluloosi valmistamisel peamine reagent pruuni pakkepaberi ja lainepapi valmistamiseks. Puidulaastu või saepuru töödeldakse naatriumsulfaadi kuumas leeliselises lahuses. See lahustab ligniini (puidu kiudu siduv komponent) ja vabastab tselluloosikiud, mis saadetakse seejärel paberitootmismasinatesse. Ülejäänud lahust aurustatakse, kuni see muutub tuleohtlikuks, andes taimele auru ja aurustumiseks soojust. Sula sulfaat ja naatriumhüdroksiid on leegikindlad ja neid saab uuesti kasutada.

Väikest osa naatriumsulfaadist kasutatakse klaasi ja pesuvahendite valmistamisel. Na 2 SO 4 · 10H 2 O (Glauberi sool) hüdraatunud vorm on lahtistav. Nüüd kasutatakse seda vähem kui varem.

naatriumnitraat NaNO 3 nimetatakse naatrium- või Tšiili nitraadiks. Tšiilist leitud suured naatriumnitraadi ladestused näivad olevat tekkinud orgaaniliste jääkide biokeemilisel lagunemisel. Alguses eraldunud ammoniaak oksüdeerus tõenäoliselt lämmastik- ja lämmastikhappeks, mis seejärel reageeris lahustunud naatriumkloriidiga.

Naatriumnitraat saadakse lämmastikgaaside (lämmastikoksiidide segu) absorptsioonil naatriumkarbonaadi või -hüdroksiidi lahusega või kaltsiumnitraadi ja naatriumsulfaadi vahetusinteraktsioonil.

Naatriumnitraati kasutatakse väetisena. See on vedelate soolade külmutusagensite, metallitöötlemistööstuse kõvendusvannide, soojust salvestavate ühendite komponent. Kolmekomponentset 40% NaNO 2, 7% NaNO 3 ja 53% KNO 3 segu võib kasutada alates sulamistemperatuurist (142° C) kuni ~600° C. Naatriumnitraati kasutatakse oksüdeeriva ainena lõhkeainetes, raketikütustes, pürotehnikas kompositsioonid. Seda kasutatakse klaasi- ja naatriumsoolade, sealhulgas nitriti tootmisel, mis toimib toiduainete säilitusainena.

naatriumnitrit NaNO 2 võib saada naatriumnitraadi termilisel lagundamisel või selle redutseerimisel:

NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO

Naatriumnitriti tööstuslikuks tootmiseks absorbeeritakse lämmastikoksiidid naatriumkarbonaadi vesilahusega.

Naatriumnitrit NaNO 2 , lisaks sellele, et seda kasutatakse koos nitraatidega soojusjuhtivate sulanditena, kasutatakse laialdaselt asovärvide tootmisel, korrosiooni tõkestamiseks ja liha säilitamiseks.

Jelena Savinkina

Naatrium(naatrium), Na, Mendelejevi perioodilise süsteemi I rühma keemiline element: aatomnumber 11, aatommass 22,9898; hõbevalge pehme metall, mis õhu käes pinnalt kiiresti oksüdeerub. Looduslik element koosneb ühest stabiilsest isotoobist 23 Na.

Ajaloo viide. Looduslikud naatriumiühendid – keedusool NaCl, sooda Na 2 CO 3 – on tuntud juba iidsetest aegadest. Nimi "naatrium" tuleneb kreeka araabiakeelsest sõnast natrun. nitron, mida algselt nimetati looduslikuks soodaks. Juba 18. sajandil teadsid keemikud palju teisi naatriumiühendeid. Metalli enda sai aga alles 1807. aastal G. Davy naatriumhüdroksiidi NaOH elektrolüüsi teel. Ühendkuningriigis, USA-s, Prantsusmaal nimetatakse elementi naatriumiks (hispaaniakeelsest sõnast soda - sooda), Itaalias - sodio.

Naatriumi jaotumine looduses. Naatrium on tüüpiline element maakoore ülemises osas. Selle keskmine sisaldus litosfääris on 2,5 massiprotsenti, happelistes tardkivimites (graniidid jt) 2,77, aluselistes (basaltid jt) 1,94, ülialuselistes (mantlikivimid) 0,57. Na + ja Ca 2+ isomorfismi tõttu tekivad nende ioonraadiuste läheduse tõttu tardkivimites naatriumkaltsiumi päevakivid (plagioklaasid). Biosfääris on naatriumi järsk diferentseerumine: settekivimites on naatriumivaesus keskmiselt (savides ja kildades 0,66%), enamikus muldades on seda vähe (keskmiselt 0,63%). Naatriummineraalide koguarv on 222. Naatrium jääb kontinentidele vähesel määral alles ja tuuakse jõgede kaudu meredesse ja ookeanidesse, kus selle keskmine sisaldus on 1,035% (Na on merevee peamine metalliline element). Aurustumine ranniku-mere laguunides, samuti steppide ja kõrbete mandrijärvedes sadestavad naatriumsoolasid, mis moodustavad soola sisaldavate kivimite kihte. Peamised naatriumi ja selle ühendite allikaks olevad mineraalid on haliit (kivisool) NaCl, Tšiili soolpeeter NaNO 3, thenardiit Na 2 SO 4, mirabiliit Na 2 SO 4 10H 2 O, trona NaH (CO 3) 2 2H 2 O Na on oluline bioelement, elusaine sisaldab keskmiselt 0,02% Na; loomadel on seda rohkem kui taimedes.

Naatriumi füüsikalised omadused. Tavatemperatuuril kristalliseerub naatrium kuupvõres, a = 4,28 Å. Aatomiraadius 1,86Å, ioonraadius Na + 0,92Å. Tihedus 0,968 g/cm3 (19,7 °C), t pl 97,83 °C, tp 882,9 °C; erisoojusmaht (20 °C) 1,23 10 3 j/(kg K) või 0,295 cal/(g deg); soojusjuhtivuse koefitsient 1,32 10 2 W/(m K) või 0,317 cal/(cm sek deg); lineaarpaisumise temperatuuritegur (20 °C) 7,1 10 -5 ; elektriline eritakistus (0 °C) 4,3 10 -8 oomi m (4,3 10 -6 oomi cm). Naatrium on paramagnetiline, spetsiifiline magnetiline vastuvõtlikkus +9,2·10 -6 ; väga plastiline ja pehme (noaga kergesti lõigatav).

Naatriumi keemilised omadused. Naatriumi elektroodi normaalne potentsiaal on -2,74 V; elektroodi potentsiaal sulatis -2,4 V. Naatriumi aur annab leegile iseloomuliku erekollase värvuse. Aatomi välimiste elektronide konfiguratsioon on 3s 1; kõigis teadaolevates ühendites on naatrium monovalentne. Selle keemiline aktiivsus on väga kõrge. Otseses interaktsioonis hapnikuga moodustub olenevalt tingimustest Na 2 O oksiid või Na 2 O 2 peroksiid - värvitud kristalsed ained. Veega moodustab naatrium hüdroksiidi NaOH ja H 2 ; reaktsiooniga võib kaasneda plahvatus. Mineraalhapped moodustavad naatriumiga vastavad veeslahustuvad soolad, kuid 98-100% väävelhappe suhtes on naatrium suhteliselt inertne.

Naatriumi reaktsioon vesinikuga algab temperatuuril 200 °C ja selle tulemusena moodustub NaH-hüdriid, värvitu hügroskoopne kristalne aine. Fluori ja klooriga suhtleb naatrium vahetult juba tavatemperatuuril, broomiga - ainult kuumutamisel; puudub otsene koostoime joodiga. See reageerib ägedalt väävliga, moodustades naatriumsulfiidi, naatriumi auru ja lämmastiku koosmõju vaikse elektrilahenduse väljal põhjustab Na 3 N nitriidi moodustumist ja süsinikuga 800-900 ° C juures - Na moodustumist. 2 C 2 karbiid.

Naatrium lahustub vedelas ammoniaagis (34,6 g 100 g NH 3 kohta temperatuuril 0 °C), moodustades ammoniaagi komplekse. Kui gaasiline ammoniaak lastakse läbi sula naatriumi temperatuuril 300-350 °C, moodustub naatriumamiin NaNH 2 - värvitu kristalne aine, mis on veega kergesti lagunev. Tuntud on suur hulk naatriumorgaanilisi ühendeid, mis on keemiliste omaduste poolest väga sarnased liitiumorgaaniliste ühenditega, kuid ületavad neid reaktsioonivõimelt. Naatriumorgaanilisi ühendeid kasutatakse orgaanilises sünteesis alküülivate ainetena.

Naatrium on paljude praktiliselt oluliste sulamite koostisosa. Na-K sulamid, mis sisaldavad 40–90% K (massi järgi) temperatuuril umbes 25 ° C, on hõbevalged vedelikud, mida iseloomustab kõrge keemiline aktiivsus ja mis on õhus süttivad. Vedelate Na-K sulamite elektri- ja soojusjuhtivus on madalam kui Na ja K vastavad väärtused. Naatriumi amalgaame on lihtne saada metallilise naatriumi lisamisega elavhõbedasse; üle 2,5% Na (massi järgi) tavatemperatuuril on juba tahked ained.

Naatriumi saamine. Peamine tööstuslik meetod naatriumi saamiseks on naatriumkloriidi sulamis NaCl elektrolüüs, mis sisaldab lisandeid KCl, NaF, CaCl 2 jt, mis vähendavad soola sulamistemperatuuri 575-585 °C-ni. Puhta NaCl elektrolüüs tooks kaasa suured naatriumikadud aurustumisel, kuna NaCl sulamistemperatuurid (801 °C) ja Na keemistemperatuurid (882,9 °C) on väga lähedased. Elektrolüüs viiakse läbi membraaniga elektrolüsaatorites, katoodid on valmistatud rauast või vasest, anoodid on valmistatud grafiidist. Samaaegselt naatriumiga saadakse kloor. Vana meetod naatriumi saamiseks on sula naatriumhüdroksiidi NaOH elektrolüüs, mis on palju kallim kui NaCl, kuid laguneb elektrolüütiliselt madalamal temperatuuril (320-330 °C).

Naatriumi kasutamine. Naatriumi ja selle sulameid kasutatakse laialdaselt jahutusvedelikuna protsessides, mis nõuavad ühtlast kuumutamist vahemikus 450-650 °C – lennukimootorite ventiilides ja eriti tuumaelektrijaamades. Viimasel juhul toimivad vedel-metalli jahutusvedelikena Na-K sulamid (mõlemal elemendil on väike termilise neutronite neeldumise ristlõige, Na 0,49 barni puhul), need sulamid eristuvad kõrge keemistemperatuuri ja soojusülekandekoefitsientide poolest ning ei interakteeru struktuuriga elektrijaamades välja töötatud kõrgetel temperatuuridel materjalid.tuumareaktorid. NaPb ühendit (10% Na massist) kasutatakse tetraetüülplii tootmiseks, mis on kõige tõhusam detonatsioonivastane aine. Pliipõhises sulamis (0,73% Ca, 0,58% Na ja 0,04% Li), mida kasutatakse raudteevagunite teljelaagrite valmistamiseks, on naatrium kõvendav lisand. Metallurgias toimib naatrium aktiivse redutseerijana teatud haruldaste metallide (Ti, Zr, Ta) tootmisel metallotermiliste meetoditega; orgaanilises sünteesis - redutseerimis-, kondensatsiooni-, polümerisatsiooni- ja muudes reaktsioonides.

Naatriumi kõrge keemilise aktiivsuse tõttu nõuab selle käitlemine ettevaatust. Eriti ohtlik on kokkupuude naatriumveega, mis võib põhjustada tulekahju ja plahvatuse. Silmi tuleb kaitsta kaitseprillidega, käsi paksude kummikinnastega; Naatriumi kokkupuude märja naha või riietega võib põhjustada tõsiseid põletusi.

naatrium organismis. Naatrium on üks peamisi elemente, mis osalevad loomade ja inimeste mineraalide ainevahetuses. Sisaldub peamiselt ekstratsellulaarsetes vedelikes (inimese erütrotsüütides umbes 10 mmol / kg, vereseerumis 143 mmol / kg); osaleb osmootse rõhu ja happe-aluse tasakaalu hoidmises, närviimpulsside juhtimises. Inimese päevane vajadus naatriumkloriidi järele jääb vahemikku 2–10 g ja sõltub selle soola kogusest, mis higiga kaob. Naatriumioonide kontsentratsiooni organismis reguleerib peamiselt neerupealise koore hormoon – aldosteroon. Naatriumisisaldus taimekudedes on suhteliselt kõrge (umbes 0,01% märgmassist). Halofüütides (liigid, mis kasvavad väga soolasel pinnasel) tekitab naatrium rakumahlas kõrge osmootse rõhu ja soodustab seeläbi vee väljatõmbamist pinnasest.

Meditsiinis naatriumsulfaat, NaCl kloriid (verekaotuse, vedelikukaotuse, oksendamise jms korral), Na 2 B 4 O 7 10H 2 O boraat (antiseptikumina), NaHCO 3 vesinikkarbonaat (rögalahtistina, samuti pesemiseks). ja loputamine riniidi, larüngiidi ja teistega), Na 2 S 2 O 3 tiosulfaat 3 5H 2 O (põletikuvastane, desensibiliseeriv ja antitoksiline aine) ja Na 3 C 6 H 5 O tsitraat 7 5½H 2 O (ravim rühmast antikoagulandid).

Kunstlikult saadud radioaktiivseid isotoope 22 Na (poolestusaeg T ½ = 2,64 g) ja 24 Na (T ½ = 15 h) kasutatakse verevoolu kiiruse määramiseks vereringesüsteemi teatud osades südame-veresoonkonna ja kopsuhaiguste korral, hävitades endarteriiti. ja teised. Naatriumsoolade radioaktiivseid lahuseid (näiteks 24 NaCl) kasutatakse ka veresoonte läbilaskvuse määramiseks, vahetatava naatriumi üldsisalduse uurimiseks organismis, vee-soola ainevahetuse, soolestikust imendumise, närvitegevuse protsesside ja mõnes muus katses. uuringud.