Натрий

Натрий
	Натрий
	Натрий – сребристобял метал Сребристобял метал
	Спектрални линии на натрий Спектрални линии
	Неон ← Натрий → Магнезий
	Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z	Натрий, Na, 11
Група, период, блок	1, 3, s
Химическа серия	алкален метал
Електронна конфигурация	[Ne] 3s1
e- на енергийно ниво	2, 8, 1
CAS номер	7440-23-5
Свойства на атома
Атомна маса	22,989769282 u
Атомен радиус	186 pm
Ковалентен радиус	166±9 pm
Радиус на ван дер Ваалс	227 pm
Степен на окисление	1, −1
Оксид	Na2O (силно основен)
Електроотрицателност; (Скала на Полинг)	0,93
Йонизационна енергия	I: 495,8 kJ/mol; II: 4562 kJ/mol; III: 6910,3 kJ/mol; (още)
Физични свойства
Агрегатно състояние	твърдо вещество
Кристална структура	кубична обемноцентрирана
Плътност	968 kg/m3
Температура на топене	370,944 K (97,944 °C)
Температура на кипене	1156,09 K (883,09 °C)
Моларен обем	23,78×10-3 m3/mol
Критична точка	2573 K; 35×106 Pa
Специф. топлина на топене	2,60 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение	97,42 kJ/mol
Скорост на звука	3200 m/s при 20 °C
Специф. ел. съпротивление	47,7×10-3 Ω.mm2/m
Топлопроводимост	142 W/(m·K)
Магнетизъм	парамагнитен
Модул на еластичност	10 GPa
Модул на срязване	3,3 GPa
Модул на свиваемост	6,3 GPa
Твърдост по Моос	0,5
Твърдост по Бринел	0,69 MPa
История
Откритие	Хъмфри Дейви (1807 г.)
Най-дълготрайни изотопи
	Натрий в Общомедия

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.

История

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]

Разпространение

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, Na₂Fe₃²Fe3
2Si₈O₂₂(OH)₂), криолит Na₃AlF₆, циолит NaAlSi₃O₈, мирабилит Na₂SO₄•10H₂O и нефелин Na₃KAl₄Si₄O₁₆.

Физични свойства

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]

Изотопи

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:

${\ce {^12C ^12C -> ^23Na p \\ ^12C ^12C -> ^23Mg n \\ ^23 Mg -> ^23Na e^ \nu_{e}}}$

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

Химични свойства

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]

${\ce {Na2[Ni^{II}(CN)2] 2Na ->[NH_{3}] Na4[Ni^{0}(CN)4]}}$ ,

${\ce {Mn^{0}2(CO)10 2Na ->2Na[Mn^{-1}(CO)5]}}$ .

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

Съединения

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

Оксиди и хидроксид

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.

Соли

Натрият образува почти всички киселини до соли, почти всички от които са поне частично разтворими 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 съединения

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

Органометални съединения

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

${\ce {RCl 2Na -> RNa NaCl}}$ .

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.

Получаване

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

${\ce {Na2CO3 2C -> 2Na 3CO}}$

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:

${\ce {2NaN3 -> 2Na 3N2}}$

Приложение

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 значение

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 помпа 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 безопасност

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.

Източници

↑ ((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.
↑ ((en)) IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013
↑ ^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.
↑ ^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.
↑ 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)
↑ ^а ^б Greenwood, Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4. с. 68 – 138.

[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.

[IUPAC-2] ((en)) IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013

[Лефтеров-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.

[Киркова-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)

[Greenwood-6] а ^б Greenwood, Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4. с. 68 – 138.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]