Натрій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Див. також: Натрій (мінералогія)

Натрій (Na)
Атомний номер	11
Зовнішній вигляд	сріблясто-білий м'який метал
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса)	22.989768 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома	190 пм
Енергія іонізації (перший електрон)	495.6(5.14) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація	[Ne] 3s1
Хімічні властивості
Ковалентний радіус	154 пм
Радіус іона	97 (+1e) пм
Електронегативність (за Полінгом)	0.93
Електродний потенціал
Ступені окислення	1
Термодинамічні властивості
Густина	0.971 г/см³
Питома теплоємність	1.222 Дж/(K моль)
Теплопровідність	142.0 Вт/(м К)
Температура плавлення	370.96 K
Теплота плавлення	2.64 кДж/моль
Температура кипіння	1156.1 K
Теплота випаровування	97.9 кДж/моль
Молярний об'єм	23.7 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки	кубічна об'ємноцентрована
Період ґратки	4.230 Å
Відношення c/a	n/a
Температура Дебая	150.00 K
Періодична система елементів H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Зміст 1 Загальна інформація 2 Історія 3 Поширення в природі 4 Фізичні властивості 5 Хімічні властивості 6 Одержання 7 Застосування 8 Солі натрію 9 Джерела 10 Дивись також

[ред.] Загальна інформація

Натрій (рос. натрий, англ. sodium, natrium; нім. Natrium n) – Хімічний елемент, символ Na, ат. н. 11; ат. м. 22,98977. Виділений Г. Деві у 1807 р. Сріблясто-білий м’який метал; хімічно дуже активний, на повітрі швидко окиснюється. Густина 0,968 , t_плав 97,83°С, t_кип 882,9 °С, коеф. тв. за Моосом 0,5. Н. – дуже поширений літофільний елемент (шосте місце серед хімічних елементів), його кларк 2,64 за масою. Відомо понад 220 мінералів Н. різних класів (польові шпати, плагіоклази, галіт, селітра, тенардит, мірабіліт). Поширеність Н. (в % за масою) в кам’яних метеоритах 7х10^-1, в ультраосновних породах 5,7х 10^-1, основних –1,94, в середніх – 3,0, в кислих – 2,77, в глинах – 0,96, в пісковиках – 0,33, в карбонатних породах – 0,04, в океанічній воді – 1,03534. Застосовують Н. як відновник, теплоносій тощо. Солі Н. знаходять велике застосування в різних галузях економіки.

[ред.] Історія

Натрій вперше був отриманий англійським хіміком Гемфрі Деві в 1807 році електролізом твердого NaOH.

[ред.] Поширення в природі

Натрій належать до найбільш поширених елементів На нього припадає 2,64% маси земної кори. У зв'язку з високою хімічною активністю він зустрічаються тільки у вигляді різних сполук. Деякі з них, як хлорид натрію, сульфат натрію, утворюють потужні родовища.

Найбільші поклади хлориду натрію NaCl (кам'яна сіль, або галіт) є на Уралі в районах м. Солікамська та м. Соль-Ілецька, на Донбасі та в інших місцях. Значні кількості хлориду натрію добуваються у вигляді самосадної солі з соляних озер Ельтон і Баскунчак у західному Казахстані. Величезні запаси сульфату натрію Na₂SO₄·10H₂O (мірабіліт) нагромаджені в затоці Кара-Богаз-Гол у східній частині Каспійського моря.

[ред.] Фізичні властивості

У вільному стані натрій - сріблясто-білий легкий і м'який метал. Густина - 0,968 г/см3. Температура плавлення - 97,83°С.

[ред.] Хімічні властивості

Натрій належить до головної підгрупи першої групи періодичної системи Менделєєва. Його атоми мають на зовнішньому електронному шарі по одному електрону, який вони легко втрачають і перетворюються в іони з одним позитивним зарядом. Тому в своїх сполуках натрій буває лише позитивно одновалентним.

Натрій — дуже активний метал. Легко втрачаючи свої валентні електрони, він є дуже сильним відновником. В електрохімічному ряді напруг він займає друге місце зліва від водню.

У сухому повітрі натрій енергійно взаємодіє з киснем повітря і перетворюється в геміоксид:

• 4Na + O₂ = 2Na₂O

Тому його зберігають під шаром гасу або мінеральної оливи. З галогенами натрій реагує дуже енергійно з утворенням солей галогеноводневих кислот: NaCl, NaBr тощо. З рідким бромом він сполучаються навіть з вибухом. З сіркою при деякому нагріванні утворює сульфіди: Na₂S. З водою реагує дуже бурхливо, навіть з вибухом. Ще більш бурхливо реагує з кислотами (теж з вибухом). У вологому повітрі метал легко перетворюється в гідроксид:

• 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ ↑

а останній, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря, — в карбонат:

• 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

При високій температурі натрій може відновлювати оксиди алюмінію, силіцію тощо до вільних елементів:

• Al₂O₃ + 6Na = 2Al + 3Na₂O

[ред.] Одержання

У вільному стані натрій одержують електролізом розплавлених хлоридів або гідроксидів. При електролізі розплавлених їдких лугів позитивно заряджені іони металів притягаються до негативно зарядженого катода, приєднують по одному електрону (відновлюються) і перетворюються в атоми вільних металів, а негативно заряджені іони гідроксилу притягуються до позитивно зарядженого анода, віддають йому по одному електрону і перетворюються в електро-нейтральні групи OH, які розкладаються з утворенням води і кисню, що виділяється на аноді. Одержання металічного натрію електролізом NaOH можна зобразити такими рівняннями:

                      NaOH
                       ↑↓
      — Катод <-   Na+ + OH-    -> Анод +
  4Na+ + 4e = 4Na°              4OH- — 4е = 4OH°
               4OH° = 2H2O + O2 ↑

[ред.] Застосування

Металічний натрій використовують при синтезі багатьох органічних речовин, для виготовлення деяких сплавів, а також у металургії для одержання ряду металів із їх сполук, наприклад титану за реакцією

• TiCl₄ + 4Na = Ti + 4NaCl

[ред.] Солі натрію

Натрій утворює солі з усіма кислотами. Переважна більшість солей натрію у воді розчиняється добре. Найважливіші з них:

• Хлорид натрію NaCl, або харчова сіль
• Карбонат натрію Na₂CO₃, або сода
• Гідрокарбонат натрію NaHCO₃, або питна сода
• Сульфат натрію Na₂SO₄

[ред.] Джерела

• Ф. А. Деркач "Хімія" Л. 1968

[ред.] Дивись також