Натрій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Натрій (Na)
Атомний номер 11
Зовнішній вигляд
простої речовини
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 окиснення 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 Cn Uut Fl Uup Lv 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

На́трій (Natrium, Na) — хімічний елемент з атомним номером 11, та відповідна проста речовина — лужний сріблясто-білий м'який метал, хімічно дуже активний, на повітрі швидко окиснюється.

Густина 0,968 , tплав 97,83°С, tкип 882,9 °С, коефіцієнт твердості за Моосом 0,5. Натрій — дуже поширений літофільний елемент (шосте місце серед хімічних елементів), його кларк 2,64 за масою. Відомо понад 220 мінералів Натрію різних класів (польові шпати, плагіоклази, галіт, селітра, тенардит, мірабіліт). Поширеність Натрію (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 Натрій як відновник, теплоносій тощо. Солі Натрію знаходять велике застосування в різних галузях економіки.

Історія[ред.ред. код]

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

Поширення в природі[ред.ред. код]

Натрій належить до найпоширеніших елементів. На нього припадає 2,64% маси земної кори. У зв'язку з високою хімічною активністю він зустрічається 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.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Натрій

У вільному стані натрій — сріблясто-білий легкий і м'який метал.

Густина — 0,968 г/см3. Температура плавлення — 97,83°С.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

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 пероксид:

  • 2Na + O2 = Na2O2

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

Одержання[ред.ред. код]

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 анод, 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

Застосування[ред.ред. код]

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

Солі натрію[ред.ред. код]

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

Джерела[ред.ред. код]

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Мала гірнича енциклопедія. В 3-х т. / За ред. В. С. Білецького. — Донецьк: Донбас, 2004. — ISBN 966-7804-14-3.
  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968