Съобщение за натрий. Натрият метал ли е или неметал? Основни свойства и характеристики на натрия. Да бъдеш сред природата

Натрият метал ли е или неметал? Грешка е да се смята, че вторият вариант. Натрият е мек, сребристо-бял метал, който се появява в периодичната таблица с атомен номер 11.

Освен това той (или по-скоро неговите съединения) е известен от древността! Дори Библията споменава натрия като съставка в почистващите продукти. Това обаче е историческа бележка, макар и интересна. Сега си струва да поговорим за характеристиките на този елемент и другите му характеристики.

Физични свойства

И така, отговорът на въпроса „Натрият метал ли е или неметал?“ Много чисто. Дори само да погледнете това вещество, можете да разберете всичко. Очевидно е, че Което, между другото, може да има сребристо-бял цвят, но на тънки слоеве има лилав оттенък.

Това е много пластично вещество. Меките метали са тези, които могат да бъдат изковани без много усилия и също така се характеризират с пластичност и плавимост. Но по отношение на натрия тази дума може да се приложи в буквалния смисъл. Реже се с нож без усилие. Между другото, прясна кройка блести много ярко. Други свойства включват:

• Плътност. При нормални условия - 0,971 g/cm³.
• Точките на топене и кипене са съответно 97,81 °C и 882,95 °C.
• Моларен топлинен капацитет - 28.23 J/(K.mol).
• Специфичната топлина на топене и изпарение е съответно 2,64 kJ/mol и 97,9 kJ/mol.
• Моларен обем - 23,7 cm³/mol.

Заслужава да се отбележи, че под налягане натрият (Na) става червен и прозрачен. В това състояние този метал е много подобен на рубин.

Ако го поставите на стайна температура, той образува кристали с кубична симетрия. Въпреки това, като го намалите до −268 °C, можете да видите как металът се трансформира в хексагонална фаза. За да разберете за какво говорим, просто си спомнете графита. Това е отличен пример за шестоъгълен кристал.

Окисляване и горене

Сега можем да преминем към химичните свойства на натрия (Na). Този алкален метал, когато е изложен на въздух, лесно се окислява. В резултат на това се образува натриев оксид (Na 2 O). Прилича на безцветни кубични кристали. Това е солеобразуващо бинарно неорганично вещество, което се използва като реагент в процеса на синтез. Използва се за получаване на натриев хидроксид и други съединения.

Следователно, за да се предпази металът от излагане на кислород, той се съхранява в керосин.

Но по време на горенето се образува натриев пероксид (Na 2 O 2). Те изглеждат като бяло-жълти кристали, които се характеризират с енергично взаимодействие с водата, придружено от отделяне на топлина. Na 2 O 2 се използва за избелване на коприна, вълна, тъкани, слама, вискоза и дървесна маса.

Реакции с вода

Сребристобелият мек метал натрий също взаимодейства успешно с H2O. Реакцията с вода е много бурна. Малко парче натрий, поставено в тази течност, изплува на повърхността и започва да се топи поради генерираната топлина. В резултат на това се превръща в бяла топка, която бързо се движи по повърхността на водата в различни посоки.

Тази много грандиозна реакция е придружена от отделянето на водород. Когато провеждате такъв експеримент, трябва да се внимава, тъй като може да се запали. И всичко се случва съгласно следното уравнение: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2.

Взаимодействия с неметали

Натрият е метал, може да се нарече и силен редуциращ агент, което и е. Както и други алкални вещества обаче. Така че реагира енергично с много неметали, различни от въглерод, йод и благородни газове, които включват радиоактивен радон, криптон, неон, ксенон, аргон и хелий. Такива реакции изглеждат така: 2Na + Cl 2 → 2NaCl. Или ето друг пример: 2Na + H 2 → 250-450 °C 2NaH.

Заслужава да се отбележи, че натрият е по-активен от лития. По принцип може да реагира с азот, но много слабо (в тлеещ разряд). В резултат на това взаимодействие се образува нестабилно вещество, наречено натриев нитрид. Това са тъмносиви кристали, които реагират с вода и се разлагат при нагряване. Те се образуват по уравнението: 6Na + N 2 → 2Na 3 N.

Реакции с киселини

Те също трябва да бъдат изброени, като се говори за химичните характеристики на натрия. Това вещество реагира с разредени киселини като обикновен метал. Изглежда така: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2.

Натрият взаимодейства по различен начин с концентрирани вещества, които се характеризират с окислителни реакции; такива реакции са придружени от освобождаване на редукционни продукти. Ето пример за формула: 8Na + 10NHO 3 → 8NaNO 3 + 3H 2 O.

Заслужава да се отбележи също, че алкалният метал натрий лесно се разтваря в течен амоняк (NH3), чийто 10% разтвор е добре познат на всички като амоняк. Уравнението изглежда така: Na + 4NH3 → - 40°C Na 4. В резултат на тази реакция се образува син разтвор.

Металът също взаимодейства с газообразен амоняк, но при нагряване. Тази реакция изглежда така: 2Na + 2NH3 → 35 0°C 2NaNH 2 + H 2.

Други връзки

Когато изброяваме основните свойства на натрия, също така си струва да споменем, че той може да взаимодейства с живака, уникален елемент, който при нормални условия е бяло-сребриста тежка течност, като същевременно е метал.

В резултат на тази реакция се образува сплав. Точното му име е натриева амалгама. Това вещество се използва като редуциращ агент, неговите свойства са по-меки от чистия метал. Ако го нагреете с калий, ще получите течна сплав.

Този метал може да се разтваря и в така наречените краун етери - макрохетероциклични съединения, но само в присъствието на органични разтворители. В резултат на тази реакция се образува алкалид (сол, силен редуциращ агент) или електрид (син разтворител).

Също така е невъзможно да не споменем, че алкилхалогенидите, които са халоген-въглеродни вещества, с излишък на натрий дават органонатриеви съединения. Във въздуха обикновено се запалват спонтанно. И във водата експлодират.

Приложение

Свойствата и характеристиките на натрия му позволяват да се използва широко в промишлеността, металургията и препаративната химия като мощен редуциращ агент. В допълнение, това вещество участва:

• При изсушаване на органични разтворители.
• При производството на сярно-натриеви батерии.
• В изпускателните клапани на двигателите на камиони. Играе ролята на течен радиатор.
• При производството на електрически проводници, които са предназначени за големи токове.
• В сплави с цезий, рубидий и калий. Заедно с тези вещества натрият образува високоефективен охладител, който между другото се използва за бързи неутрони в ядрени реактори.
• В газоразрядни лампи.

И това са само част от областите на неговото приложение. Но най-често срещаното вещество в света е натриевият хлорид. Има я почти във всеки дом, защото е готварска сол.

Също така е невъзможно да не споменем, че земната кора се състои от 2,6% натрий. И като цяло е на 7-мо място в класацията на най-разпространените елементи в природата и на 5-то място в списъка на най-разпространените метали. Невъзможно е да се намери натрий в природата в чист вид, тъй като той е химически активен, но се намира в огромни количества под формата на сулфат, карбонат, нитрат и хлорид.

Биологична роля

И така, всичко основно по темата „Натрият метал ли е или неметал?“ беше казано. И накрая, няколко думи за биологичната роля на това вещество.

Натрият е неразделна част от всеки жив организъм. Човекът не прави изключение. Ето и неговите роли:

• Поддържа осмотичното налягане.
• Пренася въглероден диоксид.
• Нормализира водния баланс.
• Насърчава транспорта на глюкоза, аминокиселини, аниони през клетъчните мембрани.
• Обменът му с калиеви йони влияе върху формирането на акционния потенциал.
• Влияе положително на протеиновия метаболизъм.
• Участва в процеса на хидратация.

Натрият се съдържа в почти всички продукти. Но основните му източници са солта и содата за хляб. Витамин D подобрява усвояването на това вещество.

Дефицит на натрий не възниква, но по време на гладуване могат да възникнат проблеми, свързани с консумацията на недостатъчни количества. Това е изпълнено със загуба на тегло, повръщане, нарушена абсорбция на монозахариди и образуване на газове в стомашно-чревния тракт. В особено тежки случаи се появяват невралгия и конвулсии. Затова е по-добре да не подлагате тялото си на силен глад.

Натрият е химичен елемент, принадлежащ към първата група на периодичната таблица на елементите, създадена от Д. И. Менделеев.

Натрият има атомен номер 11 и атомното му тегло е 22,99. Натрият е толкова мек, че може да се реже с нож. Плътността му (при 20°C) е 0,968 g/cm3. Има точка на топене около 98° C; и точката на кипене на натрия е 883°C.

Натрият е реактивен и много активен елемент; Когато се съхранява на открито, той се окислява много лесно, за да образува натриев карбонат и натриев оксид хидрат.

Натрият може да образува сплави с много метали, които имат голямо техническо значение в науката и производството. Натрият и неговите сплави се използват широко в много индустриални сектори. В химическата промишленост натрият се използва за производство на натриев пероксид, тетраетил олово (чрез Na - Pb сплав), натриев цианид, натриев хидрид, детергенти и др.

В металургичната промишленост натрият се използва като редуциращ агент при производството на торий, уран, титан, цирконий и други метали от техните флуоридни съединения или хлориди. Натрият в течна форма, както и неговите сплави с калий, се използват в ядрената енергетика като охладител.

Не е изненадващо, че натрият е един от най-често срещаните химични елементи в природата. Според различни оценки съдържанието му в земната кора достига 2,27%. Дори в живите организми се съдържа в количества до 0,02%. Въпреки че натрият принадлежи към групата на металите, той не се среща в природата в чист вид поради високата си химична активност. Най-често се среща под формата на хлорид NaCl (каменна сол, халит), както и нитрат NaNO3 (селитра), карбонат Na2CO3 NaHCO3 2H2O (трона), сулфат Na2SO4 10H2O (мирабилит), Na2B4O7 4H2O (кернит), тетраборат Na2B4O7 10 H2O (боракс) и други соли. Естествено, океанските води съдържат огромни запаси от натриев хлорид.

В хранително-вкусовата промишленост това е трапезна сол, която е много необходима за готвене; в химическата промишленост се използва за производство на минерални торове и антисептици, а в леката промишленост натрият се използва за обработка на кожа. Намира широко приложение и в металургичното производство, при производството на газоразрядни лампи, а под формата на сплав с калий се използва като хладилен агент.

Без използването на неговите съединения (натриев формиат и натриев флуорид) днес е невъзможно развитието на съвременната строителна индустрия; Тъй като те са едновременно антифриз и отличен пластификатор при производството на висококачествен бетон и различни продукти от него, строителните работи могат да се извършват при много ниски температури.

Натрият често се използва като охладител; сплав на натрий с калий се използва в ядрената енергия за работа на ядрени инсталации. Като редуциращ агент се използва за получаване на огнеупорни метали (цирконий, титан и др.), като катализатор се използва в производството на синтетичен каучук и в органичния синтез. Други натриеви съединения също са много широко използвани:

• • натриевият хидроксид NaOH е един от най-важните производствени компоненти на химическата промишленост, който се използва при пречистването на петролни продукти, в производството на изкуствени влакна, в хартиената, текстилната, сапунената и други индустрии;
  • натриев пероксид Na2O2 - използва се за избелване на тъкани, коприна, вълна и др.

С всички киселини натрият образува соли, които често се използват в човешкия живот и в почти всички индустрии:

• • натриев бромид NaBr - във фотографията и медицината;
  • натриев флуорид NaF - за обработка на дърво, в селското стопанство, в производството на емайли и др.;
  • калцинираната сода (Na2CO3 натриев карбонат) и питейната сода (NaHCO3 натриев бикарбонат) са основните продукти на химическата промишленост;
  • натриев дихромат Na2Cr2O7 - използва се като танин и силен окислител (хромна смес - разтвор на концентрирана сярна киселина и натриев дихромат - използва се за измиване на лабораторни стъклари);

• • натриев хлорид NaCl (трапезна сол) - в хранително-вкусовата промишленост, техниката, медицината, за производство на сода каустик, сода и др.;
  • натриев нитрат NaNO3 (натриев нитрат) - азотен тор;
  • натриев сулфат Na2SO4 - незаменим в кожената, сапунената, стъкларската, целулозно-хартиената, текстилната промишленост;
  • натриев сулфит Na2SO4 с натриев тиосулфат Na2SO3 - използва се в медицината и фотографията и др.
  • натриев силикат NaSiO3 е разтворимо стъкло;

Цената на натрия на световния пазар не е висока. Тази ситуация се дължи на много широкото разпространение на натрия и неговите съединения в природата, както и на относително евтините методи за неговото промишлено производство. Натрият под формата на чист метал се получава индустриално от стопен натриев хидроксид или хлорид чрез преминаване на голям електрически ток през него. Днес световното потребление на натрий и неговите съединения възлиза на повече от 100 милиона тона, като търсенето им нараства всяка година. Трудно е да се назове индустрия, в която не се използва натрий.

Съдържанието на статията

НАТРИЙ– (Натрий) Na, химичен елемент от група 1 (Ia) на периодичната таблица, принадлежи към алкалните елементи. Атомен номер 11, относителна атомна маса 22,98977. В природата има един стабилен изотоп 23 Na. Известни са шест радиоактивни изотопа на този елемент, два от които представляват интерес за науката и медицината. Натрий-22 с период на полуразпад 2,58 години се използва като източник на позитрони. Натрий-24 (времето му на полуразпад е около 15 часа) се използва в медицината за диагностика и лечение на някои форми на левкемия.

Степен на окисление +1.

Натриевите съединения са известни от древни времена. Натриевият хлорид е основен компонент на човешката храна. Смята се, че хората са започнали да го използват през неолита, т.е. преди около 5-7 хиляди години.

Старият завет споменава вещество, наречено „нетер“. Това вещество се използва като детергент. Най-вероятно нетерът е сода, натриев карбонат, образувал се в солените египетски езера с варовити брегове. Гръцките автори Аристотел и Диоскорид по-късно пишат за същото вещество, но под името „нитрон“, а древноримският историк Плиний Стари, споменавайки същото вещество, го нарича „нитрум“.

През 18 век Химиците вече познаваха много различни натриеви съединения. Натриевите соли се използват широко в медицината, при дъбене на кожа и при боядисване на тъкани.

Металният натрий е получен за първи път от английския химик и физик Хъмфри Дейви чрез електролиза на разтопен натриев хидроксид (използвайки волтова колона от 250 чифта медни и цинкови пластини). Името "натрий", избрано от Дейви за този елемент, отразява неговия произход от содата Na 2 CO 3 . Латинското и руското име на елемента произлизат от арабското "натрун" (естествена сода).

Разпространение на натрия в природата и промишленото му извличане.

Натрият е седмият най-разпространен елемент и петият най-разпространен метал (след алуминий, желязо, калций и магнезий). Съдържанието му в земната кора е 2,27%. По-голямата част от натрия се намира в различни алумосиликати.

Огромни находища на натриеви соли в сравнително чиста форма съществуват на всички континенти. Те са резултат от изпарението на древните морета. Този процес все още продължава в Солт Лейк (Юта), Мъртво море и други места. Натрият се намира под формата на NaCl хлорид (халит, каменна сол), както и карбонат Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (трона), нитрат NaNO 3 (селитра), сулфат Na 2 SO 4 10H 2 O (мирабилит ), тетраборат Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O (боракс) и Na 2 B 4 O 7 4H 2 O (кернит) и други соли.

В естествените разсоли и океанските води има неизчерпаеми запаси от натриев хлорид (около 30 kg m–3). Изчислено е, че каменната сол в количество, еквивалентно на съдържанието на натриев хлорид в Световния океан, би заела обем от 19 милиона кубични метра. km (50% повече от общия обем на северноамериканския континент над морското равнище). Призма с този обем с основна площ от 1 кв. km може да достигне Луната 47 пъти.

Сега общото производство на натриев хлорид от морска вода е достигнало 6-7 милиона тона годишно, което е около една трета от общото световно производство.

Живата материя съдържа средно 0,02% натрий; В животните го има повече, отколкото в растенията.

Характеристики на просто вещество и промишлено производство на метален натрий.

Натрият е сребристо-бял метал, на тънки слоеве с лилав оттенък, пластичен, дори мек (лесно се реже с нож), пресен натрий е лъскав. Стойностите на електрическата проводимост и топлопроводимостта на натрия са доста високи, плътността е 0,96842 g / cm 3 (при 19,7 ° C), точката на топене е 97,86 ° C, точката на кипене е 883,15 ° C.

Тройната сплав, съдържаща 12% натрий, 47% калий и 41% цезий, има най-ниската точка на топене за метални системи, равна на –78 ° C.

Натрият и неговите съединения оцветяват пламъка в ярко жълто. Двойната линия в натриевия спектър съответства на преход 3 с 1–3стр 1 в атомите на елемента.

Химическата активност на натрия е висока. Във въздуха той бързо се покрива с филм от смес от пероксид, хидроксид и карбонат. Натрият гори в кислород, флуор и хлор. При изгаряне на метал във въздуха се образува Na 2 O 2 пероксид (с примес на Na 2 O оксид).

Натрият реагира със сярата, когато се смила в хаван и редуцира сярната киселина до сяра или дори сулфид. Твърдият въглероден диоксид („сух лед“) експлодира при контакт с натрий (пожарогасителите с въглероден диоксид не могат да се използват за гасене на натриев пожар!). При азота реакцията протича само при електрически разряд. Натрият не взаимодейства само с инертни газове.

Натрият реагира активно с вода:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Отделената по време на реакцията топлина е достатъчна, за да разтопи метала. Следователно, ако малко парче натрий се хвърли във вода, то се стопява поради термичния ефект на реакцията и капка метал, която е по-лека от водата, „тича“ по повърхността на водата, движена от реактивната сила от отделения водород. Натрият реагира много по-спокойно с алкохолите, отколкото с водата:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2

Натрият лесно се разтваря в течен амоняк, за да образува ярко сини метастабилни разтвори с необичайни свойства. При –33,8° C в 1000 g амоняк се разтварят до 246 g метален натрий. Разредените разтвори са сини, концентрираните разтвори са бронзови. Могат да се съхраняват около седмица. Установено е, че в течен амоняк натрият йонизира:

Na Na + + e –

Равновесната константа на тази реакция е 9,9·10 –3. Напускащият електрон се солватира от амонячни молекули и образува комплекс –. Получените разтвори имат метална електропроводимост. Когато амонякът се изпари, оригиналният метал остава. Когато разтворът се съхранява дълго време, той постепенно се обезцветява поради реакцията на метала с амоняка за образуване на амид NaNH 2 или имид Na 2 NH и освобождаване на водород.

Натрият се съхранява под слой дехидратирана течност (керосин, минерално масло) и се транспортира само в запечатани метални контейнери.

Електролитният метод за промишлено производство на натрий е разработен през 1890 г. Електролизата е извършена върху разтопен натриев хидроксид, както в експериментите на Дейви, но с помощта на по-модерни източници на енергия от волтовия стълб. В този процес заедно с натрия се отделя кислород:

анод (никел): 4OH – – 4e – = O 2 + 2H 2 O.

По време на електролизата на чист натриев хлорид възникват сериозни проблеми, свързани, първо, с близката точка на топене на натриевия хлорид и точката на кипене на натрия и, второ, с високата разтворимост на натрия в течен натриев хлорид. Добавянето на калиев хлорид, натриев флуорид, калциев хлорид към натриев хлорид ви позволява да намалите температурата на стопилката до 600° C. Производството на натрий чрез електролиза на разтопена евтектична смес (сплав от две вещества с най-ниска точка на топене) 40% NaCl и 60% CaCl 2 при ~580° C в клетка, разработена от американския инженер G. Downs, стартирана през 1921 г. от DuPont близо до електроцентралата в Ниагарския водопад.

На електродите протичат следните процеси:

катод (желязо): Na + + e – = Na

Ca 2+ + 2e – = Ca

анод (графит): 2Cl – – 2e – = Cl 2.

Натриевите и калциевите метали се образуват върху цилиндричен стоманен катод и се повдигат нагоре от охладена тръба, в която калцият се втвърдява и пада обратно в стопилката. Хлорът, генериран в централния графитен анод, се събира под никеловия покрив и след това се пречиства.

В момента обемът на производството на метален натрий е няколко хиляди тона годишно.

Промишлената употреба на металния натрий се дължи на силните му редуциращи свойства. Дълго време по-голямата част от произведения метал се използва за производство на тетраетил олово PbEt 4 и тетраметил олово PbMe 4 (антидетонационни агенти за бензин) чрез взаимодействие на алкил хлориди със сплав от натрий и олово при високо налягане. Сега това производство бързо намалява поради замърсяването на околната среда.

Друга област на приложение е производството на титан, цирконий и други метали чрез редуциране на техните хлориди. По-малки количества натрий се използват за получаване на съединения като хидрид, пероксид и алкохолати.

Диспергираният натрий е ценен катализатор в производството на каучук и еластомери.

Използването на разтопен натрий като топлообменна течност в ядрени реактори с бързи неутрони нараства. Ниската точка на топене на натрия, ниският вискозитет, малкото напречно сечение на абсорбция на неутрони, съчетани с изключително висок топлинен капацитет и топлопроводимост, го правят (и неговите сплави с калий) незаменим материал за тези цели.

Натрият надеждно почиства трансформаторни масла, етери и други органични вещества от следи от вода, а с помощта на натриева амалгама можете бързо да определите съдържанието на влага в много съединения.

Натриеви съединения.

Натрият образува пълен набор от съединения с всички обичайни аниони. Смята се, че в такива съединения има почти пълно разделяне на заряда между катионните и анионните части на кристалната решетка.

Натриев оксид Na 2 O се синтезира чрез реакцията на Na 2 O 2, NaOH и най-предпочитано NaNO 2 с метален натрий:

Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O

2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2

2NaNO 2 + 6Na = 4Na 2 O + N 2

В последната реакция натрият може да бъде заменен с натриев азид NaN 3:

5NaN 3 + NaNO 2 = 3Na 2 O + 8N 2

Най-добре е натриевият оксид да се съхранява в безводен бензин. Той служи като реагент за различни синтези.

Натриев пероксид Na 2 O 2 под формата на бледожълт прах се образува при окисляването на натрия. В този случай, при условия на ограничено подаване на сух кислород (въздух), първо се образува Na 2 O оксид, който след това се превръща в Na 2 O 2 пероксид. При липса на кислород натриевият пероксид е термично стабилен до ~675°C.

Натриевият пероксид се използва широко в индустрията като избелващ агент за влакна, хартиена маса, вълна и др. Той е силен окислител: експлодира, когато се смеси с алуминиев прах или въглен, реагира със сяра (и се нагрява) и възпламенява много органични течности. Натриевият пероксид реагира с въглероден оксид, за да образува карбонат. Реакцията на натриев пероксид с въглероден диоксид освобождава кислород:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Тази реакция има важни практически приложения в дихателните апарати за подводничари и пожарникари.

Натриев супероксид NaO 2 се получава чрез бавно нагряване на натриев пероксид при 200–450 ° C под налягане на кислорода 10–15 MPa. Доказателство за образуването на NaO 2 е получено за първи път при реакцията на кислород с натрий, разтворен в течен амоняк.

Действието на водата върху натриевия супероксид води до освобождаване на кислород дори при студ:

2NaO 2 + H 2 O = NaOH + NaHO 2 + O 2

С повишаването на температурата количеството отделен кислород се увеличава, тъй като полученият натриев хидропероксид се разлага:

4NaO 2 + 2H 2 O = 4NaOH + 3O 2

Натриевият супероксид е компонент на системи за регенерация на въздуха в затворени пространства.

Натриев озонид NaO 3 се образува чрез действието на озон върху безводен натриев хидроксид на прах при ниска температура, последвано от екстракция на червен NaO 3 с течен амоняк.

Натриев хидроксид NaOH често се нарича сода каустик или сода каустик. Това е силна основа и се класифицира като типична основа. Многобройни NaOH хидрати са получени от водни разтвори на натриев хидроксид н H 2 O, където н= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 и 7.

Натриевият хидроксид е много агресивен. Разрушава стъклото и порцелана чрез взаимодействие със силициевия диоксид, който съдържат:

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

Името "сода каустик" отразява корозивния ефект на натриевия хидроксид върху живите тъкани. Попадането на това вещество в очите е особено опасно.

Лекарят на херцога на Орлеан, Никола Льоблан (1742–1806), разработи удобен процес за производство на натриев хидроксид от NaCl през 1787 г. (патент 1791). Този първи широкомащабен индустриален химически процес е голямо технологично постижение в Европа през 19 век. Процесът на Leblanc по-късно е заменен от електролитния процес. През 1874 г. световното производство на натриев хидроксид възлиза на 525 хиляди тона, от които 495 хиляди тона са получени по метода на Leblanc; до 1902 г. производството на натриев хидроксид достига 1800 хиляди тона, но само 150 хиляди тона са получени по метода на Leblanc.

Натриевият хидроксид е най-важната основа в промишлеността днес. Само годишното производство в САЩ надхвърля 10 милиона тона. Получава се в огромни количества чрез електролиза на саламура. Електролизата на разтвор на натриев хлорид произвежда натриев хидроксид и освобождава хлор:

катод (желязо) 2H 2 O + 2 д– = H 2 + 2OH –

анод (графит) 2Cl – – 2 д– = Cl 2

Електролизата е придружена от концентрацията на алкали в огромни изпарители. Най-големият в света (в PPG Inductries "Lake Charles plant) е с височина 41 м и диаметър 12 м. Около половината от произведения натриев хидроксид се използва директно в химическата промишленост за производството на различни органични и неорганични вещества: фенол, резорцин, b-нафтол, натриеви соли (хипохлорит, фосфат, сулфид, алуминати). В допълнение, натриевият хидроксид се използва в производството на хартия и целулоза, сапун и детергенти, масла, текстил на натриев хидроксид е неутрализацията на киселини.

Натриев хлорид NaCl е известен като готварска сол и каменна сол. Образува безцветни, леко хигроскопични кубични кристали. Натриевият хлорид се топи при 801 ° C, кипи при 1413 ° C. Разтворимостта му във вода зависи слабо от температурата: 35,87 g NaCl се разтварят в 100 g вода при 20 ° C и 38,12 g при 80 ° C.

Натриевият хлорид е необходима и незаменима подправка за храна. В далечното минало солта е била равна на цената на златото. В древен Рим на легионерите често се плаща не в пари, а в сол, откъдето идва и думата войник.

В Киевска Рус са използвали сол от района на Карпатите, от солени езера и естуари на Черно и Азовско море. Беше толкова скъпо, че на тържествени празници се сервираше на масите на знатни гости, докато други си отиваха „спивайки“.

След присъединяването на Астраханската област към Московската държава Каспийските езера станаха важни източници на сол и все още нямаше достатъчно от нея, беше скъпо, така че имаше недоволство сред най-бедните слоеве от населението, което прерасна в въстание, известно като Соления бунт (1648 г.)

През 1711 г. Петър I издава указ за въвеждане на монопол върху солта. Търговията със сол става изключително право на държавата. Монополът на солта продължи повече от сто и петдесет години и беше премахнат през 1862 г.

Днес натриевият хлорид е евтин продукт. Заедно с въглищата, варовика и сярата, той е една от така наречените „големи четири” минерални суровини, най-важни за химическата промишленост.

Повечето натриев хлорид се произвеждат в Европа (39%), Северна Америка (34%) и Азия (20%), докато Южна Америка и Океания представляват само 3%, а Африка 1%. Каменната сол образува огромни подземни находища (често с дебелина стотици метри), които съдържат повече от 90% NaCl. Типично находище на сол в Чешър (основният източник на натриев хлорид във Великобритания) обхваща площ от 60 × 24 km и има солно легло с дебелина около 400 m, което само се оценява на стойност над 10 11 тона .

Световното производство на сол до началото на 21 век. достигна 200 милиона тона, 60% от които се консумират от химическата промишленост (за производство на хлор и натриев хидроксид, както и на хартиена маса, текстил, метали, каучук и масла), 30% от хранително-вкусовата промишленост, 10% от други сфери на дейност. Натриевият хлорид се използва например като евтино размразяващо средство.

Натриев карбонат Na 2 CO 3 често се нарича калцинирана сода или просто сода. Среща се в природата под формата на смлени саламура, саламура в езера и минералите натрон Na 2 CO 3 ·10H 2 O, термонатрит Na 2 CO 3 ·H 2 O, трона Na 2 CO 3 ·NaHCO 3 ·2H 2 O Натриеви форми и други различни хидратирани карбонати, бикарбонати, смесени и двойни карбонати, например Na 2 CO 3 7H 2 O, Na 2 CO 3 3NaHCO 3, aKCO 3 н H 2 O, K 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O.

Сред солите на алкалните елементи, получени промишлено, натриевият карбонат е от най-голямо значение. Най-често за производството му се използва методът, разработен от белгийския химик-технолог Ернст Солвей през 1863 г.

Концентриран воден разтвор на натриев хлорид и амоняк се насища с въглероден диоксид под леко налягане. В този случай се образува утайка от относително слабо разтворим натриев бикарбонат (разтворимостта на NaHCO 3 е 9,6 g на 100 g вода при 20 ° C):

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

За да се получи сода, натриевият бикарбонат се калцинира:

Отделеният въглероден диоксид се връща в първия процес. Допълнителен въглероден диоксид се получава чрез калциниране на калциев карбонат (варовик):

Вторият продукт от тази реакция, калциев оксид (вар), се използва за регенериране на амоняк от амониев хлорид:

По този начин единственият страничен продукт от производството на сода по метода Solvay е калциевият хлорид.

Общо уравнение на процеса:

2NaCl + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaCl 2

Очевидно при нормални условия във воден разтвор възниква обратната реакция, тъй като равновесието в тази система е напълно изместено отдясно наляво поради неразтворимостта на калциевия карбонат.

Калцинираната сода, получена от естествени суровини (естествена калцинирана сода), е с по-добро качество в сравнение със содата, произведена по амонячен метод (съдържание на хлорид по-малко от 0,2%). В допълнение, специфичните капиталови инвестиции и цената на содата от естествени суровини са с 40–45% по-ниски от тези, получени синтетично. Около една трета от световното производство на сода сега идва от природни находища.

Световното производство на Na 2 CO 3 през 1999 г. е разпределено, както следва:

Най-големият производител на естествена калцинирана сода в света е САЩ, където са концентрирани най-големите проучени запаси от трона и саламура от содови езера. Депозитът в Уайоминг образува слой с дебелина 3 m и площ от 2300 km 2. Запасите му надхвърлят 10 10 тона. В САЩ содовата индустрия е насочена към естествени суровини; последният завод за синтез на сода беше затворен през 1985 г. Производството на калцинирана сода в Съединените щати се стабилизира на 10,3–10,7 милиона тона през последните години.

За разлика от Съединените щати, повечето страни в света зависят почти изцяло от производството на синтетична калцинирана сода. Китай е на второ място в света по производство на калцинирана сода след САЩ. Производството на този химикал в Китай през 1999 г. достигна приблизително 7,2 милиона тона. Производството на калцинирана сода в Русия през същата година възлиза на около 1,9 милиона тона.

В много случаи натриевият карбонат е взаимозаменяем с натриевия хидроксид (например при производството на хартиена маса, сапун, почистващи продукти). Около половината от натриевия карбонат се използва в стъкларската промишленост. Едно нарастващо приложение е отстраняването на серни замърсители от газови емисии от електроцентрали и големи пещи. Към горивото се добавя прах от натриев карбонат, който реагира със серен диоксид, за да образува твърди продукти, по-специално натриев сулфит, който може да бъде филтриран или утаен.

Преди това натриевият карбонат е бил широко използван като "сода за пране", но тази употреба вече е изчезнала поради използването на други домакински детергенти.

Натриевият бикарбонат NaHCO 3 (сода бикарбонат) се използва главно като източник на въглероден диоксид при печене на хляб, производство на сладкарски изделия, производство на газирани напитки и изкуствени минерални води, като компонент на пожарогасителни съединения и като лекарство. Това се дължи на лесното му разлагане при 50–100°C.

Натриев сулфат Na 2 SO 4 се среща в природата в безводна форма (тенардит) и под формата на декахидрат (мирабилит, глауберова сол). Той е част от астрахонита Na 2 Mg (SO 4) 2 4H 2 O, вантофит Na 2 Mg (SO 4) 2, глауберит Na 2 Ca (SO 4) 2. Най-големите запаси от натриев сулфат са в страните от ОНД, както и в САЩ, Чили и Испания. Мирабилитът, изолиран от естествени отлагания или саламура на солени езера, се дехидратира при 100 ° C. Натриевият сулфат също е страничен продукт от производството на хлороводород с помощта на сярна киселина, както и краен продукт от стотици промишлени процеси, които използват неутрализация на сярна киселина с натриев хидроксид.

Данни за производството на натриев сулфат не се публикуват, но глобалното производство на естествената суровина се оценява на около 4 милиона тона годишно. Възстановяването на натриев сулфат като страничен продукт се оценява в световен мащаб на 1,5–2,0 милиона тона.

Дълго време натриевият сулфат се използва малко. Сега това вещество е в основата на хартиената промишленост, тъй като Na 2 SO 4 е основният реагент в крафт целулозата за получаване на кафява опаковъчна хартия и велпапе. Дървени стърготини или дървени стърготини се обработват в горещ алкален разтвор на натриев сулфат. Той разтваря лигнина (компонента на дървото, който държи влакната заедно) и освобождава целулозните влакна, които след това се изпращат към машините за производство на хартия. Останалият разтвор се изпарява, докато започне да гори, осигурявайки пара за растението и топлина за изпаряване. Разтопеният натриев сулфат и хидроксид са устойчиви на пламък и могат да се използват повторно.

По-малка част от натриевия сулфат се използва в производството на стъкло и перилни препарати. Хидратираната форма на Na 2 SO 4 ·10H 2 O (глауберовата сол) е слабително. Сега се използва по-малко от преди.

Натриев нитрат NaNO 3 се нарича натриев или чилийски нитрат. Големите находища на натриев нитрат, намерени в Чили, изглежда са се образували от биохимичното разлагане на органични останки. Първоначално освободеният амоняк вероятно е бил окислен до азотна и азотна киселина, които след това са реагирали с разтворен натриев хлорид.

Натриевият нитрат се получава чрез абсорбиране на азотни газове (смес от азотни оксиди) с разтвор на натриев карбонат или хидроксид или чрез обменно взаимодействие на калциев нитрат с натриев сулфат.

Натриевият нитрат се използва като тор. Той е компонент на течни солни хладилни агенти, охлаждащи вани в металообработващата промишленост и топлосъхраняващи състави. Може да се използва трикомпонентна смес от 40% NaNO 2, 7% NaNO 3 и 53% KNO 3 от точката на топене (142° C) до ~600° C. Натриевият нитрат се използва като окислител в експлозиви, ракетни горива, и пиротехнически състави. Използва се при производството на стъклени и натриеви соли, включително нитрит, който служи като хранителен консервант.

Натриев нитрит NaNO 2 може да се получи чрез термично разлагане на натриев нитрат или неговата редукция:

NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO

За промишленото производство на натриев нитрит, азотните оксиди се абсорбират от воден разтвор на натриев карбонат.

Натриевият нитрит NaNO 2, освен че се използва с нитрати като топлопроводими стопилки, се използва широко в производството на азобагрила, за инхибиране на корозия и консервиране на месо.

Елена Савинкина

Конспект на лекцията:

1. Разпространение на натрия в природата.

2. Историческа обстановка.

3. Физични свойства на натрия

4. 4.Химични свойства на натрия

5. Получаване на натрий.

6. 6.Получаване на натрий.

Натрий(Натрий), Na, химичен елемент от група I на периодичната система на Менделеев: атомен номер 11, атомна маса 22,9898; сребристо-бял мек метал, който бързо се окислява от повърхността във въздуха. Естественият елемент се състои от един стабилен изотоп, 23 Na.

Историческа справка. Естествените съединения на натрия - готварска сол NaCl, сода Na 2 CO 3 - са известни от древни времена. Името "натрий" идва от арабското натрун, гръцки. нитрон, първоначално наричан естествена сода. Още през 18 век химиците познават много други натриеви съединения. Самият метал обаче е получен едва през 1807 г. от Г. Дейви чрез електролиза на сода каустик NaOH. Във Великобритания, САЩ, Франция елементът се нарича Натрий (от испанската дума soda - сода), в Италия - sodio.

Разпръскваненпредсърдия в природата.

Натрият е типичен елемент в горната част на земната кора. Средното му съдържание в литосферата е 2,5% от масата, в кисели магмени скали (гранити и др.) 2,77, в основни скали (базалти и др.) 1,94, в ултраосновни скали (мантийни скали) 0,57. Поради изоморфизма на Na + и Ca 2+, поради близостта на техните йонни радиуси, в магматични скали се образуват натриево-калциеви фелдшпати (плагиоклази). В биосферата има рязка диференциация на натрий: седиментните скали са средно обеднени на натрий (0,66% в глини и шисти); има малко от него в повечето почви (средно 0,63%). Общият брой на натриевите минерали е 222. Na се задържа слабо на континентите и се пренася от реките в моретата и океаните, където средното му съдържание е 1,035% (Na е основният метален елемент на морската вода). По време на изпаряването натриевите соли се отлагат в крайбрежните морски лагуни, както и в континенталните езера на степите и пустините, образувайки слоеве от солоносни скали. Основните минерали, които са източник на натрий и неговите съединения са халит (каменна сол) NaCl, чилийска селитра NaNO 3, тенардит Na 2 SO 4, мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O, трона NaH(CO 3) 2 2H 2 O Na е важен биоелемент, който съдържа средно 0,02% Na; В животните го има повече, отколкото в растенията.

Физични свойстванатриум

При нормална температура натрият кристализира в кубична решетка, a = 4,28 Å. Атомен радиус 1,86Å, йонен радиус Na+ 0,92Å. Плътност 0,968 g/cm3 (19,7 °C), точка на топене 97,83 °C, точка на кипене 882,9 °C; специфичен топлинен капацитет (20 °C) 1,23 10 3 J/(kg K) или 0,295 cal/(g deg); коефициент на топлопроводимост 1,32·10 2 W/(m·K) или 0,317 cal/(cm·sec·deg); температурен коефициент на линейно разширение (20 °C) 7,1·10 -5; електрическо съпротивление (0 °C) 4,3·10 -8 ohm·m (4,3·10 -6 ohm·cm). Натрият е парамагнитен, специфична магнитна чувствителност +9,2·10 -6; много пластичен и мек (лесно се реже с нож).

Химични свойстванатриум

Нормалният електроден потенциал на натрия е -2,74 V; потенциал на електрода в стопилката -2,4 V. Натриевите пари оцветяват пламъка в характерен ярко жълт цвят. Конфигурацията на външните електрони на атома е 3s 1; Във всички известни съединения натрият е едновалентен. Химическата му активност е много висока. При директно взаимодействие с кислорода, в зависимост от условията, се образува Na 2 O оксид или Na 2 O 2 пероксид - безцветни кристални вещества. С вода натрият образува хидроксид NaOH и H 2; реакцията може да бъде придружена от експлозия. Минералните киселини образуват съответните водоразтворими соли с натрия, но натрият е относително инертен по отношение на 98-100% сярна киселина.

Реакцията на натрий с водород започва при 200 °C и води до производството на NaH хидрид, безцветно хигроскопично кристално вещество. Натрият реагира директно с флуор и хлор дори при обикновени температури, с бром - само при нагряване; не се наблюдава пряко взаимодействие с йод. Той реагира бурно със сяра, образувайки натриев сулфид, взаимодействието на натриевите пари с азота в полето на тих електрически разряд води до образуването на Na 3 N нитрид, а с въглерода при 800-900 ° C - до производството на Na 2 C 2 карбид.

Натрият се разтваря в течен амоняк (34,6 g на 100 g NH 3 при 0°C), за да образува амонячни комплекси. Когато газообразният амоняк преминава през разтопен натрий при 300-350 °C, се образува натриев амин NaNH 2 - безцветно кристално вещество, което лесно се разлага от вода. Известни са голям брой натриеви органични съединения, които по химични свойства са много подобни на органолитиевите съединения, но ги превъзхождат по реактивност. Натриевите органични съединения се използват в органичния синтез като алкилиращи агенти.

Натрият е компонент на много практически важни сплави. Na–K сплавите, съдържащи 40-90% K (по маса) при температура около 25°C, са сребристо-бели течности, които са силно химически реактивни и запалими във въздуха. Електрическата и топлопроводимостта на течните Na–K сплави са по-ниски от съответните стойности за Na и K. Натриевите амалгами се получават лесно чрез въвеждане на метален натрий в живак; със съдържание над 2,5% Na (тегл.) при обикновени температури те вече са твърди вещества.

Касова бележканатриум.

Основният промишлен метод за получаване на натрий е електролизата на разтопена NaCl сол, съдържаща добавки KCl, NaF, CaCl 2 и други, които намаляват точката на топене на солта до 575-585 ° C. Електролизата на чист NaCl би довела до големи загуби на натрий от изпаряване, тъй като точките на топене на NaCl (801 °C) и точките на кипене на Na (882,9 °C) са много близки. Електролизата се извършва в електролизари с диафрагма, катодите са направени от желязо или мед, анодите са направени от графит. Хлорът се произвежда едновременно с натрия. Старият метод за получаване на натрий е електролизата на разтопен натриев хидроксид NaOH, който е много по-скъп от NaCl, но се разлага електролитно при по-ниска температура (320-330 °C).

Приложениенатриум.

Натрият и неговите сплави се използват широко като охладители за процеси, изискващи равномерно нагряване в диапазона 450-650 °C - в клапаните на авиационни двигатели и особено в атомни електроцентрали. В последния случай сплавите Na–K служат като течни метални охладители (и двата елемента имат малки напречни сечения на поглъщане на термични неутрони, за Na 0,49 тези сплави се характеризират с високи точки на кипене и коефициенти на топлопреминаване и не взаимодействат със структурни материали); при високи температури, развивани в ядрени реактори. Съединението NaPb (10% Na тегловно) се използва при производството на тетраетил олово, най-ефективният антидетонатор. В сплавта на основата на олово (0,73% Ca, 0,58% Na и 0,04% Li), използвана за производството на лагери на оси за железопътни вагони, натрият е укрепваща добавка. В металургията натрият служи като активен редуциращ агент при производството на някои редки метали (Ti, Zr, Ta) чрез металотермични методи; в органичния синтез - при реакции на редукция, кондензация, полимеризация и др.

Поради високата химическа активност на натрия, работата с него изисква повишено внимание. Особено опасно е, ако водата влезе в контакт с натрий, което може да доведе до пожар и експлозия. Очите трябва да бъдат защитени с очила, ръцете с дебели гумени ръкавици; Контактът на натрий с мокра кожа или дрехи може да причини сериозни изгаряния.

Неорганично вещество, прост елемент от периодичната таблица, принадлежи към групата на алкалните метали. Заема шесто място по изобилие в земната кора; той е най-разпространен сред металите, разтворени във водите на моретата и океаните. Среща се под формата на съединения в минерали като халит, мирабилит, тенардит, натриев нитрат, трона, боракс и др. Не се среща в чиста форма.

Промишлен метод на производство: електролиза на разтопен натриев хлорид (трапезна сол). Натрий и хлор се произвеждат едновременно.

Имоти

Сребърен ковък метал. Във въздуха бързо се окислява и избледнява. Толкова е меко, че може да се реже със скалпел, да се разточва, да се пресова. По-лек от вода. Провежда добре ток и топлина. Цветът на пламъка е ярко жълт. Тази реакция е типична за откриването на много натриеви съединения.

Той е химически много активен метал и има основни свойства. Реагира с кислород, въглероден диоксид, разредени и концентрирани киселини, алкохоли, газообразен и течен амоняк, оксиди. Самозапалва се при взаимодействие с хлор и флуор, реагира бурно с вода (понякога с експлозия), бром и сяра. Реагира с почти всички неметали (понякога това изисква специални условия, електрически разряд или висока температура). С водата образува силна основа - натриев хидроксид (сода каустик). Образува съединения с живака и някои други метали, с органични вещества.

Натрият има много значителна разлика между точките на топене и кипене - почти 800 градуса. Топи се при около +98 °C, кипи при +883 °C. Благодарение на това свойство натрият е добър охладител за мощни ядрени реактори, който не кипи до високи температури.

Натрият играе важна роля в живота на живите организми. Необходим е за нормалния метаболизъм, функционирането на нервната и сърдечно-съдовата система. Липсата на натрий води до смущения в стомашно-чревния тракт, конвулсии и невралгия. Излишък - води до отоци, повишено кръвно налягане, проблеми с бъбречната функция.

Предпазни мерки

Натрият не трябва да се борави с ръце, тъй като той веднага реагира с влагата на кожата и образува основа, причинявайки тежки химически и термични изгаряния.

Съхранявайте натрия под слой керосин или минерално масло в запечатани железни контейнери (течността трябва напълно да покрива реагента). Ако се съхранява в стъклен съд, той от своя страна трябва да бъде поставен в огнеупорен метален шкаф.

След работа с метален натрий, остатъците трябва да се неутрализират с алкохол, като при никакви обстоятелства не се допуска натриеви частици да попаднат в кофата за боклук или канализацията, тъй като това може да причини пожар и бързо унищожаване на канализационните тръби.

Приложение

При получаването се използват редуциращи свойства чисти метали: калий, цирконий, тантал и др.
В газоразрядни лампи.
В металургията натрият се добавя към оловните сплави, за да им придаде здравина. Това прави сплавите на други метали по-огнеупорни.
В електротехниката натрият се използва за производството на енергоемки батерии, клапани на двигатели на камиони и гуми за много големи токове.
Тъй като натрият не абсорбира добре неутроните, той се използва като охлаждаща течност в ядрени реактори с бързи неутрони.
За изсушаване на органични разтворители, за качествен анализ в органичната химия.
Натриевите изотопи се използват в медицината и научните изследвания.
В хранително-вкусовата промишленост се използват много соли: глутамат, хлорид, бикарбонат, бензоат, нитрит, натриев захаринат.
Трапезната сол се използва за пречистване на вода.
Натриевият хидроксид е търсен при производството на хартия, сапун и синтетични влакна; като електролит.
Натриевите карбонати и бикарбонати се използват в пожарогасене и във фармацевтиката.
Натриевият фосфат е необходим за производството на почистващи препарати, бои, в стъкларската промишленост и фотографията.
Натриевите силикати се използват при производството на огнеупорен и киселиноустойчив бетон.
Използват се азид, цианид, хлорат, пероксид, тетраборат, сулфат, натриев тиосулфат и много други негови съединения.