НАТРІЙ: ІСТОРІЯ, СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, РИЗИКИ ТА ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Натрію являє собою лужної метал групи 1 періодичної таблиці. Його атомний номер - 11, і він представлений хімічним символом Na. Це легкий метал, менш щільний, ніж вода, сріблясто-білого кольору, який стає сірим при впливі повітря; саме тому він зберігається в парафінах або благородних газах.

Крім того, це м'який метал, який можна розрізати ножем і стає крихким при низьких температурах. Реагує вибухонебезпечно з водою, утворюючи гідроксид натрію та водень; Він також реагує на вологе повітря і з вологістю голих рук.

Металічний натрій зберігають у пляшці і занурюють у олію, щоб він не вступав у реакцію з повітрям. Джерело: Зображення високої здатності хімічних елементів

Цей метал міститься в мінералах кам'яної солі, таких як галіт (хлорид натрію), в розсолах і в морі. Хлорид натрію становить 80% усіх розчинених у морі матеріалів, натрій - у кількості 1,05%. Це шостий елемент у достатку в земній корі.

Аналіз спектрів світла, що виходить від зірок, дозволив виявити їх присутність у них, включаючи Сонце. Так само було визначено їх присутність у метеоритах.

Натрій - хороший тепловий та електричний провідник, а також має велику теплоємність. Він переживає фотоелектричне явище, тобто здатний випромінювати електрони при його освітленні. При згорянні його полум'я випромінює інтенсивне жовте світло.

Розплавлений натрій діє як агент теплопередачі, тому його використовують як теплоносій в певних ядерних реакторах. Він також використовується як розкислювач та редуктор металів, саме тому його застосовували при очищенні перехідних металів, таких як титан та цирконій.

Натрій є основним фактором осмолярності позаклітинного відділення та його об’єму. Так само він відповідає за генерацію потенціалу дії у збудливих клітинах та ініціацію скорочення м’язів.

Надмірне споживання натрію може спричинити: серцево-судинні захворювання, підвищений ризик інсультів, остеопороз через мобілізацію кісткового кальцію та ураження нирок.

Історія

Людина з давніх часів використовувала сполуки натрію, особливо хлорид натрію (звичайна сіль) та карбонат натрію. Про важливість солі свідчить використання латинського слова "salarium" для позначення порції солі, яку солдати отримали в рамках оплати.

У середні століття натрієву сполуку вживали з латинською назвою «sodanum», що означало головний біль.

У 1807 р. Сер Хампрей Дейві виділив натрій електролізом гідроксиду натрію. Деві також виділяв калій, в той час, коли гідроксид натрію та гідроксид калію розглядалися як елементарні речовини і називалися нерухомими лугами.

Деві у листі до друга писав: "Я розклав і перекомпонував фіксовані луги та виявив, що їх основи складають дві нові легкозаймисті речовини, схожі на метали; але одна з них є горючою, ніж інша і дуже реактивна ».

У 1814 році Йенс Якоб у своїй Системі хімічних символів використав абревіатуру Na для латинського слова "natrium", щоб назвати натрій. Це слово походить від єгипетської натронної назви, що використовується для позначення карбонату натрію.

Структура та конфігурація електронів натрію

Металевий натрій кристалізується в кубічну (скп) структуру, орієнтовану на тіло. Тому його атоми Na розміщені для формування кубів, причому один розташований у центрі, а кожен - із восьми сусідів.

Ця структура характеризується тим, що найменш щільна з усіх, що відповідає низькій щільності цього металу; настільки низький, що це разом з літієм і калієм, єдиними металами, які можуть плавати у рідкій воді (звичайно, перш ніж вибухнути). Цю властивість також сприяє його низька атомна маса відносно об'ємного атомного радіусу.

Однак одержуваний металевий зв’язок є досить слабким, і це можна пояснити з електронної конфігурації:

3s ¹

Електрони в закритій оболонці не беруть участі (принаймні за нормальних умов) у металевому зв’язку; але електрон у орбіталі 3s. Атоми Na перекривають свої 3-орбіталі, щоб створити валентну смугу; і 3p, порожній, кондукторний діапазон.

Ця смуга 3с, будучи наполовину повною, а також через низьку щільність кристала, робить силою, керованою "морем електронів", слабкою. Отже, металевий натрій можна різати металом і плавити лише при 98ºC.

Фазові переходи

Кристал натрію може зазнавати змін у своїй структурі при підвищенні тиску; при нагріванні навряд чи він зазнає фазових переходів через низьку температуру плавлення.

Як тільки починаються фазові переходи, властивості металу змінюються. Наприклад, перший перехід генерує кубічну (fcc) структуру, орієнтовану на обличчя. Таким чином, розріджена структура ОЦК ущільнюється до Fcc при пресуванні металевого натрію.

Це може не спричинити помітної зміни властивостей натрію, крім його щільності. Однак, коли тиск дуже високий, алотропи (не поліморфні, оскільки вони є чистим металом) на диво стають ізоляторами та електродами; тобто навіть електрони фіксуються в кристалі як аніони і не циркулюють вільно.

Крім сказаного вище, змінюються і їхні кольори; Натрій перестає бути сіруватим, щоб стати темним, червонуватим або навіть прозорим у міру зростання робочого тиску.

Окислювальні числа

Враховуючи орбітальну валентність 3s, коли натрій втрачає єдиний електрон, він швидко перетворюється в катіон Na ⁺ , який є ізоелектронним до неону. Тобто і Na ^+, і Ne мають однакову кількість електронів. Якщо припускати наявність Na ⁺ у сполуці, то його число окислення називається +1.

Якщо, якщо трапляється навпаки, тобто натрій набирає електрон, його результуюча електронна конфігурація дорівнює 3s ² ; тепер це ізоелектрон з магнієм, будучи аніоном Na ^- називається натрієм. Якщо передбачається присутність Na ^- у сполуці, то натрій матиме число окислення -1.

Властивості

Етиловий розчин горіння хлориду натрію для виявлення характерного жовтого кольору полум'я для цього металу. Джерело: Der Messer

Фізичний опис

М'який, пластичний, ковкий легкий метал.

Атомна вага

22,989 г / моль.

Колір

Натрій - це легкий сріблястий метал. Блискучий, коли свіжозрізаний, але втрачає блиск при контакті з повітрям, стає непрозорим. М'який при температурі, але досить твердий при -20 ºC.

Точка кипіння

880 ° С.

Точка плавлення

97,82 ºC (майже 98 ºC).

Щільність

При кімнатній температурі: 0,968 г / см ³ .

У рідкому стані (температура плавлення): 0,927 г / см ³ .

Розчинність

Нерозчинний у бензолі, гасі та нафті. Він розчиняється в рідкому аміаку, даючи розчин синього кольору. Він розчиняється в ртуті, утворюючи амальгаму.

Тиск пари

Температура 802 К: 1 кПа; тобто його тиск пари значно низький навіть при високих температурах.

Розкладання

Він бурхливо розкладається у воді, утворюючи гідроксид натрію та водень.

Температура автоматичного займання

120-125 ° С.

В'язкість

0,680 сП при 100 ° С

Поверхневе натягнення

192 дини / см при температурі плавлення.

Показник заломлення

4.22.

Електронегативність

0,93 за шкалою Полінга.

Енергія іонізації

Перша іонізація: 495,8 кДж / моль.

Друга іонізація: 4,562 кДж / моль.

Третя іонізація: 6 910,3 кДж / моль.

Атомне радіо

186 вечора.

Ковалентний радіус

166 ± 9 вечора.

Теплове розширення

71 мкм (м · К) при 26 ° С.

Теплопровідність

132,3 Вт / м К при 293,15 К.

Електричний опір

4,77 × 10 ^-8 Ом при 293 К.

Номенклатура

Оскільки натрій має унікальний номер окислення +1, назви його сполук, що регулюються номенклатурою запасів, спрощуються, оскільки ця кількість не вказана в дужках та з римськими цифрами.

Таким же чином їхні назви за традиційною номенклатурою закінчуються суфіксом -ico.

Наприклад, NaCl - хлорид натрію згідно номенклатури запасів, оскільки хлорид натрію (I) є помилковим. Його також називають монохлоридом натрію, згідно систематичної номенклатури; і хлорид натрію, згідно з традиційною номенклатурою. Однак найпоширеніша його назва - кухонна сіль.

Біологічна роль

Осмотичний компонент

Натрій має позаклітинну концентрацію 140 ммоль / л, перебуваючи в іонній формі (Na ⁺ ). Для підтримки електронейтральності позаклітинного відділення Na ⁺ супроводжується аніонами хлориду (Cl ^- ) та бікарбонату (HCO ₃ ^- ) з концентрацією відповідно 105 ммоль / л та 25 ммоль / л.

Катіон Na ⁺ є основним осмотичним компонентом і має найбільший внесок в осмолярність позаклітинного відділення, таким чином, що існує рівність осмолярності між позаклітинним і внутрішньоклітинним відділеннями, що гарантує цілісність внутрішньоклітинного відділення.

З іншого боку, внутрішньоклітинна концентрація Na ⁺ становить 15 ммоль / л. Отже: Чому додаткові та внутрішньоклітинні концентрації Na ⁺ не зрівнюються ?

Існує дві причини, чому цього не відбувається: а) плазматична мембрана погано проникна для Na ⁺ . б) існування насоса Na ⁺ -K ⁺ .

Насос - це ферментативна система плазматичної мембрани, яка використовує енергію, що міститься в АТФ, для видалення трьох атомів Na ⁺ та введення двох атомів К ⁺ .

Крім того, існує набір гормонів, у тому числі альдостерон, який, сприяючи нирковій реабсорбції натрію, гарантує підтримку концентрації позаклітинного натрію при належному значенні. Антидіуретичний гормон допомагає підтримувати позаклітинний об'єм.

Виробництво потенціалів дії

Збудливі клітини (нейрони та м’язові клітини) - це ті, що реагують на відповідний стимул з утворенням потенціалу дії або нервового імпульсу. Ці клітини підтримують різницю напруги в плазматичній мембрані.

Внутрішня клітина негативно заряджається відносно зовнішньої клітини в умовах спокою. Враховуючи певний стимул, відбувається підвищення проникності мембрани до Na ⁺ і невелика кількість іонів Na ⁺ потрапляє в клітину , внаслідок чого внутрішня клітина стає позитивно зарядженою.

Це те, що відомо як потенціал дії, який може поширюватися по нейрону і є способом подорожі інформацією по ньому.

Коли потенціал дії досягає м’язових клітин, це стимулює їх скорочення через більш-менш складні механізми.

Підсумовуючи це, натрій відповідає за вироблення потенціалу дії у збудливих клітинах та за ініціювання скорочення м’язових клітин.

Де це знаходиться

Земна кора

Натрій є сьомим найпоширенішим елементом земної кори, що становить 2,8%. Хлорид натрію входить до складу мінералу галіт, який становить 80% розчинених у морі речовин. Вміст натрію в морі становить 1,05%.

Натрій є дуже реакційноздатним елементом, саме тому він не зустрічається у своїй рідній чи стихійній формі. Він міститься в розчинних мінералах, таких як галіт або нерозчинні мінерали, такі як кріоліт (фторид алюмінію натрію).

Море та мінеральний галіт

Крім моря в цілому для Мертвого моря характерна дуже висока концентрація різних солей і мінералів, особливо хлориду натрію. Велике солене озеро в США також має високу концентрацію натрію.

Хлорид натрію міститься майже в чистоті мінерального галіту, присутнього в морі та скельних спорудах. Кам’яна або мінеральна сіль менш чиста, ніж галіт, міститься у родовищах корисних копалин у Великобританії, Франції, Німеччині, Китаї та Росії.

Сольові відкладення

Сіль видобувається з її скелястих родовищ шляхом роздроблення гірських порід з подальшим процесом очищення солі. В інший час в сольові резервуари вводять воду для її розчинення і утворюють розсіл, який потім викачується на поверхню.

Сіль отримують з моря в мілководних басейнах, відомих як саліни, за допомогою сонячного випаровування. Сіль, отримана таким чином, називається лавровою сіллю або морською сіллю.

Даунс клітина

Натрій отримували карботермічним відновленням карбонату натрію при 1100 ° С. В даний час його виробляють електролізом розплавленого хлориду натрію, використовуючи клітинку Даунс.

Однак, оскільки розплавлений хлорид натрію має температуру плавлення ~ 800 ° C, хлорид кальцію або карбонат натрію додають для зниження температури плавлення до 600 ° C.

У камері Дауна катод виконаний із заліза круглої форми, навколо вуглецевого анода. Продукти електролізу відокремлюють сталевою сіткою для запобігання контакту продуктів електролізу: елементарного натрію та хлору.

На аноді (+) відбувається наступна реакція окислення:

2 Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2 e ^-

Тим часом, на катоді (-) відбувається наступна реакція відновлення:

2 Na ⁺ (l) + 2 e ^- → 2 Na (l)

Реакції

Утворення оксидів і гідроксиду

Він дуже реагує на повітря залежно від його вологості. Він реагує, утворюючи плівку гідроксиду натрію, яка може поглинати вуглекислий газ і, зрештою, утворювати бікарбонат натрію.

Він окислюється на повітрі з утворенням окису натрію (Na ₂ O). Тоді як супероксид натрію (NaO ₂ ) готують шляхом нагрівання металевого натрію до 300 ° С киснем при високому тиску.

У рідкому стані він запалюється при 125 ° С, утворюючи дратівливий білий дим, здатний викликати кашель. Він також енергійно реагує з водою, утворюючи гідроксид натрію та водень, викликаючи вибух реакції. Ця реакція сильно екзотермічна.

Na + H ₂ O → NaOH + 1/2 H ₂ (3,367 кілокалорій / моль)

З галогенованими кислотами

Галогеновані кислоти, такі як соляна кислота, реагують з натрієм з утворенням відповідних галогенідів. Тим часом його реакція з азотною кислотою породжує нітрат натрію; а з сірчаною кислотою він утворює сульфат натрію.

Скорочення

Na зменшує оксиди перехідних металів, виробляючи відповідні метали, звільняючи їх від кисню. Також натрій реагує з галогенідами перехідних металів, викликаючи витіснення металів з утворенням хлориду натрію і вивільнення металів.

Ця реакція слугувала для отримання перехідних металів, включаючи титан і тантал.

З аміаком

Натрій реагує з рідким аміаком при низькій температурі та повільно, утворюючи содамід (NaNH ₂ ) та водень.

Na + NH ₃ → NaNH ₂ + 1/2 H ₂

Рідкий аміак служить розчинником для реакції натрію з різними металами, включаючи миш’як, телур, сурму та вісмут.

Органічні

Реагує зі спиртами з утворенням спиртів або алкоксидів:

Na + ROH → RONa + 1/2 H ₂

Він виробляє дегалогенізацію органічних сполук, викликаючи подвоєння кількості вуглецю сполуки:

2 Na + 2 RCl → RR + 2 NaCl

Октан може бути отриманий дегалогенізацією бутану бромідом натрію.

З металами

Натрій може вступати в реакцію з іншими лужними металами, утворюючи евтектику: сплав, який утворюється при більш низьких температурах, ніж його компоненти; наприклад, NaK, який має K відсоток 78%. Також натрій утворює сплави з берилієм з невеликим відсотком колишнього.

Коштовні метали, такі як золото, срібло, платина, паладій та іридій, а також білі метали, такі як свинець, олово та сурма, утворюють сплави з рідким натрієм.

Ризики

Це метал, який сильно реагує з водою. Тому контакт із тканинами людини, покриті водою, може завдати серйозної шкоди. Виникає сильний опік при контакті зі шкірою та очима.

Так само при прийомі всередину це може спричинити перфорацію стравоходу та шлунка. Однак, хоча ці травми є серйозними, лише незначна частка населення їм піддається.

Найбільша шкода, яку може нанести натрій, пов’язана з його надмірним вживанням у їжу чи напої, виготовлені людьми.

Організму людини потрібен прийом натрію 500 мг / добу, щоб виконувати свою функцію в нервовій провідності, а також при скороченні м’язів.

Але зазвичай в раціон вживається значно більша кількість натрію, що призводить до збільшення плазми та концентрації в ньому крові.

Це може спричинити високий кров’яний тиск, серцево-судинні захворювання та інсульти.

Гіпернатріємія також пов’язана з генерацією остеопорозу шляхом індукування відтоку кальцію з кісткової тканини. Нирки мають проблеми з підтриманням нормальної концентрації натрію в плазмі, незважаючи на надмірне споживання, що може призвести до ураження нирок.

Програми

Натрій металевий

Застосовується в металургії як розкислювальний і відновлюючий засіб при приготуванні кальцію, цирконію, титану та інших металів. Наприклад, він знижує тетрахлорид титану (TiCl ₄ ) для отримання металевого титану.

Розплавлений натрій використовується як агент теплопередачі, саме тому його використовують як теплоносій в деяких ядерних реакторах.

Його використовують як сировину при виробництві лаурилсульфату натрію, основного інгредієнта синтетичного миючого засобу. Він також бере участь у виробництві полімерів, таких як нейлон та таких сполук, як ціанід та пероксид натрію. Також у виробництві барвників та синтезі парфумів.

Натрій використовується при очищенні вуглеводнів і при полімеризації нерозчинних вуглеводнів. Він також використовується в багатьох органічних скороченнях. Розчинений у рідкому аміаку він використовується для відновлення алкінів до трансалькену.

Парові натрієві лампи будуються для громадського освітлення у містах. Вони надають жовтий колір, подібний до того, який спостерігається при спалюванні натрію в запальничках.

Натрій діє як осушувач, який забезпечує синій відтінок у присутності бензофенону, що свідчить про те, що продукт у процесі сушіння досяг бажаної сушки.

Сполуки

Хлорид

Його використовують для приправлення і збереження їжі. При електролізі хлориду натрію утворюється гіпохлорит натрію (NaOCl), який використовується в побутовій чистці як хлор. Крім того, його використовують як промисловий відбілювач для паперової та текстильної целюлози або для дезінфекції води.

Гіпохлорит натрію використовується в певних лікарських препаратах як антисептик та фунгіцид.

Карбонат і бікарбонат

Карбонат натрію використовується у виробництві скла, миючих засобів та очищувачів. Моногідрат карбонату натрію використовується у фотографії як компонент розробника.

Харчова сода є джерелом вуглекислого газу. З цієї причини його використовують у розпушувачах, солях та шипучих напоях, а також у сухих хімічних вогнегасниках. Його також використовують у процесі дублення та приготування вовни.

Бікарбонат натрію - лужна сполука, застосовувана в медикаментозному лікуванні гіперактивності шлунка та сечі.

Сульфат

Його використовують у виробництві крафт-паперу, картону, скла та миючих засобів. Тиосульфат натрію використовується у фотографії з метою виправлення негативів та розроблених відбитків.

Гідроксид

Зазвичай називається їдкою содою або лугом, її використовують при нейтралізації кислот при переробці нафти. Реагує з жирними кислотами при приготуванні мила. Крім того, його використовують при лікуванні целюлози.

Нітрат

Він використовується як добриво, що забезпечує азот, будучи компонентом динаміту.

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Натрій. (2019). Натрій. Відновлено з: en.wikipedia.org
3. Національний центр інформації про біотехнології. (2019). Натрій. PubChem База даних. CID = 5360545. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Ganong, WF (2003). Медична фізіологія 19-е видання. Редакція El Manual Moderno.
5. Вікіпедія. (2019). Натрій. Відновлено з: en.wikipedia.org
6. Президент та стипендіати Гарвардського коледжу. (2019). Сіль і натрій. Відновлено: hsph.harvard.edu
7. Редактори Encyclopeedia Britannica. (07 червня 2019 р.). Натрій. Encyclopædia Britannica. Відновлено: britannica.com