НА́ТРИЙ
-
Рубрика: Химия
-
-
Скопировать библиографическую ссылку:
НА́ТРИЙ (лат. Natrium), $\ce{Na}$, химич. элемент I группы короткой формы (1-й группы длинной формы) периодич. системы; ат. н. 11; ат. м. 22,98976928; относится к щелочным металлам. В природе один стабильный изотоп $\ce{^23Na}$. Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 17–35.
Историческая справка
Природные соединения Н. известны с древних времён. В эпоху неолита, приблизительно 5–7 тыс. лет назад, в качестве компонента пищи людей вошла в употребление поваренная соль (хлорид Н.) $\ce{NaCl}$. В Древнем Египте применяли природную соду (карбонат Н.) $\ce{Na2CO3}$ как моющее средство, а также для варки стекла. К нач. 18 в. в Зап. Европе соли Н. широко применялись в медицине, при выделке кож, крашении тканей. В 1807 Г. Дэви электролизом расплава едкого натра $\ce{NaOH}$ впервые получил расплавленный металлич. Н. и дал ему назв. «содиум» (sodium, от позднелатинского soda – сода), которое отражает происхождение этого элемента из соды; назв. сохранилось в США, Великобритании и некоторых др. странах. Назв. «Н.», происходящее от араб. «натрун» (греч. νίτρον) и первоначально относившееся к природной соде, предложено Й. Берцелиусом в 1811 и введено в отеч. химич. номенклатуру Г. И. Гессом в 1831.
Распространённость в природе
Содержание Н. в земной коре 2,27% по массе. Содержание ионов $\ce{Na+}$ в гидросфере, в т. ч. в морской воде, существенно превышает содержание др. катионов. Наличие Н. установлено в атмосфере Солнца и в межзвёздном пространстве. Вследствие высокой реакционной способности в природе Н. находится только в виде солей. Важнейшие минералы: галит (каменная соль) $\ce{NaCl}$, мирабилит (глауберова соль) $\ce{Na2SO4·10H2O}$, тенардит $\ce{Na2SO4}$, чилийская селитра $\ce{NaNO3}$, криолит $\ce{Na3[AlF6]}$, трона $\ce{NaHCO3·Na2CO3·2H2O}$, бура (тинкал) $\ce{Na2B4O7·10H2O}$, кернит $\ce{Na2B4O7·4H2O}$, а также природные силикаты, напр. альбит $\ce{Na[AlSi3O8]}$, нефелин $\ce{Na[AlSiO4]}$; очень большие запасы $\ce{NaCl}$ содержатся в природных рассолах и океанич. водах. Н. относится к биогенным элементам, входит в состав живых организмов гл. обр. в виде $\ce{NaCl}$. Так, напр., в плазме крови человека содержание ионов Н. 0,32% по массе, в костной ткани 0,6%, в мышечных тканях 0,6–1,5%. Миним. потребность человека в Н. ок. 200 мг в день, что соответствует примерно 0,5 г $\ce{NaCl}$ (слишком большие количества вызывают повышение артериального давления).
Свойства. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Н. $3s^1$; в соединениях проявляет степень окисления +1; энергии ионизации $\ce{Na^0→Na+}$ 495,8 кДж/моль; электроотрицательность по Полингу 0,93; атомный радиус 180 пм, радиус иона $\ce{Na+}$ 116 пм (координац. число 6).
В свободном состоянии Н. – мягкий, легкоплавкий серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком. Н. образует две кристаллич. модификации: ниже –222 °C устойчив $\ce{α-Na}$ (гексагoнальная решётка); при нормальном давлении и темп-ре выше –222 °C устойчив $\ce{β-Na}$ (кубич. объёмноцентрированная решётка); tпл 97,7 °C, tкип 883 °C; плотность 968 кг/м3 (твёрдый, при 19,7 °C), 928 кг/м3 (жидкий, при темп-ре плавления); теплоёмкость 29,60 Дж/(моль·К); теплопроводность 140 Вт/(м·К). Н. пластичен, легко режется ножом, при сильном охлаждении становится хрупким. В газообразном состоянии состоит из частиц $\ce{Na}$ и $\ce{Na2}$, содержание $\ce{Na2}$ увеличивается с ростом темп-ры: 0,8% (600 К), 1,3% (650 К), 2,5% (750 К). Парамагнитен; удельная магнитная восприимчивость 8,8·10–9 м3/кг.
Н. – металл высокой химич. активности (хранят под слоем инертной обезвоженной и не содержащей кислорода жидкости – керосина, минер. масла; перевозят в запаянных металлич. сосудах). В реакциях с разл. соединениями (оксидами, галогенидами и пр.) ведёт себя как сильный восстановитель. На воздухе активно окисляется с поверхности, в жидком состоянии при темп-ре выше 200 °С загорается. В зависимости от условий может окисляться до оксида $\ce{Na2O}$ или пероксида $\ce{Na2O2}$. Энергично реагирует с водой с образованием гидроксида $\ce{NaOH}$ и $\ce{H2}$, за счёт выделяющейся энергии $\ce{Na}$ плавится; при большой поверхности контакта реакция происходит со взрывом. Н. воспламеняется в атмосфере фтора, в атмосфере хлора горит при комнатной темп-ре, с бромом реагирует лишь при нагревании. Энергично взаимодействует с $\ce{S, Se}$ и $\ce{Te}$, образуя халькогениды состава $\ce{Na2X, NaX, NaX2, Na2X5}$.
Благородные газы незначительно растворимы в твёрдом и жидком Н., при темп-ре 200 °C металл начинает поглощать $\ce{H2}$, образуя гидрид $\ce{NaH}$. С азотом в электрич. разряде даёт нитрид $\ce{Na3N}$ или азид $\ce{NaN3}$, с разбавленными кислотами – соли. В жидком $\ce{NH3}$ легко растворяется, образуя раствор синего цвета с металлич. проводимостью, содержащий катионы $\ce{Na+}$ и сольватированные электроны. Взаимодействием с $\ce{NH3}$ при 300–400 °C или в присутствии катализатора при охлаждении до –30 °C получают амид $\ce{NaNH2}$. При 800–900 °C газообразный Н. реагирует с углеродом, образуя карбид (ацетиленид) $\ce{Na2C2}$. Реакцией Н. с ацетиленом при 98 °С получают $\ce{NaCCH}$ и этилен, при более высоких темп-рах – $\ce{Na2C2}$. С графитом Н. образует соединения включения. Н. реагирует с донорами протонов (спиртами, карбоновыми кислотами и др.), давая производные со связью $\ce{C─O─Na}$ (напр., натриевые соли высших жирных кислот – мыла́). Входит в состав натрийорганических соединений.
Со многими металлами ($\ce{Ag, Au, Cd, Ga, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, K, Cs}$) образует интерметаллиды; не образует соединений с $\ce{Ba, Sr, Mg, Li, Zn, Al}$. C ртутью даёт амальгамы – интерметаллиды состава $\ce{NaHg2, NaHg, Na3Hg2}$ и др. (наибольшее значение имеют жидкие амальгамы).
При работе с Н. необходимо учитывать его высокую реакционную способность, в т. ч. способность загораться при контакте с водой. Н. разъедает кожу, вызывает ожоги. В целях безопасности необходимо использовать резиновые перчатки, защитные очки или маску. С большим количеством Н. следует работать в спец. камерах, в инертной атмосфере (аргон, азот). Для тушения горящего Н. применяют поваренную соль, песок.
Получение.
Н. получают: электролизом расплава $\ce{NaCl}$ или расплава $\ce{NaOH}$ (с добавками др. солей для снижения темп-ры плавления электролита); небольшие количества – разложением азида $\ce{NaN3}$. Электролиз $\ce{NaCl}$ проводят в электролизёрах с диафрагмой. Мировое произ-во Н. превышает 200 тыс. т/год.
Применение.
Н. и его сплавы с калием применяются как жидкие теплоносители в ядерных реакторах; пары́ Н. используются для наполнения газоразрядных ламп; сплавы Н. со свинцом – для изготовления подшипников. Н. применяется как модификатор алюминиевых и др. сплавов, как восстановитель в металлургии, в органич. синтезе, для получения соединений Н., как катализатор в произ-ве бутадиенового и др. каучуков. Амальгама $\ce{Na}$ используется при получении $\ce{NaOH}$ высокой чистоты. Радиоизотопы $\ce{^22Na}$ и $\ce{^24Na}$ применяются в медицине (диагностика, лечение лейкемии) и в качестве радиоактивных меток.