Натриев газ. Натрият (Na) е основният регулатор на водния баланс в организма. С други прости вещества
След всичко това, чудно ли е, че производството на натрий продължава да се увеличава?
Завършваме нашия разказ за елемент № 11 с думите на Дмитрий Иванович Менделеев, написани преди много години, но двойно верни за наши дни: „Получаването на метален натрий е едно от най-важните открития в химията не само защото чрез него концепцията за прости тела се разшири и стана по-правилна, но особено защото натрият проявява химични свойства, които са слабо изразени в други добре познати метали.
Подробно описание на химичните свойства на натрия е пропуснато поради причината, че това е един от малкото раздели на химията, които са представени доста пълно в училищните учебници.
- НАТРИЙ В ПОДВОДНИЦА. Na се топи при 98, но кипи само при 883°C. Следователно температурният диапазон на течното състояние на този елемент е доста голям. Ето защо (а също и поради малкото напречно сечение на улавяне на неутрони) натрият започна да се използва в ядрената енергетика като охладител. По-специално, американските атомни подводници са оборудвани с електроцентрали с натриеви вериги. Генерираната в реактора топлина загрява течния натрий, който циркулира между реактора и парогенератора. В парогенератора натрият, когато се охлади, изпарява водата и полученият натрий под високо налягане върти парната турбина. За същите цели се използва сплав от натрий и калий.
- НЕОРГАНИЧНА ФОТОСИНТЕЗА. Обикновено, когато натрият се окислява, се образува оксид от състава Na 2 O. Но ако натрият се изгори в сух въздух при повишена температура, тогава вместо оксида се образува пероксид Na 2 O 2. Това вещество лесно се отказва от своя „допълнителен“ кислороден атом и следователно има силни окислителни свойства. По едно време натриевият пероксид е бил широко използван за избелване на сламени шапки. Сега делът на сламените шапки в употребата на натриев пероксид е незначителен; основните му количества се използват за избелване на хартия и за регенерация на въздуха в подводници. Когато натриевият пероксид взаимодейства с въглеродния диоксид, протича процесът, обратен на дишането: 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2, т.е. въглеродният диоксид се свързва и се освобождава кислород. Точно като зелено листо!
- НАТРИЙ И ЗЛАТО. По времето, когато номер 11 беше открит, алхимията вече не беше в полза и идеята за превръщането на натрия в злато не вълнуваше умовете на естествените учени. Въпреки това, сега много натрий се консумира за получаване на злато. „Златната руда“ се обработва с разтвор на натриев цианид (и се получава от елементарен натрий). В този случай златото се превръща в разтворимо комплексно съединение, от което се изолира с помощта на цинк. Златотърсачите са сред основните потребители на елемент № 11. В промишлен мащаб Na цианидът се произвежда чрез взаимодействието на натрий, амоняк и кокс при температура около 800°C.
- НАТРИЕВА ТЕЛ. Електрическата проводимост на натрия е три пъти по-ниска от тази на медта. Но натрият е 9 пъти по-лек! Оказва се, че натриевите проводници са по-изгодни от медните. Разбира се, тънките проводници не се правят от натрий, но е препоръчително да се правят шини за големи токове от натрий. Тези гуми са стоманени тръби, заварени в краищата и пълни с натрий отвътре. Такива гуми са по-евтини от медните.
- НАТРИЙ ВЪВ ВОДА. Всеки ученик знае какво се случва, ако хвърлите парче натрий във вода. По-точно не във вода, а във вода, защото натрият е по-лек от водата. Топлината, която се отделя, когато натрият реагира с вода, е достатъчна, за да разтопи натрия. И сега натриева топка преминава през водата, задвижвана от освободения водород. Реакцията на натрий с вода обаче е не само опасно забавление; напротив, често е полезно. Натрият се използва за надеждно отстраняване на следи от вода от трансформаторни масла, алкохоли, етери и други органични вещества, а с помощта на натриева амалгама (т.е. сплав на натрий с живак) съдържанието на влага в много съединения може бързо да се определи. Амалгамата реагира с вода много по-спокойно от самия натрий. За да се определи съдържанието на влага, определено количество натриева амалгама се добавя към проба от органична материя и съдържанието на влага се определя от обема на отделения водород.
- НАТРИЕВ ПОЯС НА ЗЕМЯТА. Съвсем естествено е, че Na никога не се среща в свободно състояние на Земята - този метал е твърде активен. Но в горните слоеве на атмосферата - на височина около 80 км - беше открит слой от атомен натрий. На тази надморска височина на практика няма кислород, водни пари или каквото и да било, с което натрият да реагира. Натрият е открит и в междузвездното пространство с помощта на спектрални методи.
- ИЗОТОПИ НА НАТРИЯ. Естественият натрий се състои само от един изотоп с масово число 23. Известни са 13 радиоактивни изотопа на този елемент, два от които представляват значителен научен интерес. Натрий-22, когато се разпада, излъчва позитрони - положително заредени частици, чиято маса е равна на масата на електроните. Този изотоп с период на полуразпад 2,58 години се използва като източник на позитрони. А изотопът натрий-24 (периодът му на полуразпад е около 15 часа) се използва в медицината за диагностика и лечение на някои форми на левкемия - сериозно заболяване на кръвта.
Как си набавяте натрий?
Модерен електролизатор за производство на натрий е доста впечатляваща структура, която прилича на пещ. Тази „печка“ е направена от огнеупорна тухла и е обградена отвън със стоманен корпус. Отдолу през дъното на електролизера е вкаран графитен анод, ограден от пръстеновидна мрежа - диафрагма. Тази мрежа предотвратява проникването на натрий в анодното пространство, където се отделя хлор. В противен случай елемент № 11 би изгорял в хлор. Между другото, анодът също е с форма на пръстен. Изработена е от стомана. Задължителен аксесоар към електролизера са две капачки. Единият е инсталиран над анода за събиране на хлор, другият над катода за отстраняване на натрий.
Смес от напълно изсушен натриев хлорид и калциев хлорид се зарежда в електролизера. Тази смес се топи при по-ниска температура от чистия натриев хлорид. Електролизата обикновено се извършва при температура около 600°C.
Електродите се захранват с постоянен ток около 6 V; На катода Na + йони се разреждат и се освобождава метален натрий. Натрият изплува и се взема в специална колекция (разбира се, без достъп на въздух). На анода хлорните нейони Cl - се отделят и се отделя хлорен газ - ценен страничен продукт от производството на натрий.
Обикновено електролизаторът работи при натоварване от 25 - 30 хил. А, докато на ден се произвеждат 400 - 500 kg натрий и 600 - 700 kg хлор.
„НАЙ-МЕТАЛИЧНИЯТ МЕТАЛ.“ Това понякога се нарича натрий. Това не е съвсем справедливо: в периодичната таблица металните свойства се увеличават, когато се движите отдясно наляво и отгоре надолу. Така че аналозите на натрия в групата - франций, рубидий, цезий, калий - имат по-изразени метални свойства от натрия. (Разбира се, имаме предвид само химични свойства.) Но натрият също има пълен набор от „метални“ химични свойства. Той лесно отдава своите валентни електрони (по един на атом), винаги проявява валентност 1+ и има изразени редуциращи свойства. Натриевият хидроксид NaOH е силна основа. Всичко това се обяснява със структурата на натриевия атом, на чиято външна обвивка има един електрон и атомът може лесно да се раздели с него.
Натрий
НАТРИЙ-аз; м.Химичен елемент (Na), мек, сребристо-бял метал, който се окислява бързо във въздуха.
◁ Натрий, о, о. N-ти връзки. N-та селитра.
натрий(лат. Natrium), химичен елемент от група I на периодичната таблица; се отнася до алкални метали. Името (от арабски natrun) първоначално се е отнасяло за натурална сода. Сребристо-бял метал, мек, лек (плътност 0,968 g/cm3), топим ( tт.т. 97,86°С). На въздуха се окислява бързо. Взаимодействието с вода може да доведе до експлозия. Заема 6-то място по разпространение в земната кора (минерали халит, мирабилит и др.) и 1-во място сред металните елементи в Световния океан. Използват се за производство на чисти метали (K, Zr, Ta и др.), като охладител в ядрени реактори (сплав с калий) и като източник на луминесценция в натриеви лампи. Натрият участва в минералния метаболизъм на всички живи организми.
НАТРИЙНАТРИЙ (лат. Natrium, от арабски natrun, гръцки nitron - естествена сода), Na (чете се "натрий"), химичен елемент с атомен номер 11, атомна маса 22,98977. Един стабилен изотоп, 23 Na, се среща в природата. Принадлежи към алкалните метали. Намира се в третия период в група IA в периодичната таблица на елементите. Конфигурация на външен електронен слой 3 s 1. Степен на окисление +1 (валентност I).
Радиусът на атома е 0,192 nm, радиусът на йона Na + е 0,116 nm (координационно число 6). Последователните енергии на йонизация са 5,139 и 47,304 eV. Електроотрицателност според Полинг (cm.ПОЛИНГ Линус) 1,00.
Исторически фон
Трапезна сол (натриев хлорид NaCl), каустик алкали (натриев хидроксид NaOH) и сода (натриев карбонат Na 2 CO 3) са използвани в древна Гърция.
Na металът е получен за първи път през 1807 г. от G. Davy (cm.ДЕЙВИ Хъмфри)чрез електролиза на разтопена сода каустик.
Да бъдеш сред природата
Съдържанието в земната кора е 2,64% от теглото. Основни минерали: халит (cm.ХАЛИТ) NaCl, мирабилит (cm.МИРАБИЛИТ) Na 2 SO 4 10H 2 O, тенардит (cm.ТЕНАРДИТ) Na 2 SO 4, чилийска селитра NaNO 3 ,
трон (cm.ТРОН) NaHCO 3 Na 2 CO 3 2H 2 O, боракс (cm.БОРА) Na 2 B 4 O 7 10H 2 O и естествени силикати, например нефелин (cm.НЕФЕЛИН) Na.
Водата на Световния океан съдържа 1,5 10 16 тона натриеви соли.
разписка
Na се получава чрез електролиза на разтопен натриев хлорид NaCl, с добавяне на NaCl 2, KCl и NaF за намаляване на точката на топене на електролита до 600°C. Анодите са направени от графит, катодите са направени от мед или желязо. Електролизата на стопилката се извършва в стоманен електролизатор с диафрагма. Успоредно с електролизата на Na се получава Cl 2:
2NaCl=2Na+Cl2
Полученият Na се пречиства чрез вакуумна дестилация или обработка с титан или титан-циркониева сплав.
Физични и химични свойства
Натрият е мек, сребристо-бял метал, който бързо потъмнява, когато е изложен на въздух.
На е мека, реже се лесно с нож, пресова се и се навива на руло. Над -222°C кубичната модификация е стабилна, А= 0,4291 nm. По-долу е шестоъгълната модификация. Плътност 0,96842 kg/dm3. Точка на топене 97,86°C, точка на кипене 883,15°C. Натриевите пари се състоят от Na и Na 2 .
Na е химически много активен. При стайна температура взаимодейства с О 2
въздух, водна пара и CO 2 с образуване на рохкава кора. Когато Na изгаря в кислород, се образуват Na 2 O 2 пероксид и Na 2 O оксид:
4Na+O 2 =2Na 2 O и 2Na+O 2 =Na 2 O 2
При нагряване във въздуха Na гори с жълт пламък; много натриеви соли също оцветяват пламъка в жълто. Натрият реагира бурно с вода и разредени киселини:
2Na+H2O=2NaOH+H2
При взаимодействие на Na и алкохола се освобождава Н2 и се образува натриев алкоксид. Например, взаимодействайки с етанол C 2 H 5 OH, Na образува натриев етанолат C 2 H 5 OHa:
C 2 H 5 OH + 2Na = 2 C 2 H 5 ONa + H 2
Кислородсъдържащите киселини, взаимодействащи с Na, се редуцират:
2Na+2H 2 SO 4 =SO 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O
При нагряване до 200°C, Na реагира с H2, за да образува NaH хидрид:
2Na+H2 =2NaH
Натрият се запалва спонтанно във флуорна атмосфера (cm.ФЛУОР)или хлор (cm.ХЛОР), с йод (cm. IOD)реагира при нагряване. Когато се смила в хаван, Na реагира със S, за да образува сулфиди с променлив състав. С N 2 реакцията протича в електрически разряд, образуват се натриев нитрид Na 3 N или азид NaN 3. Na реагира с течен амоняк, за да образува сини разтвори, където Na присъства като Na+ йони.
Натриевият оксид Na 2 O проявява изразени основни свойства, лесно реагира с вода, за да образува силна основа - натриев хидроксид NaOH:
Na2O+H2O=2NaOH
Натриевият пероксид Na 2 O 2 реагира с вода за освобождаване на кислород:
2Na 2 O 2 +2H 2 O=4NaOH+O 2
Натриевият хидроксид е много силна основа, основа, ( cm.алкали) са силно разтворими във вода (108 g NaOH се разтварят в 100 g вода при 20 °C). NaOH взаимодейства с кисели и амфотерни (cm.АМФОТЕРЕН)оксиди:
CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O,
Al 2 O 3 +2NaOH+3H 2 O=2Na (в разтвор),
Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (когато е слят)
В промишлеността натриевият хидроксид NaOH се произвежда чрез електролиза на водни разтвори на NaCl или Na 2 CO 3 с помощта на йонообменни мембрани и диафрагми:
2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2+H2
Контактът на твърд NaOH или капки от неговия разтвор върху кожата причинява тежки изгаряния. Водните разтвори на NaOH по време на съхранение разрушават стъклото, а стопилките разрушават порцелана.
Натриевият карбонат Na 2 CO 3 се получава чрез насищане на воден разтвор на NaCl с амоняк и CO 2. Разтворимостта на получения натриев бикарбонат NaHCO 3 е по-малка от 10 g в 100 g вода при 20 ° C, основната част от NaHCO 3 се утаява:
NaCl+NH3 +CO2 =NaHCO3,
който се отделя чрез филтруване. Когато NaHCO 3 се калцинира, се образува калцинирана сода:
2NaHCO3 =Na2CO3 +CO2 +H2O
За повечето Na соли, разтворимостта с повишаване на температурата не се увеличава толкова много за калиевите соли (cm.КАЛИЙ).
Na е силен редуциращ агент:
TiCl4 +4Na=4NaCl+Ti
Приложение
Натрият се използва като редуциращ агент за активни метали; неговата стопилка, смесена с калий, е охлаждаща течност в ядрените реактори, тъй като не абсорбира добре неутроните. Натриевите пари се използват в лампи с нажежаема жичка.
NaCl се използва в хранително-вкусовата промишленост, натриевият хидроксид NaOH - в производството на хартия, сапун, изкуствени влакна и като електролит. Натриев карбонат Na 2 CO 3 и бикарбонат NaHCO 3 - използвани в хранително-вкусовата промишленост, съставна част на пожарогасителни средства и лекарство. Натриевият фосфат Na 3 PO 4 е компонент на детергенти, използвани в производството на стъкло и бои, в хранително-вкусовата промишленост и във фотографията. Силикати м Na 2 O п SiO 2 - компоненти на шихтата в производството на стъкло, за производство на алумосиликатни катализатори, топлоустойчив, киселиноустойчив бетон.
Физиологична роля
Натриевите йони Na + са необходими за нормалното функциониране на тялото; участват в метаболитните процеси. В човешката кръвна плазма съдържанието на Na + йони е 0,32% от теглото, в костите - 0,6%, в мускулната тъкан - 1,5%. За да се попълни естествената загуба, човек трябва да приема 4-5 g Na дневно с храната.
Характеристики на работа с метален натрий
Съхранявайте натрия в херметически затворени железни контейнери под слой дехидратиран керосин или минерално масло. Запаленият Na се залива с минерално масло или се покрива със смес от талк и NaCl. Получените Na метални отпадъци се унищожават в контейнери с етилов или пропилов алкохол.
Енциклопедичен речник. 2009 .
Синоними:Вижте какво е „натрий“ в други речници:
НАТРИЙ- НАТРИЙ. Натрий, химически елемент, символ Na, сребристо-бял, лъскав, моноатомен метал с восъчна плътност при обикновени температури, ставащ крехък на студено и дестилиран при ярка нажежена до червено топлина; открит от De.wi (1807) чрез електролиза... ... Голяма медицинска енциклопедия
- (гръцки nitron, латински natrum). Бял метал, който е част от трапезната сол, содата, селитрата и др. Речник на чуждите думи, включени в руския език. Chudinov A.N., 1910. НАТРИЯТ е бял лъскав мек метал, който бързо се окислява в... ... Речник на чуждите думи на руския език
Диаграма на разграждане на натрий 22 ... Wikipedia
- (Натрий), Na, химичен елемент от I група на периодичната таблица, атомен номер 11, атомна маса 22,98977; мек алкален метал, точка на топене 97,86°C. Натрият и неговите сплави с калий са охладители в ядрените реактори. Натриев компонент на сплави за... ... Съвременна енциклопедия
- (символ Na), често срещан сребристо-бял метален елемент, един от АЛКАЛНИТЕ МЕТАЛИ, изолиран за първи път от Хъмфри Дейви (1807). Намира се в соли в морската вода и в много минерали. Основният му източник е ХЛОРИД... ... Научно-технически енциклопедичен речник
Натрий- (Натрий), Na, химичен елемент от I група на периодичната таблица, атомен номер 11, атомна маса 22,98977; мек алкален метал, точка на топене 97,86°C. Натрият и неговите сплави с калий са охладители в ядрени реактори. Натрият е компонент на сплави за... ... Илюстрован енциклопедичен речник
- (лат. Natrium) Na, химичен елемент от група I на периодичната система на Менделеев, атомен номер 11, атомна маса 22,98977; се отнася до алкални метали. Името (от арабски natrun) първоначално се е отнасяло за натурална сода. Сребристо бял...... Голям енциклопедичен речник
Na (лат. Natrium, от арабски natrun, гръцки nitron, първоначално естествена сода * a. натрий, натрий; n. Natrium; f. sodium; i. sodio), хим. елемент от група I периодичен. система на Менделеев; в.с. 11, при. м. 22,98977; принадлежи към алкалните... ... Геоложка енциклопедия
Na е химичен елемент от I група на периодичната система, атомен номер 11, атомна маса 22,99; алкален метал; Поради високата си топлопроводимост и сравнително малко напречно сечение за улавяне на бавни неутрони, металният натрий (понякога легиран с... ... Термини за ядрена енергия
НАТРИЙ- хим. елемент, символ Na (лат. Natrium), at. п. 11, при. м. 22,98; принадлежи към алкалните метали, сребристо-бял цвят, плътност 968 kg/m3, t = 97,83°C, много мек, има висока топло- и електропроводимост. Н. лесно взаимодейства с... ... Голяма политехническа енциклопедия
НАТРИЙ, натрий, мн. не, съпруг (lat. natrium) (химикал). Мек и бял лек алкален метал. Трапезната сол е химично съединение на хлор и натрий. Обяснителен речник на Ушаков. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 ... Обяснителен речник на Ушаков
Книги
- Термодинамика и електрохимия на литиево-халкогенни и натриево-халкогенни системи, Александър Иванович Демидов, Андрей Георгиевич Морачевски, В момента има голям интерес към създаването на акумулаторни химически източници на ток (батерии) с висока енергийна производителност за превозни средства,… Категория: Физически науки. Астрономия Поредица: Учебници за ВУЗ. Специална литератураИздател:
Истинска, емпирична или груба формула: Na
Молекулно тегло: 22,99
Натрий- елемент от първата група (според старата класификация - основната подгрупа на първата група), третият период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 11. Означава се със символа Na (лат. натрий). Простото вещество натрий (CAS номер: 7440-23-5) е мек алкален метал със сребристо-бял цвят.
История и произход на името
Натрият (или по-скоро неговите съединения) е известен и използван от древни времена. В Библията, в книгата на пророк Еремия, се споменава думата древногръцки. νίτρον - в Септуагинта, а думата е лат. нитроет - във Вулгата (Йер. 2:22) като име на вещество, това е вид сода или поташ, които, смесени с масло, служеха за миещо средство. В Танах, думата на старогръцки. νίτρον съответстват на староеврейски. ברית - „сапун“ и други иврит. נתר - „луга (сапунена течност).“ Сода (натрон), открита естествено във водите на содови езера в Египет. Древните египтяни са използвали естествена сода за балсамиране, избелване на платна, готвене на храна и правене на бои и глазури. Плиний Стари пише, че в делтата на Нил содата (съдържаща достатъчно количество примеси) е изолирана от речната вода. Продава се под формата на големи парчета, оцветени в сиво или дори черно поради примеса на въглища.
Името „натрий“ идва от латинската дума natrium (срв. старогръцката νίτρον), която е заимствана от средноегипетския език (nṯr), където означава, наред с други неща: „сода“, „сода каустик“.
Съкращението „Na“ и думата натрий са използвани за първи път от академика, основател на Шведското дружество на лекарите Йонс Якоб Берцелиус (1779-1848) за обозначаване на природни минерали, които включват сода. Преди това (а също и все още на английски, френски и редица други езици) елементът се наричаше натрий (латински натрий) - това име натрий може би се връща към арабската дума suda, което означава „главоболие“, тъй като се използва сода по това време като лекарство за главоболие.
Натрият е получен за първи път от английския химик Хъмфри Дейви, който го съобщава на 19 ноември 1807 г. в лекция на Бейкър (в ръкописа на лекцията Дейви посочва, че е открил калия на 6 октомври 1807 г. и натрия няколко дни след калия) чрез електролиза на разтопен натриев хидроксид.
Да бъдеш сред природата
Кларк на натрий в земната кора е 25 kg/t. Съдържанието в морската вода под формата на съединения е 10,5 g/l. Металният натрий се среща като примес, който оцветява каменната сол в синьо. Солта придобива този цвят под въздействието на радиация.
разписка
Първият промишлен метод за производство на натрий беше реакцията на редукция на натриев карбонат с въглища чрез нагряване на плътна смес от тези вещества в железен съд до 1000 °C (метод на Девил):
Na 2 CO 3 +2C → 2Na+3CO.
Вместо въглища могат да се използват калциев карбид, алуминий, силиций, феросилиций и силикоалуминий.
С появата на електричеството друг метод за производство на натрий стана по-практичен - електролиза на разтопена сода каустик или натриев хлорид. В момента електролизата е основният метод за производство на натрий.
Натрият може да бъде получен и чрез циркониев термичен метод или чрез термично разлагане на натриев азид.
Физични свойства
Натрият е сребристо-бял метал, на тънки слоеве с лилав оттенък, пластичен, дори мек (лесно се реже с нож), пресен натрий е лъскав. Електрическата и топлопроводимостта на натрия е доста висока, плътността е 0,96842 g/cm³ (при 19,7 °C), точката на топене е 97,86 °C, а точката на кипене е 883,15 °C.
При натиск става прозрачен и червен като рубин.
При стайна температура натрият образува кристали в кубична система, пространствена група I m3m, параметри на клетката a = 0,42820 nm, Z = 2.
При температура от −268 °C (5 K) натрият преминава в хексагонална фаза, пространствена група P 63/mmc, параметри на клетката a = 0,3767 nm, c = 0,6154 nm, Z = 2.
Химични свойства
Алкалният метал лесно се окислява до натриев оксид във въздуха. За да се предпази от атмосферния кислород, металният натрий се съхранява под слой керосин.
4Na+O 2 → 2Na 2 O
При изгаряне във въздух или кислород се образува натриев пероксид:
2Na+O2 → Na2O2
Освен това има натриев озонид NaO 3.
Натрият реагира много бурно с водата; парче натрий, поставено във водата, се разтапя поради генерираната топлина, превръщайки се в бяла топка, която бързо се движи в различни посоки по повърхността на водата; реакцията настъпва с освобождаването на водород, който може да се запали. Уравнение на реакцията:
2Na+2H 2 O → 2NaOH + H 2
Както всички алкални метали, натрият е силен редуциращ агент и реагира енергично с много неметали (с изключение на азот, йод, въглерод, благородни газове):
2Na+Cl 2 → 2NaCl
2Na+H 2 → 2NaH
Натрият е по-активен от лития. Той реагира изключително слабо с азота в тлеещ разряд, образувайки много нестабилно вещество - натриев нитрид (за разлика от лесно образуващия се литиев нитрид):
6Na+N 2 → 2Na3N
Той взаимодейства с разредени метали като обикновен метал:
2Na+2HCl → 2NaCl+H 2
При концентрирани окислителни киселини се отделят редукционни продукти:
8Na+10HNO3 → 8NaNO 3 +NH 4 NO 3 +3H 2 O
Разтваря се в течен амоняк, образувайки син разтвор:
Na+4NH3 → Na(NH3) 4
Реагира с газ амоняк при нагряване:
2Na+2NH3 → 2NaNH 2 +H 2
С живака образува натриева амалгама, която се използва като по-мек редуциращ агент вместо чист метал. Когато се слее с калий, се получава течна сплав.
Алкилхалидите с излишък от метал могат да произведат натриеви органични съединения, силно реактивни съединения, които обикновено спонтанно се запалват във въздуха и експлодират с вода. При недостиг на метал възниква реакцията на Вюрц.
Той се разтваря в краун етери в присъствието на органични разтворители, давайки електрид или алкалид (в последния натрият има необичайна степен на окисление -1).
Приложение
Металният натрий се използва широко като силен редуциращ агент в препаративната химия и индустрията, включително металургията. Използва се за сушене на органични разтворители като етер. Натрият се използва в производството на високо енергоемки натриево-серни батерии. Използва се и в изпускателните клапани на двигателите на камиони като течен радиатор. Понякога металният натрий се използва като материал за електрически проводници, предназначени да носят много висок ток.
В сплав с калий, както и с рубидий и цезий, той се използва като високоефективен охладител. По-специално, сплавта със състав натрий 12%, калий 47%, цезий 41% има рекордно ниска точка на топене от -78 °C и е предложена като работна течност за йонни ракетни двигатели и охлаждаща течност за атомни електроцентрали.
Течнометален топлоносител в ядрени реактори на бързи неутрони BN-600 и BN-800.
Натрият се използва и в газоразрядни лампи с високо и ниско налягане (HPLD и LPLD). Лампите NLVD от типа DNaT (Arc Sodium Tubular) са много широко използвани в уличното осветление. Те излъчват ярка жълта светлина. Срокът на експлоатация на лампите HPS е 12-24 хиляди часа. Ето защо газоразрядните лампи от типа HPS са незаменими за градско, архитектурно и индустриално осветление. Има и лампи DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) и DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
Металният натрий се използва при качествен анализ. Сплавта на натрия и тестваното вещество се неутрализира с етанол, добавят се няколко милилитра дестилирана вода и се разделят на 3 части.
Натриевият хлорид (готварска сол) е най-старият използван ароматизатор и консервант.
Натриевият азид (NaN 3) се използва като азотиращ агент в металургията и при производството на оловен азид.
Натриевият цианид (NaCN) се използва в хидрометалургичния метод за извличане на злато от скали, както и в нитрокарбюризирането на стомана и в галванопластиката (посребряване, позлатяване).
Натриевият хлорат (NaClO 3) се използва за унищожаване на нежелана растителност по железопътните линии.
Натриеви изотопи
Понастоящем (2012) са известни 20 изотопа с масови числа от 18 до 37 и 2 ядрени изомера на натрия. Единственият стабилен изотоп е 23Na. Повечето изотопи имат период на полуразпад по-малък от една минута, само 2 радиоактивни изотопа - 22Na и 24Na - имат по-дълъг период на полуразпад. 22Na претърпява позитронно разпадане с период на полуразпад от 2,6027 години и се използва като източник на позитрони и в научни изследвания. 24Na, с β- полуживот на разпад от 15 часа, се използва в медицината за диагностика и лечение на някои форми на левкемия.
Биологична роля
Натрият е част от всички живи организми. Във висшите организми натрият се намира предимно в междуклетъчната течност на клетките (около 15 пъти повече, отколкото в цитоплазмата на клетката). Разликата в концентрацията поддържа вградената в клетъчната мембрана натриево-калиева помпа, изпомпваща натриеви йони от цитоплазмата в междуклетъчната течност.
Заедно с калия, натрият изпълнява следните функции:
- Създаване на условия за възникване на мембранен потенциал и мускулни контракции.
- Поддържане на осмотична концентрация в кръвта.
- Поддържане на киселинно-алкалния баланс.
- Нормализиране на водния баланс.
- Осигуряване на мембранен транспорт.
- Активиране на много ензими.
Натрият се намира в почти всички продукти в различни количества, въпреки че тялото получава по-голямата част от него от готварската сол, включително в консерви, полуготови продукти, сосове, колбаси и др. Други хранителни източници на натрий включват мононатриев глутамат, сода за хляб (натриев бикарбонат), натриев нитрит, натриев захаринат и натриев бензоат. Абсорбцията се извършва главно в стомаха и тънките черва. Витамин D подобрява усвояването на натрий, но прекомерно солените храни и храните, богати на протеини, пречат на нормалното усвояване. Количеството натрий, прието с храната, показва съдържанието на натрий в урината. Богатите на натрий храни се характеризират с ускорено отделяне.
Дефицит на натрий не се появява при човек, който се храни балансирано, но по време на гладуване могат да възникнат някои проблеми. Временният дефицит може да бъде причинен от употребата на диуретици, диария, прекомерно изпотяване или прекомерен прием на вода.
Симптомите на натриев дефицит включват загуба на тегло, повръщане, образуване на газове в стомашно-чревния тракт и нарушена абсорбция на аминокиселини и монозахариди. Дългосрочният дефицит причинява мускулни крампи и невралгия.
Твърде много натрий причинява подуване на краката и лицето, повишено отделяне на калий в урината и при някои хора високо кръвно налягане и задържане на течности. Максималното количество сол, което може да се преработи от бъбреците, е приблизително 20-30 грама; всяко по-голямо количество е опасно за живота.
Предпазни мерки
В лабораториите малки количества натрий (до около 1 кг) се съхраняват в затворени стъклени буркани под слой керосин, така че керосинът да покрие целия метал. Бурканът с натрий трябва да се съхранява в метален огнеупорен шкаф (сейф). Натрият се взема с пинсета или щипка, нарязва се със скалпел (натрият е пластмаса и се реже лесно с нож) върху суха повърхност (не на маса, а в стъклена чаша), необходимото количество и остатъкът се изплаща веднага. връща се в буркана под слой керосин и отрязаното парче се поставя или в керосин, или веднага се пуска в реакция. Преди да започнете работа с натрий, трябва да преминете обучение за безопасност; Лицата, които за първи път започват работа с натрий, трябва да извършват тази работа под наблюдението на служители с опит в такава работа. Обикновено в лабораторни условия за реакциите се използват количества натрий, които не надвишават няколко десетки грама. За демонстрационни експерименти, например, в уроците по химия в училище, трябва да приемате не повече от един грам натрий. След работа с метален натрий всички прибори и остатъци от натрий се заливат с неразреден алкохол и полученият разтвор се неутрализира със слаб киселинен разтвор. Трябва да се обърне особено внимание, за да се гарантира, че всички остатъци от натрий и обрезки са напълно неутрализирани, преди да се изхвърлят, тъй като натрият в боклука може да предизвика пожар, а в канализационния канал може да причини спукване на тръба. Всички работи с натрий, както и с алкали и алкални метали като цяло, трябва да се извършват с очила или защитна маска. Не се препоръчва да съхранявате натрий у дома или да правите експерименти с него.
Запалването и дори експлозията на метален натрий при контакт с вода и много органични съединения може да причини сериозни наранявания и изгаряния. Опитът да вземете парче натриев метал с голи ръце може да доведе до запалване (понякога експлодиране) поради влагата в кожата, причинявайки тежки натриеви изгаряния и последващи изгаряния. Изгарянето на натрий създава аерозол от натриев оксид, пероксид и хидроксид, който е корозивен. Някои реакции на натрий протичат много бурно (например със сяра, бром).
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.
Съдържание 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" (натурална 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 s 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 + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Топлината, отделена по време на реакцията, 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.
Има нарастваща употреба на разтопен натрий като топлообменна течност в ядрени реактори с бързи неутрони. 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:
5NaN3 + NaNO2 = 3Na2O + 8N2
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 п H 2 O, където п= 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 промишлен 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.
Днес натриевият хидроксид е най-важната основа в промишлеността. Годишното производство само в САЩ надхвърля 10 милиона тона. Получава се в огромни количества чрез електролиза на саламура. Когато разтвор на натриев хлорид се електролизира, се образува натриев хидроксид и се отделя 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 неутрализиране 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 хранителна подправка. 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 се превърнаха във 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 п H 2 O, K 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O.
Сред солите на алкалните елементи, получени промишлено, натриевият карбонат е от 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.
Общото уравнение на процеса е:
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:
| Общо | |
| север Америка | |
| Азия/Океания | |
| Зап. Европа | |
| Изток Европа | |
| Африка | |
| лат. Америка |
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. Неговите запаси 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 това приложение вече е изчезнало 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 солеви 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
