Natriumgas. Natrium (Na) ist der Hauptregulator des Wasserhaushalts im Körper. Mit anderen einfachen Substanzen
Ist es nach all dem ein Wunder, dass die Natriumproduktion weiter zunimmt?
Wir beenden unsere Geschichte über Element Nr. 11 mit den Worten von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew, die vor vielen Jahren geschrieben wurden, aber für unsere Tage doppelt wahr sind: „Die Herstellung von metallischem Natrium ist eine der wichtigsten Entdeckungen in der Chemie, nicht nur wegen ihr Das Konzept der einfachen Körper wurde erweitert und korrekter, vor allem aber, weil Natrium chemische Eigenschaften aufweist, die in anderen bekannten Metallen nur schwach zum Ausdruck kommen.“
Auf eine ausführliche Darstellung der chemischen Eigenschaften von Natrium wird verzichtet, da es sich um einen der wenigen Abschnitte der Chemie handelt, der in Schulbüchern recht ausführlich dargestellt wird.
- NATRIUM AUF EINEM U-BOOT. Na schmilzt bei 98 °C, siedet aber erst bei 883 °C. Folglich ist der Temperaturbereich des flüssigen Zustands dieses Elements ziemlich groß. Aus diesem Grund (und auch aufgrund des kleinen Neutroneneinfangquerschnitts) wurde Natrium in der Kernenergie als Kühlmittel eingesetzt. Insbesondere amerikanische Atom-U-Boote sind mit Kraftwerken mit Natriumkreisläufen ausgestattet. Die im Reaktor erzeugte Wärme erhitzt das flüssige Natrium, das zwischen Reaktor und Dampferzeuger zirkuliert. In einem Dampferzeuger verdampft Natrium beim Abkühlen Wasser, und das entstehende Hochdrucknatrium treibt eine Dampfturbine an. Für die gleichen Zwecke wird eine Legierung aus Natrium und Kalium verwendet.
- ANORGANISCHE PHOTOSYNTHESE. Bei der Oxidation von Natrium entsteht üblicherweise ein Oxid der Zusammensetzung Na 2 O. Wird Natrium jedoch in trockener Luft bei erhöhter Temperatur verbrannt, entsteht anstelle des Oxids das Peroxid Na 2 O 2. Dieser Stoff gibt sein „zusätzliches“ Sauerstoffatom leicht ab und hat daher stark oxidierende Eigenschaften. Früher wurde Natriumperoxid häufig zum Bleichen von Strohhüten verwendet. Nun ist der Anteil von Strohhüten an der Verwendung von Natriumperoxid vernachlässigbar; Seine Hauptmengen werden zum Bleichen von Papier und zur Luftregeneration in U-Booten verwendet. Wenn Natriumperoxid mit Kohlendioxid interagiert, findet der Prozess statt, der der Atmung entgegengesetzt ist: 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2, d. h. Kohlendioxid wird gebunden und Sauerstoff freigesetzt. Genau wie ein grünes Blatt!
- NATRIUM UND GOLD. Als Nr. 11 entdeckt wurde, war die Alchemie nicht mehr beliebt und die Idee, Natrium in Gold umzuwandeln, begeisterte die Naturwissenschaftler nicht mehr. Heutzutage wird jedoch viel Natrium verbraucht, um Gold zu gewinnen. „Golderz“ wird mit einer Natriumcyanidlösung behandelt (und aus elementarem Natrium gewonnen). Dabei wird Gold in eine lösliche Komplexverbindung umgewandelt, aus der es mit Hilfe von Zink isoliert wird. Zu den Hauptverbrauchern des Elements Nr. 11 gehören Goldgräber. Im industriellen Maßstab entsteht Na-Cyanid durch die Wechselwirkung von Natrium, Ammoniak und Koks bei einer Temperatur von etwa 800 °C.
- NATRIUMDRAHT. Die elektrische Leitfähigkeit von Natrium ist dreimal niedriger als die von Kupfer. Aber Natrium ist 9-mal leichter! Es stellt sich heraus, dass Natriumdrähte rentabler sind als Kupferdrähte. Natürlich bestehen dünne Drähte nicht aus Natrium, es empfiehlt sich jedoch, Stromschienen für hohe Ströme aus Natrium herzustellen. Bei diesen Reifen handelt es sich um an den Enden verschweißte Stahlrohre, die innen mit Natrium gefüllt sind. Solche Reifen sind günstiger als Kupferreifen.
- NATRIUM IN WASSER. Jedes Schulkind weiß, was passiert, wenn man ein Stück Natrium ins Wasser wirft. Genauer gesagt nicht ins Wasser, sondern aufs Wasser, denn Natrium ist leichter als Wasser. Die bei der Reaktion von Natrium mit Wasser freigesetzte Wärme reicht aus, um das Natrium zu schmelzen. Und nun läuft eine Natriumkugel durch das Wasser, angetrieben vom freigesetzten Wasserstoff. Allerdings ist die Reaktion von Natrium mit Wasser nicht nur ein gefährlicher Spaß; im Gegenteil, es ist oft nützlich. Mit Natrium werden Wasserspuren aus Transformatorenölen, Alkoholen, Ethern und anderen organischen Stoffen zuverlässig entfernt und mit Hilfe von Natriumamalgam (also einer Legierung aus Natrium und Quecksilber) lässt sich der Feuchtigkeitsgehalt in vielen Verbindungen schnell bestimmen. Amalgam reagiert mit Wasser viel ruhiger als Natrium selbst. Zur Bestimmung des Feuchtigkeitsgehalts wird einer Probe organischer Substanz eine bestimmte Menge Natriumamalgam zugesetzt und der Feuchtigkeitsgehalt anhand der freigesetzten Wasserstoffmenge bestimmt.
- NATRIUMGÜRTEL DER ERDE. Es ist ganz natürlich, dass Na auf der Erde nie in freiem Zustand vorkommt – dieses Metall ist zu aktiv. Doch in den oberen Schichten der Atmosphäre – in einer Höhe von etwa 80 km – wurde eine Schicht aus atomarem Natrium entdeckt. In dieser Höhe gibt es praktisch keinen Sauerstoff, keinen Wasserdampf oder irgendetwas anderes, mit dem Natrium reagieren könnte. Mit spektralen Methoden wurde Natrium auch im interstellaren Raum entdeckt.
- Isotope von Natrium. Natürliches Natrium besteht nur aus einem Isotop mit der Massenzahl 23. Es sind 13 radioaktive Isotope dieses Elements bekannt, von denen zwei von erheblichem wissenschaftlichen Interesse sind. Natrium-22 emittiert beim Zerfall Positronen – positiv geladene Teilchen, deren Masse gleich der Masse der Elektronen ist. Dieses Isotop mit einer Halbwertszeit von 2,58 Jahren wird als Positronenquelle genutzt. Und das Isotop Natrium-24 (seine Halbwertszeit beträgt etwa 15 Stunden) wird in der Medizin zur Diagnose und Behandlung einiger Formen von Leukämie – einer schweren Blutkrankheit – eingesetzt.
Wie bekommt man Natrium?
Ein moderner Elektrolyseur zur Herstellung von Natrium ist ein ziemlich beeindruckendes Gebilde, das wie ein Ofen aussieht. Dieser „Ofen“ besteht aus feuerfesten Ziegeln und ist außen von einem Stahlgehäuse umgeben. Eine Graphitanode wird von unten durch den Boden des Elektrolyseurs eingeführt und von einem ringförmigen Netz – einem Diaphragma – umgeben. Dieses Netz verhindert, dass Natrium in den Anodenraum eindringt und dort Chlor freigesetzt wird. Andernfalls würde das Element Nr. 11 in Chlor verbrennen. Die Anode ist übrigens auch ringförmig. Es ist aus Stahl gefertigt. Ein obligatorisches Zubehör für den Elektrolyseur sind zwei Kappen. Einer wird über der Anode installiert, um Chlor zu sammeln, der andere über der Kathode, um Natrium zu entfernen.
Eine Mischung aus gründlich getrocknetem Natriumchlorid und Calciumchlorid wird in den Elektrolyseur geladen. Diese Mischung schmilzt bei einer niedrigeren Temperatur als reines Natriumchlorid. Die Elektrolyse wird üblicherweise bei einer Temperatur von etwa 600 °C durchgeführt.
Die Elektroden werden mit einem Gleichstrom von etwa 6 V versorgt; An der Kathode werden Na+-Ionen entladen und Natriummetall freigesetzt. Das Natrium schwimmt auf und wird in eine spezielle Sammlung (natürlich ohne Luftzugang) geleitet. An der Anode werden Chlor-Nionionen Cl – abgegeben und Chlorgas freigesetzt – ein wertvolles Nebenprodukt der Natriumproduktion.
Typischerweise arbeitet der Elektrolyseur unter einer Belastung von 25.000 bis 30.000 A, während pro Tag 400 bis 500 kg Natrium und 600 bis 700 kg Chlor produziert werden.
„DAS METALLISCHSTE METALL.“ Dies wird manchmal als Natrium bezeichnet. Das ist nicht ganz fair: Im Periodensystem nehmen die metallischen Eigenschaften zu, wenn man sich von rechts nach links und von oben nach unten bewegt. Daher haben die Natriumanaloga in der Gruppe – Francium, Rubidium, Cäsium, Kalium – ausgeprägtere metallische Eigenschaften als Natrium. (Natürlich meinen wir nur chemische Eigenschaften.) Aber Natrium hat auch eine ganze Reihe „metallischer“ chemischer Eigenschaften. Es gibt leicht seine Valenzelektronen ab (eins pro Atom), weist immer die Wertigkeit 1+ auf und hat ausgeprägte reduzierende Eigenschaften. Natriumhydroxid NaOH ist ein starkes Alkali. All dies erklärt sich aus der Struktur des Natriumatoms, auf dessen äußerer Hülle sich ein Elektron befindet, von dem sich das Atom leicht trennen kann.
Natrium
NATRIUM-ICH; M. Chemisches Element (Na), ein weiches, silberweißes Metall, das an der Luft schnell oxidiert.
◁ Natrium, oh, oh. N-te Verbindungen. Nter Salpeter.
Natrium(lat. Natrium), chemisches Element der Gruppe I des Periodensystems; bezieht sich auf Alkalimetalle. Der Name (vom arabischen natrun) bezog sich ursprünglich auf natürliches Soda. Silberweißes Metall, weich, leicht (Dichte 0,968 g/cm3), schmelzbar ( T pl 97,86°C). An der Luft oxidiert es schnell. Bei Wechselwirkung mit Wasser kann es zu einer Explosion kommen. In der Erdkruste liegt es an sechster Stelle (Mineralien Halit, Mirabilit usw.) und an erster Stelle unter den metallischen Elementen im Weltmeer. Sie werden zur Herstellung reiner Metalle (K, Zr, Ta usw.), als Kühlmittel in Kernreaktoren (eine Legierung mit Kalium) und als Lumineszenzquelle in Natriumlampen verwendet. Natrium ist am Mineralstoffwechsel aller lebenden Organismen beteiligt.
NATRIUMNATRIUM (lateinisch Natrium, von arabisch natrun, griechisch nitron – natürliches Soda), Na (sprich „Natrium“), ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 11, Atommasse 22,98977. Ein stabiles Isotop, 23 Na, kommt in der Natur vor. Gehört zu den Alkalimetallen. Liegt in der dritten Periode der Gruppe IA im Periodensystem der Elemente. Konfiguration der äußeren Elektronenschicht 3 S 1 . Oxidationsstufe +1 (Wertigkeit I).
Der Radius des Atoms beträgt 0,192 nm, der Radius des Na + -Ions beträgt 0,116 nm (Koordinationszahl 6). Die aufeinanderfolgenden Ionisierungsenergien betragen 5,139 und 47,304 eV. Elektronegativität nach Pauling (cm. PAULING (Linus) 1,00.
Historische Referenz
Im antiken Griechenland wurden Kochsalz (Natriumchlorid NaCl), Ätzalkali (Natriumhydroxid NaOH) und Soda (Natriumcarbonat Na 2 CO 3) verwendet.
Na-Metall wurde erstmals 1807 von G. Davy gewonnen (cm. DAVY Humphrey) mittels Elektrolyse von Natronlaugeschmelze.
In der Natur sein
Der Gehalt in der Erdkruste beträgt 2,64 Gew.-%. Hauptmineralien: Halit (cm. HALIT) NaCl, Mirabilit (cm. MIRABILIT) Na 2 SO 4 10H 2 O, Thenardit (cm. THENARDITIS) Na 2 SO 4, chilenischer Salpeter NaNO 3 ,
Thron (cm. TRON) NaHCO 3 Na 2 CO 3 2H 2 O, Borax (cm. BORA) Na 2 B 4 O 7 10H 2 O und natürliche Silikate, zum Beispiel Nephelin (cm. NEPHELIN) N / A.
Das Wasser des Weltmeeres enthält 1,5 · 10 · 16 Tonnen Natriumsalze.
Quittung
Na wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid NaCl unter Zusatz von NaCl 2, KCl und NaF gewonnen, um den Schmelzpunkt des Elektrolyten auf 600 °C zu senken. Anoden bestehen aus Graphit, Kathoden aus Kupfer oder Eisen. Die Elektrolyse der Schmelze erfolgt in einem Stahlelektrolyseur mit Diaphragma. Parallel zur Na-Elektrolyse wird Cl 2 gewonnen:
2NaCl=2Na+Cl2
Das entstehende Na wird durch Vakuumdestillation oder Behandlung mit Titan oder einer Titan-Zirkonium-Legierung gereinigt.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Natrium ist ein weiches, silberweißes Metall, das an der Luft schnell anläuft.
Na ist weich, lässt sich leicht mit einem Messer schneiden und lässt sich pressen und rollen. Oberhalb von -222°C ist die kubische Modifikation stabil, A= 0,4291 nm. Unten ist die sechseckige Modifikation. Dichte 0,96842 kg/dm3. Schmelzpunkt 97,86°C, Siedepunkt 883,15°C. Natriumdampf besteht aus Na und Na 2 .
Na ist chemisch sehr aktiv. Bei Raumtemperatur interagiert es mit Ö 2
Luft, Wasserdampf und CO 2 unter Bildung einer lockeren Kruste. Beim Verbrennen von Na in Sauerstoff entstehen Na 2 O 2-Peroxid und Na 2 O-Oxid:
4Na+O 2 =2Na 2 O und 2Na+O 2 =Na 2 O 2
Beim Erhitzen an der Luft brennt Na mit gelber Flamme; viele Natriumsalze färben die Flamme ebenfalls gelb. Natrium reagiert heftig mit Wasser und verdünnten Säuren:
2Na+H 2 O=2NaOH+H 2
Bei der Wechselwirkung von Na und Alkohol wird H2 freigesetzt und Natriumalkoxid gebildet. Beispielsweise bildet Na bei der Wechselwirkung mit Ethanol C 2 H 5 OH Natriumethanolat C 2 H 5 OHa:
C 2 H 5 OH + 2Na = 2 C 2 H 5 ONa + H 2
Sauerstoffhaltige Säuren, die mit Na interagieren, werden reduziert:
2Na+2H 2 SO 4 =SO 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O
Beim Erhitzen auf 200 °C reagiert Na mit H2 unter Bildung von NaH-Hydrid:
2Na+H 2 =2NaH
Natrium entzündet sich spontan in einer Fluoratmosphäre (cm. FLUOR) oder Chlor (cm. CHLOR), mit Jod (cm. IOD) reagiert bei Erwärmung. Beim Mahlen im Mörser reagiert Na mit S unter Bildung von Sulfiden unterschiedlicher Zusammensetzung. Mit N 2 erfolgt die Reaktion in einer elektrischen Entladung, es entsteht Natriumnitrid Na 3 N oder Azid NaN 3. Na reagiert mit flüssigem Ammoniak zu blauen Lösungen, in denen Na als Na+-Ionen vorliegt.
Natriumoxid Na 2 O weist ausgeprägte basische Eigenschaften auf, reagiert leicht mit Wasser unter Bildung einer starken Base – Natriumhydroxid NaOH:
Na 2 O+H 2 O=2NaOH
Natriumperoxid Na 2 O 2 reagiert mit Wasser unter Freisetzung von Sauerstoff:
2Na 2 O 2 +2H 2 O=4NaOH+O 2
Natriumhydroxid ist eine sehr starke Base, ein Alkali ( cm. ALKALI) sind gut wasserlöslich (108 g NaOH lösen sich in 100 g Wasser bei 20 °C). NaOH interagiert mit Säure und Amphoter (cm. AMPHOTERIZITÄT) Oxide:
CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O,
Al 2 O 3 +2NaOH+3H 2 O=2Na (in Lösung),
Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (im geschmolzenen Zustand)
In der Industrie wird Natriumhydroxid NaOH durch Elektrolyse wässriger Lösungen von NaCl oder Na 2 CO 3 unter Verwendung von Ionenaustauschmembranen und Diaphragmen hergestellt:
2NaCl+2H 2 O=2NaOH+Cl 2 +H 2
Der Kontakt von festem NaOH oder Tropfen seiner Lösung mit der Haut führt zu schweren Verbrennungen. Wässrige NaOH-Lösungen zerstören bei der Lagerung Glas und Schmelzen zerstören Porzellan.
Natriumcarbonat Na 2 CO 3 wird durch Sättigung einer wässrigen NaCl-Lösung mit Ammoniak und CO 2 gewonnen. Die Löslichkeit des entstehenden Natriumbicarbonats NaHCO 3 beträgt weniger als 10 g in 100 g Wasser bei 20°C, der Hauptteil des NaHCO 3 fällt aus:
NaCl+NH 3 +CO 2 =NaHCO 3,
welches durch Filtration abgetrennt wird. Beim Kalzinieren von NaHCO 3 entsteht Soda:
2NaHCO 3 =Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O
Bei den meisten Na-Salzen nimmt die Löslichkeit mit steigender Temperatur nicht so stark zu; (cm. KALIUM).
Na ist ein starkes Reduktionsmittel:
TiCl 4 +4Na=4NaCl+Ti
Anwendung
Natrium wird als Reduktionsmittel für aktive Metalle verwendet; seine mit Kalium vermischte Schmelze dient in Kernreaktoren als Kühlmittel, da es Neutronen nicht gut absorbiert. Na-Dampf wird in Glühlampen verwendet.
NaCl wird in der Lebensmittelindustrie verwendet, Natriumhydroxid NaOH – bei der Herstellung von Papier, Seife, Kunstfasern und als Elektrolyt. Natriumcarbonat Na 2 CO 3 und Bicarbonat NaHCO 3 – werden in der Lebensmittelindustrie verwendet, sind Bestandteil von Feuerlöschmitteln und ein Arzneimittel. Natriumphosphat Na 3 PO 4 ist Bestandteil von Reinigungsmitteln, die in der Glas- und Farbenherstellung, in der Lebensmittelindustrie und in der Fotografie eingesetzt werden. Silikate M Na 2 O N SiO 2 – Einsatzkomponenten in der Glasherstellung, zur Herstellung von Alumosilikat-Katalysatoren, hitzebeständiger, säurebeständiger Beton.
Physiologische Rolle
Natriumionen Na + sind für das normale Funktionieren des Körpers notwendig; sie sind an Stoffwechselprozessen beteiligt. Im menschlichen Blutplasma beträgt der Gehalt an Na+-Ionen 0,32 Gew.-%, in Knochen 0,6 % und im Muskelgewebe 1,5 %. Um den natürlichen Verlust auszugleichen, muss eine Person täglich 4–5 g Na mit der Nahrung zu sich nehmen.
Merkmale des Umgangs mit Natriummetall
Lagern Sie Natrium in hermetisch verschlossenen Eisenbehältern unter einer Schicht aus dehydriertem Kerosin oder Mineralöl. Das entzündete Na wird mit Mineralöl übergossen oder mit einer Mischung aus Talkum und NaCl bedeckt. Der entstehende Na-Metallabfall wird in Behältern mit Ethyl- oder Propylalkohol vernichtet.
Enzyklopädisches Wörterbuch. 2009 .
Synonyme:Sehen Sie, was „Natrium“ in anderen Wörterbüchern ist:
NATRIUM- NATRIUM. Natrium, chemisch Element, Symbol Na, ein silberweißes, glänzendes, einatomiges Metall mit einer wachsartigen Dichte bei normalen Temperaturen, das in der Kälte spröde wird und in hellroter Hitze destilliert; von Dewi (1807) durch Elektrolyse entdeckt... ... Große medizinische Enzyklopädie
- (griech. Nitron, lateinisch Natrium). Ein weißes Metall, das Bestandteil von Speisesalz, Soda, Salpeter usw. ist. Ein Wörterbuch mit Fremdwörtern der russischen Sprache. Chudinov A.N., 1910. NATRIUM ist ein weißes, glänzendes, weiches Metall, das schnell zu... ... oxidiert. Wörterbuch der Fremdwörter der russischen Sprache
Natriumabbaudiagramm 22 ... Wikipedia
- (Natrium), Na, chemisches Element der Gruppe I des Periodensystems, Ordnungszahl 11, Atommasse 22,98977; weiches Alkalimetall, Schmelzpunkt 97,86°C. Natrium und seine Legierungen mit Kalium sind Kühlmittel in Kernreaktoren. Natriumbestandteil von Legierungen für... ... Moderne Enzyklopädie
- (Symbol Na), ein häufig vorkommendes silberweißes Metallelement, eines der ALKALIMETALLE, erstmals isoliert von Humphry Davy (1807). Es kommt in Salzen im Meerwasser und in vielen Mineralien vor. Seine Hauptquelle ist CHLORID... ... Wissenschaftliches und technisches Enzyklopädisches Wörterbuch
Natrium- (Natrium), Na, chemisches Element der Gruppe I des Periodensystems, Ordnungszahl 11, Atommasse 22,98977; weiches Alkalimetall, Schmelzpunkt 97,86°C. Natrium und seine Legierungen mit Kalium sind Kühlmittel in Kernreaktoren. Natrium ist Bestandteil von Legierungen für... ... Illustriertes enzyklopädisches Wörterbuch
- (lat. Natrium) Na, chemisches Element der Gruppe I des Periodensystems von Mendelejew, Ordnungszahl 11, Atommasse 22,98977; bezieht sich auf Alkalimetalle. Der Name (von arabisch natrun) bezog sich ursprünglich auf natürliches Soda. Silbrig Weiß... ... Großes enzyklopädisches Wörterbuch
Na (lateinisch Natrium, von arabisch natrun, griech. nitron, ursprünglich natürliches Soda * a. Natrium, Natrium; n. Natrium; f. Natrium; i. sodio), chemisch. Element der Gruppe I periodisch. Mendelejews System; at.s. 11, um. m. 22,98977; gehört zu alkalisch... ... Geologische Enzyklopädie
Na ist ein chemisches Element der Gruppe I des Periodensystems, Ordnungszahl 11, Atommasse 22,99; Alkalimetall; Aufgrund seiner hohen Wärmeleitfähigkeit und seines relativ kleinen Querschnitts zum Einfangen langsamer Neutronen ist metallisches Natrium (manchmal legiert mit... ... Begriffe zur Kernenergie
NATRIUM- chem. Element, Symbol Na (lat. Natrium), at. N. 11, um. m. 22,98; gehört zu den Alkalimetallen, silberweiße Farbe, Dichte 968 kg/m3, t = 97,83°C, sehr weich, hat eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. N. interagiert leicht mit... ... Große Polytechnische Enzyklopädie
NATRIUM, Natrium, pl. kein Ehemann (lat. Natrium) (chemisch). Ein weiches und weißes, leichtes Alkalimetall. Speisesalz ist eine chemische Verbindung aus Chlor und Natrium. Uschakows erklärendes Wörterbuch. D.N. Uschakow. 1935 1940 ... Uschakows erklärendes Wörterbuch
Bücher
- Thermodynamik und Elektrochemie von Lithium-Chalkogen- und Natrium-Chalkogen-Systemen, Alexander Ivanovich Demidov, Andrey Georgievich Morachevsky, Derzeit besteht großes Interesse an der Schaffung wiederaufladbarer chemischer Stromquellen (Batterien) mit hoher Energieleistung für Fahrzeuge,… Kategorie: Physikalische Wissenschaften. Astronomie Reihe: Lehrbücher für Universitäten. Spezialliteratur Herausgeber:
Wahre, empirische oder grobe Formel: N / A
Molekulargewicht: 22,99
Natrium- ein Element der ersten Gruppe (gemäß der alten Klassifikation - die Hauptuntergruppe der ersten Gruppe), die dritte Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew, mit der Ordnungszahl 11. Gekennzeichnet durch das Symbol Na (lat. Natrium). Der einfache Stoff Natrium (CAS-Nummer: 7440-23-5) ist ein weiches Alkalimetall von silbrig-weißer Farbe.
Geschichte und Herkunft des Namens
Natrium (bzw. seine Verbindungen) ist seit der Antike bekannt und wird verwendet. In der Bibel, im Buch des Propheten Jeremia, wird das Wort Altgriechisch erwähnt. νίτρον – in der Septuaginta, und das Wort ist Lat. nitroet – in der Vulgata (Jer. 2,22) als Name einer Substanz, es handelt sich um eine Art Soda oder Pottasche, die mit Öl vermischt als Waschmittel diente. Im Tanach ist das Wort im Altgriechischen. νίτρον entspricht dem alten Hebräisch. ברית – „Seife“ und anderes Hebräisch. נתר – „Lauge (Seifenflüssigkeit)“. Soda (Natron), kommt natürlicherweise im Wasser der Sodaseen in Ägypten vor. Die alten Ägypter verwendeten natürliches Soda zum Einbalsamieren, Bleichen von Leinwand, zum Kochen von Speisen sowie zur Herstellung von Farben und Glasuren. Plinius der Ältere schreibt, dass im Nildelta Soda (es enthielt einen ausreichenden Anteil an Verunreinigungen) aus Flusswasser isoliert wurde. Es kam in Form großer Stücke in den Handel, die durch die Beimischung von Kohle grau oder sogar schwarz gefärbt waren.
Der Name „Natrium“ kommt vom lateinischen Wort natrium (vgl. altgriechisch νίτρον), das aus der mittelägyptischen Sprache (nṯr) entlehnt wurde und dort unter anderem „Soda“, „Natronlauge“ bedeutete.
Die Abkürzung „Na“ und das Wort Natrium wurden erstmals vom Akademiker und Gründer der Schwedischen Ärztegesellschaft, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848), verwendet, um sich auf natürliche Mineralien zu beziehen, zu denen auch Soda gehörte. Früher (und auch noch in Englisch, Französisch und einer Reihe anderer Sprachen) wurde das Element Natrium (lateinisch Natrium) genannt – dieser Name Natrium geht möglicherweise auf das arabische Wort suda zurück, was „Kopfschmerz“ bedeutet, da Soda verwendet wurde damals als Kopfschmerzmittel.
Natrium wurde erstmals vom englischen Chemiker Humphry Davy gewonnen, der am 19. November 1807 in Bakers Vorlesung darüber berichtete (im Manuskript der Vorlesung gab Davy an, dass er Kalium am 6. Oktober 1807 und Natrium einige Tage nach Kalium entdeckte). , durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumhydroxid.
In der Natur sein
Die Clarke-Konzentration von Natrium in der Erdkruste beträgt 25 kg/t. Der Gehalt an Verbindungen im Meerwasser beträgt 10,5 g/l. Natriummetall kommt als Verunreinigung vor, die Steinsalz blau färbt. Salz erhält diese Farbe unter dem Einfluss von Strahlung.
Quittung
Die erste industrielle Methode zur Herstellung von Natrium war die Reduktionsreaktion von Natriumcarbonat mit Kohle durch Erhitzen einer engen Mischung dieser Substanzen in einem Eisenbehälter auf 1000 °C (Deville-Methode):
Na 2 CO 3 +2C → 2Na+3CO.
Anstelle von Kohle können auch Kalziumkarbid, Aluminium, Silizium, Ferrosilizium und Siliziumaluminium verwendet werden.
Mit dem Aufkommen der elektrischen Energie wurde eine andere Methode zur Herstellung von Natrium praktischer – die Elektrolyse von geschmolzener Natronlauge oder Natriumchlorid. Derzeit ist die Elektrolyse die wichtigste Methode zur Herstellung von Natrium.
Natrium kann auch durch die thermische Zirkoniummethode oder durch thermische Zersetzung von Natriumazid gewonnen werden.
Physikalische Eigenschaften
Natrium ist ein silberweißes Metall, in dünnen Schichten mit violetter Tönung, plastisch, sogar weich (leicht mit einem Messer zu schneiden), ein frischer Natriumschnitt ist glänzend. Die elektrische und thermische Leitfähigkeit von Natrium ist recht hoch, die Dichte beträgt 0,96842 g/cm³ (bei 19,7 °C), der Schmelzpunkt liegt bei 97,86 °C und der Siedepunkt bei 883,15 °C.
Unter Druck wird es transparent und rot, wie ein Rubin.
Bei Raumtemperatur bildet Natrium Kristalle im kubischen System, Raumgruppe I m3m, Zellparameter a = 0,42820 nm, Z = 2.
Bei einer Temperatur von −268 °C (5 K) geht Natrium in die hexagonale Phase über, Raumgruppe P 63/mmc, Zellparameter a = 0,3767 nm, c = 0,6154 nm, Z = 2.
Chemische Eigenschaften
Ein Alkalimetall oxidiert an der Luft leicht zu Natriumoxid. Zum Schutz vor Luftsauerstoff wird Natriummetall unter einer Kerosinschicht gelagert.
4Na+O 2 → 2Na 2 O
Beim Verbrennen an Luft oder Sauerstoff entsteht Natriumperoxid:
2Na+O 2 → Na 2 O 2
Darüber hinaus gibt es Natriumozonid NaO 3.
Natrium reagiert sehr heftig mit Wasser; ein in Wasser gegebenes Stück Natrium schwimmt auf, schmilzt und verwandelt sich in eine weiße Kugel, die sich schnell in verschiedene Richtungen entlang der Wasseroberfläche bewegt Wasserstoff, der sich entzünden kann. Reaktionsgleichung:
2Na+2H 2 O → 2NaOH +H 2
Wie alle Alkalimetalle ist Natrium ein starkes Reduktionsmittel und reagiert heftig mit vielen Nichtmetallen (mit Ausnahme von Stickstoff, Jod, Kohlenstoff, Edelgasen):
2Na+Cl 2 → 2NaCl
2Na+H 2 → 2NaH
Natrium ist aktiver als Lithium. Es reagiert äußerst schlecht mit Stickstoff in einer Glimmentladung und bildet eine sehr instabile Substanz – Natriumnitrid (im Gegensatz zum leicht zu bildenden Lithiumnitrid):
6Na+N 2 → 2Na3N
Es interagiert mit verdünnten Metallen wie gewöhnliches Metall:
2Na+2HCl → 2NaCl+H 2
Bei konzentrierten oxidierenden Säuren werden Reduktionsprodukte freigesetzt:
8Na+10HNO3 → 8NaNO 3 +NH 4 NO 3 +3H 2 O
Löst sich in flüssigem Ammoniak auf und bildet eine blaue Lösung:
Na+4NH3 → Na(NH 3) 4
Reagiert beim Erhitzen mit Ammoniakgas:
2Na+2NH3 → 2NaNH 2 +H 2
Mit Quecksilber bildet es Natriumamalgam, das als weicheres Reduktionsmittel anstelle von reinem Metall verwendet wird. Beim Schmelzen mit Kalium entsteht eine flüssige Legierung.
Alkylhalogenide mit überschüssigem Metall können Organonatriumverbindungen erzeugen, hochreaktive Verbindungen, die sich normalerweise an der Luft spontan entzünden und mit Wasser explodieren. Bei Metallmangel kommt es zur Wurtz-Reaktion.
Es löst sich in Kronenethern in Gegenwart organischer Lösungsmittel und ergibt ein Elektrid oder Alkalid (im letzteren hat Natrium die ungewöhnliche Oxidationsstufe −1).
Anwendung
Natriummetall wird häufig als starkes Reduktionsmittel in der präparativen Chemie und Industrie, einschließlich der Metallurgie, verwendet. Wird zum Trocknen organischer Lösungsmittel wie Ether verwendet. Natrium wird bei der Herstellung sehr energieintensiver Natrium-Schwefel-Batterien verwendet. Es wird auch in Auslassventilen von Lkw-Motoren als Flüssigkeitskühlkörper verwendet. Gelegentlich wird Natriummetall als Material für elektrische Leitungen verwendet, die sehr hohe Ströme führen sollen.
In einer Legierung mit Kalium sowie mit Rubidium und Cäsium wird es als hocheffizientes Kühlmittel eingesetzt. Insbesondere die Legierung mit der Zusammensetzung Natrium 12 %, Kalium 47 % und Cäsium 41 % hat einen rekordtiefen Schmelzpunkt von −78 °C und wurde als Arbeitsflüssigkeit für Ionenraketentriebwerke und als Kühlmittel für Kernkraftwerke vorgeschlagen.
Flüssigmetallkühlmittel in den Kernreaktoren BN-600 und BN-800 für schnelle Neutronen.
Natrium wird auch in Hoch- und Niederdruckentladungslampen (HPLD und LPLD) verwendet. NLVD-Lampen vom Typ DNaT (Arc Sodium Tubular) werden sehr häufig in der Straßenbeleuchtung eingesetzt. Sie geben ein helles gelbes Licht ab. Die Lebensdauer von HPS-Lampen beträgt 12-24.000 Stunden. Daher sind Gasentladungslampen vom Typ HPS für die städtische, architektonische und industrielle Beleuchtung unverzichtbar. Es gibt auch Lampen DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) und DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
Natriummetall wird in der qualitativen Analyse verwendet. Die Legierung aus Natrium und der Testsubstanz wird mit Ethanol neutralisiert, einige Milliliter destilliertes Wasser werden hinzugefügt und in 3 Teile geteilt. Der J. Lassaigne-Test (1843) dient der Bestimmung von Stickstoff, Schwefel und Halogenen (Beilstein-Test).
Natriumchlorid (Speisesalz) ist das älteste verwendete Aroma- und Konservierungsmittel.
Natriumazid (NaN 3) wird als Nitriermittel in der Metallurgie und bei der Herstellung von Bleiazid verwendet.
Natriumcyanid (NaCN) wird bei der hydrometallurgischen Methode der Goldauslaugung aus Gesteinen sowie bei der Nitrocarburierung von Stahl und beim Galvanisieren (Versilbern, Vergolden) verwendet.
Natriumchlorat (NaClO 3) wird zur Zerstörung unerwünschter Vegetation auf Bahngleisen eingesetzt.
Natriumisotope
Derzeit (2012) sind 20 Isotope mit Massenzahlen von 18 bis 37 und 2 Kernisomere von Natrium bekannt. Das einzige stabile Isotop ist 23Na. Die meisten Isotope haben eine Halbwertszeit von weniger als einer Minute, nur 2 radioaktive Isotope – 22Na und 24Na – haben eine längere Halbwertszeit. 22Na unterliegt einem Positronenzerfall mit einer Halbwertszeit von 2,6027 Jahren und wird als Positronenquelle und in der wissenschaftlichen Forschung verwendet. 24Na mit einer β−-Zerfallshalbwertszeit von 15 Stunden wird in der Medizin zur Diagnose und Behandlung einiger Formen von Leukämie eingesetzt.
Biologische Rolle
Natrium ist Bestandteil aller lebenden Organismen. In höheren Organismen kommt Natrium hauptsächlich in der Interzellularflüssigkeit der Zellen vor (etwa 15-mal mehr als im Zytoplasma der Zelle). Der Konzentrationsunterschied hält die in die Zellmembran eingebaute Natrium-Kalium-Pumpe aufrecht und pumpt Natriumionen aus dem Zytoplasma in die Interzellularflüssigkeit.
Natrium erfüllt zusammen mit Kalium folgende Funktionen:
- Schaffung von Bedingungen für das Auftreten von Membranpotential und Muskelkontraktionen.
- Aufrechterhaltung der osmotischen Konzentration des Blutes.
- Aufrechterhaltung des Säure-Basen-Gleichgewichts.
- Normalisierung des Wasserhaushalts.
- Sicherstellung des Membrantransports.
- Aktivierung vieler Enzyme.
Natrium kommt in fast allen Produkten in unterschiedlichen Mengen vor, wobei der Körper den größten Teil davon über Speisesalz aufnimmt, unter anderem in Konserven, Halbfertigprodukten, Soßen, Würstchen etc. Andere Nahrungsquellen für Natrium sind Mononatriumglutamat, Backpulver (Natriumbicarbonat), Natriumnitrit, Natriumsaccharinat und Natriumbenzoat. Die Resorption erfolgt hauptsächlich im Magen und Dünndarm. Vitamin D verbessert die Natriumaufnahme, übermäßig salzige und proteinreiche Lebensmittel beeinträchtigen jedoch die normale Aufnahme. Die mit der Nahrung aufgenommene Natriummenge zeigt den Natriumgehalt im Urin an. Natriumreiche Lebensmittel zeichnen sich durch eine beschleunigte Ausscheidung aus.
Bei einer Person, die sich ausgewogen ernährt, tritt kein Natriummangel auf, beim Fasten können jedoch einige Probleme auftreten. Ein vorübergehender Mangel kann durch die Einnahme von Diuretika, Durchfall, übermäßiges Schwitzen oder übermäßige Wasseraufnahme verursacht werden.
Zu den Symptomen eines Natriummangels zählen Gewichtsverlust, Erbrechen, Gasbildung im Magen-Darm-Trakt und eine beeinträchtigte Aufnahme von Aminosäuren und Monosacchariden. Ein langfristiger Mangel führt zu Muskelkrämpfen und Neuralgien.
Zu viel Natrium führt zu Schwellungen der Beine und des Gesichts, einer erhöhten Kaliumausscheidung im Urin und bei manchen Menschen zu Bluthochdruck und Flüssigkeitsansammlung. Die maximale Salzmenge, die von den Nieren verarbeitet werden kann, beträgt etwa 20-30 Gramm; jede größere Menge ist lebensgefährlich.
Vorsichtsmaßnahmen
In Laboren werden kleine Mengen Natrium (bis zu etwa 1 kg) in verschlossenen Glasgefäßen unter einer Kerosinschicht gelagert, sodass das Kerosin das gesamte Metall bedeckt. Das Natriumglas sollte in einem feuerfesten Metallschrank (sicher) aufbewahrt werden. Natrium wird mit einer Pinzette oder Zange entnommen, mit einem Skalpell (Natrium ist aus Kunststoff und lässt sich leicht mit einem Messer schneiden) auf einer trockenen Oberfläche (nicht auf dem Tisch, sondern in einem Glasbecher) in die erforderliche Menge geschnitten und der Rest sofort zurückgegeben Das Glas wird unter eine Schicht Kerosin gestellt und das geschnittene Stück wird entweder in Kerosin gelegt oder sofort zur Reaktion gebracht. Bevor Sie mit Natrium arbeiten, müssen Sie eine Sicherheitsschulung absolvieren. Personen, die zum ersten Mal mit Natrium arbeiten, müssen diese Arbeiten unter der Aufsicht von Mitarbeitern mit Erfahrung in derartigen Arbeiten durchführen. Typischerweise werden unter Laborbedingungen für Reaktionen Natriummengen verwendet, die mehrere zehn Gramm nicht überschreiten. Für Schauversuche, zum Beispiel im Chemieunterricht in der Schule, sollten Sie nicht mehr als ein Gramm Natrium zu sich nehmen. Nach der Arbeit mit metallischem Natrium werden alle Utensilien und Natriumreste mit unverdünntem Alkohol übergossen und die resultierende Lösung mit einer schwachen Säurelösung neutralisiert. Es sollte besonders darauf geachtet werden, dass alle Natriumrückstände und -abfälle vor der Entsorgung vollständig neutralisiert werden, da Natrium im Müll einen Brand verursachen kann und in einem Abwasserkanal ein Rohr platzen kann. Alle Arbeiten mit Natrium sowie mit Laugen und Alkalimetallen im Allgemeinen müssen mit einer Schutzbrille oder einer Schutzmaske durchgeführt werden. Es wird nicht empfohlen, Natrium zu Hause aufzubewahren oder Experimente damit durchzuführen.
Die Entzündung und sogar Explosion von Natriummetall in Kontakt mit Wasser und vielen organischen Verbindungen kann zu schweren Verletzungen und Verbrennungen führen. Der Versuch, ein Stück Natriummetall mit bloßen Händen aufzunehmen, kann aufgrund der Feuchtigkeit in der Haut dazu führen, dass es sich entzündet (manchmal explodiert), was zu schweren Natriumverbrennungen und daraus resultierenden Verbrennungen führt. Beim Verbrennen von Natrium entsteht ein Aerosol aus Natriumoxid, -peroxid und -hydroxid, das ätzend ist. Einige Reaktionen von Natrium verlaufen sehr heftig (z. B. mit Schwefel, Brom).
Natrium ist ein chemisches Element, das zur ersten Gruppe des von D. I. Mendeleev erstellten Periodensystems gehört.
Natrium hat die Ordnungszahl 11 und sein Atomgewicht beträgt 22,99. Natrium ist so weich, dass es mit einem Messer geschnitten werden kann. Seine Dichte (bei 20°C) beträgt 0,968 g/cm3. Hat einen Schmelzpunkt von etwa 98 °C; und der Siedepunkt von Natrium beträgt 883° C.
Natrium ist ein reaktives und sehr aktives Element; Bei Lagerung an der Luft oxidiert es sehr leicht zu Natriumcarbonat und Natriumoxidhydrat.
Natrium kann mit vielen Metallen Legierungen bilden, die in Wissenschaft und Produktion von großer technischer Bedeutung sind. Natrium und seine Legierungen werden in vielen Industriebereichen häufig verwendet. In der chemischen Industrie wird Natrium zur Herstellung von Natriumperoxid, Tetraethylblei (über die Na-Pb-Legierung), Natriumcyanid, Natriumhydrid, Reinigungsmitteln usw. verwendet.
In der metallurgischen Industrie wird Natrium als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Thorium, Uran, Titan, Zirkonium und anderen Metallen aus ihren Fluoridverbindungen oder Chloriden verwendet. Natrium in flüssiger Form sowie seine Legierungen mit Kalium werden in der Kernenergie als Kühlmittel eingesetzt.
Es überrascht nicht, dass Natrium eines der häufigsten chemischen Elemente in der Natur ist. Nach verschiedenen Schätzungen beträgt sein Gehalt in der Erdkruste 2,27 %. Selbst in lebenden Organismen kommt es in Mengen von bis zu 0,02 % vor. Obwohl Natrium zur Gruppe der Metalle gehört, kommt es aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität in der Natur nicht in reiner Form vor. Am häufigsten kommt es in Form von Chlorid NaCl (Steinsalz, Halit) sowie Nitrat NaNO3 (Salpeter), Carbonat Na2CO3 NaHCO3 2H2O (Trona), Sulfat Na2SO4 10H2O (Mirabilit), Na2B4O7 4H2O (Kernit) und Tetraborat Na2B4O7 vor 10 H2O (Borax) und andere Salze. Meerwasser enthält von Natur aus große Vorräte an Natriumchlorid.
In der Lebensmittelindustrie ist es Speisesalz, das zum Kochen sehr wichtig ist, in der chemischen Industrie wird es zur Herstellung von Mineraldüngern und Antiseptika verwendet und in der Leichtindustrie wird Natrium zur Behandlung von Leder verwendet. Es wird auch häufig in der metallurgischen Produktion, bei der Herstellung von Gasentladungslampen und in Form einer Legierung mit Kalium als Kältemittel verwendet.
Ohne den Einsatz seiner Verbindungen (Natriumformiat und Natriumfluorid) ist die Entwicklung der modernen Bauindustrie heute nicht möglich; Da sie sowohl ein Frostschutzmittel als auch ein hervorragender Weichmacher bei der Herstellung von hochwertigem Beton und verschiedenen daraus hergestellten Produkten sind, können Bauarbeiten bei sehr niedrigen Temperaturen durchgeführt werden.
Natrium wird häufig als Kühlmittel verwendet; in der Kernenergie wird eine Legierung aus Natrium und Kalium zum Betrieb von Kernanlagen verwendet. Als Reduktionsmittel wird es zur Herstellung von Refraktärmetallen (Zirkonium, Titan usw.) verwendet; als Katalysator wird es bei der Herstellung von synthetischem Kautschuk und in der organischen Synthese verwendet. Auch andere Natriumverbindungen werden sehr häufig verwendet:
- Natriumhydroxid NaOH ist einer der wichtigsten Produktionsbestandteile der chemischen Industrie, der bei der Reinigung von Erdölprodukten, bei der Herstellung von Kunstfasern, in der Papier-, Textil-, Seifen- und anderen Industrien eingesetzt wird;
- Natriumperoxid Na2O2 – wird zum Bleichen von Stoffen, Seide, Wolle usw. verwendet.
Mit allen Säuren bildet Natrium Salze, die im menschlichen Leben und in fast allen Industrien häufig verwendet werden:
- Natriumbromid NaBr – in Fotografie und Medizin;
- Natriumfluorid NaF – für die Holzverarbeitung, in der Landwirtschaft, bei der Herstellung von Emails usw.;
- Soda (Na2CO3-Natriumcarbonat) und Trinklimonade (NaHCO3-Natriumbicarbonat) sind die Hauptprodukte der chemischen Industrie;
- Natriumdichromat Na2Cr2O7 – wird als Tannin und starkes Oxidationsmittel verwendet (Chrommischung – eine Lösung aus konzentrierter Schwefelsäure und Natriumdichromat – wird zum Waschen von Laborglaswaren verwendet);
- Natriumchlorid NaCl (Speisesalz) – in der Lebensmittelindustrie, Technik, Medizin, zur Herstellung von Natronlauge, Soda etc.;
- Natriumnitrat NaNO3 (Natriumnitrat) – Stickstoffdünger;
- Natriumsulfat Na2SO4 – unverzichtbar in der Leder-, Seifen-, Glas-, Zellstoff- und Papier- sowie Textilindustrie;
- Natriumsulfit Na2SO4 mit Natriumthiosulfat Na2SO3 – wird in der Medizin und Fotografie usw. verwendet.
- Natriumsilikat NaSiO3 ist ein lösliches Glas;
Der Preis für Natrium auf dem Weltmarkt ist nicht hoch. Diese Situation ist auf die sehr weite Verbreitung von Natrium und seinen Verbindungen in der Natur sowie auf die relativ kostengünstigen Methoden seiner industriellen Herstellung zurückzuführen. Natrium in Form von reinem Metall wird industriell aus geschmolzenem Natriumhydroxid oder -chlorid gewonnen, indem ein großer elektrischer Strom hindurchgeleitet wird. Heute beträgt der weltweite Verbrauch an Natrium und seinen Verbindungen mehr als 100 Millionen Tonnen und die Nachfrage steigt jedes Jahr. Es ist schwierig, eine Branche zu nennen, in der Natrium nicht verwendet wird.
Der Inhalt des Artikels
NATRIUM– (Natrium) Na, ein chemisches Element der Gruppe 1 (Ia) des Periodensystems, gehört zu den alkalischen Elementen. Ordnungszahl 11, relative Atommasse 22,98977. In der Natur gibt es ein stabiles Isotop 23 Na. Es sind sechs radioaktive Isotope dieses Elements bekannt, von denen zwei für Wissenschaft und Medizin von Interesse sind. Als Positronenquelle wird Natrium-22 mit einer Halbwertszeit von 2,58 Jahren verwendet. Natrium-24 (seine Halbwertszeit beträgt etwa 15 Stunden) wird in der Medizin zur Diagnose und Behandlung einiger Formen von Leukämie eingesetzt.
Oxidationsstufe +1.
Natriumverbindungen sind seit der Antike bekannt. Natriumchlorid ist ein wesentlicher Bestandteil der menschlichen Nahrung. Es wird angenommen, dass die Menschen bereits im Neolithikum damit begannen, es zu verwenden. vor etwa 5–7.000 Jahren.
Im Alten Testament wird eine Substanz namens „Neter“ erwähnt. Dieser Stoff wurde als Waschmittel verwendet. Höchstwahrscheinlich handelt es sich bei Neter um Soda, ein Natriumcarbonat, das sich in den salzigen ägyptischen Seen mit kalkhaltigen Ufern gebildet hat. Die griechischen Autoren Aristoteles und Dioskurides schrieben später über dieselbe Substanz, allerdings unter dem Namen „Nitron“, und der antike römische Historiker Plinius der Ältere nannte sie „Nitrum“, als er dieselbe Substanz erwähnte.
Im 18. Jahrhundert Chemiker kannten bereits viele verschiedene Natriumverbindungen. Natriumsalze wurden häufig in der Medizin, beim Gerben von Leder und beim Färben von Stoffen verwendet.
Metallisches Natrium wurde erstmals vom englischen Chemiker und Physiker Humphry Davy durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumhydroxid (unter Verwendung einer Voltaiksäule aus 250 Kupfer- und Zinkplattenpaaren) gewonnen. Der von Davy für dieses Element gewählte Name „Natrium“ spiegelt seinen Ursprung aus dem Soda Na 2 CO 3 wider. Der lateinische und russische Name des Elements leitet sich vom arabischen „natrun“ (natürliche Soda) ab.
Verteilung von Natrium in der Natur und seine industrielle Gewinnung.
Natrium ist das siebthäufigste Element und das fünfthäufigste Metall (nach Aluminium, Eisen, Kalzium und Magnesium). Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 2,27 %. Der größte Teil des Natriums kommt in verschiedenen Alumosilikaten vor.
Auf allen Kontinenten gibt es große Vorkommen an Natriumsalzen in relativ reiner Form. Sie sind das Ergebnis der Verdunstung alter Meere. Dieser Prozess ist in Salt Lake (Utah), am Toten Meer und an anderen Orten immer noch im Gange. Natrium kommt in Form von NaCl-Chlorid (Halit, Steinsalz) sowie Carbonat Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O (Trona), Nitrat NaNO 3 (Salpeter), Sulfat Na 2 SO 4 10H 2 O (Mirabilit) vor ) , Tetraborat Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O (Borax) und Na 2 B 4 O 7 4H 2 O (Kernit) und andere Salze.
In natürlichen Solen und Meerwasser gibt es unerschöpfliche Natriumchloridreserven (ca. 30 kg m–3). Es wird geschätzt, dass Steinsalz in einer Menge, die dem Natriumchloridgehalt im Weltmeer entspricht, ein Volumen von 19 Millionen Kubikmetern einnehmen würde. km (50 % mehr als das Gesamtvolumen des nordamerikanischen Kontinents über dem Meeresspiegel). Ein Prisma dieses Volumens mit einer Grundfläche von 1 qm. km können den Mond 47 Mal erreichen.
Mittlerweile beträgt die Gesamtproduktion von Natriumchlorid aus Meerwasser 6–7 Millionen Tonnen pro Jahr, was etwa einem Drittel der gesamten Weltproduktion entspricht.
Lebende Materie enthält durchschnittlich 0,02 % Natrium; Bei Tieren gibt es mehr davon als bei Pflanzen.
Eigenschaften einer einfachen Substanz und industrielle Produktion von Natriummetall.
Natrium ist ein silberweißes Metall, in dünnen Schichten mit violetter Tönung, plastisch, sogar weich (leicht mit einem Messer zu schneiden), ein frischer Natriumschnitt ist glänzend. Die elektrische und thermische Leitfähigkeit von Natrium ist recht hoch, die Dichte beträgt 0,96842 g/cm 3 (bei 19,7 °C), der Schmelzpunkt liegt bei 97,86 °C und der Siedepunkt bei 883,15 °C.
Die ternäre Legierung, die 12 % Natrium, 47 % Kalium und 41 % Cäsium enthält, hat mit –78 °C den niedrigsten Schmelzpunkt für Metallsysteme.
Natrium und seine Verbindungen färben die Flamme leuchtend gelb. Die Doppellinie im Natriumspektrum entspricht dem Übergang 3 S 1–3P 1 in den Atomen des Elements.
Die chemische Aktivität von Natrium ist hoch. An der Luft wird es schnell mit einem Film aus einer Mischung aus Peroxid, Hydroxid und Carbonat bedeckt. Natrium verbrennt Sauerstoff, Fluor und Chlor. Beim Verbrennen eines Metalls an der Luft entsteht Na 2 O 2-Peroxid (mit einer Beimischung von Na 2 O-Oxid).
Natrium reagiert beim Mahlen im Mörser mit Schwefel und reduziert Schwefelsäure zu Schwefel oder sogar Sulfid. Festes Kohlendioxid („Trockeneis“) explodiert bei Kontakt mit Natrium (Kohlendioxid-Feuerlöscher können nicht zum Löschen eines Natriumbrandes verwendet werden!). Bei Stickstoff erfolgt die Reaktion nur in einer elektrischen Entladung. Natrium interagiert nicht nur mit Inertgasen.
Natrium reagiert aktiv mit Wasser:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Die bei der Reaktion freigesetzte Wärme reicht aus, um das Metall zu schmelzen. Wenn daher ein kleines Stück Natrium in Wasser geworfen wird, schmilzt es aufgrund der thermischen Wirkung der Reaktion und ein Metalltropfen, der leichter als Wasser ist, „läuft“ entlang der Wasseroberfläche, angetrieben durch die Reaktionskraft des freigesetzten Wasserstoffs. Natrium reagiert mit Alkoholen viel ruhiger als mit Wasser:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2
Natrium löst sich leicht in flüssigem Ammoniak und bildet leuchtend blaue metastabile Lösungen mit ungewöhnlichen Eigenschaften. Bei –33,8 °C lösen sich bis zu 246 g Natriummetall in 1000 g Ammoniak. Verdünnte Lösungen sind blau, konzentrierte Lösungen sind bronzefarben. Sie sind etwa eine Woche haltbar. Es wurde festgestellt, dass Natrium in flüssigem Ammoniak Folgendes ionisiert:
Na Na + + e –
Die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion beträgt 9,9·10 –3. Das austretende Elektron wird von Ammoniakmolekülen gelöst und bildet einen Komplex. Die resultierenden Lösungen weisen metallische elektrische Leitfähigkeit auf. Wenn Ammoniak verdampft, bleibt das ursprüngliche Metall zurück. Bei längerer Lagerung der Lösung kommt es aufgrund der Reaktion des Metalls mit Ammoniak zum Amid NaNH 2 bzw. Imid Na 2 NH und der Freisetzung von Wasserstoff nach und nach zu einer Verfärbung.
Natrium wird unter einer Schicht dehydrierter Flüssigkeit (Kerosin, Mineralöl) gelagert und nur in versiegelten Metallbehältern transportiert.
Die elektrolytische Methode zur industriellen Herstellung von Natrium wurde 1890 entwickelt. Die Elektrolyse wurde wie in Davys Experimenten mit geschmolzenem Natriumhydroxid durchgeführt, jedoch unter Verwendung fortschrittlicherer Energiequellen als der Voltaiksäule. Dabei wird neben Natrium auch Sauerstoff freigesetzt:
Anode (Nickel): 4OH – – 4e – = O 2 + 2H 2 O.
Bei der Elektrolyse von reinem Natriumchlorid treten schwerwiegende Probleme auf, die zum einen mit dem nahe beieinander liegenden Schmelzpunkt von Natriumchlorid und dem Siedepunkt von Natrium und zum anderen mit der hohen Löslichkeit von Natrium in flüssigem Natriumchlorid zusammenhängen. Durch die Zugabe von Kaliumchlorid, Natriumfluorid und Calciumchlorid zu Natriumchlorid können Sie die Schmelztemperatur auf 600 °C senken. Herstellung von Natrium durch Elektrolyse einer geschmolzenen eutektischen Mischung (einer Legierung aus zwei Stoffen mit dem niedrigsten Schmelzpunkt) 40 % NaCl und 60 % CaCl 2 bei ~580 °C in einer vom amerikanischen Ingenieur G. Downs entwickelten Zelle, die 1921 von DuPont in der Nähe des Kraftwerks an den Niagarafällen in Betrieb genommen wurde.
An den Elektroden laufen folgende Prozesse ab:
Kathode (Eisen): Na + + e – = Na
Ca 2+ + 2e – = Ca
Anode (Graphit): 2Cl – – 2e – = Cl 2.
Auf einer zylindrischen Stahlkathode bilden sich Natrium- und Kalziummetalle, die von einem gekühlten Rohr nach oben befördert werden, in dem das Kalzium erstarrt und in die Schmelze zurückfällt. Das an der zentralen Graphitanode erzeugte Chlor wird unter dem Nickeldach gesammelt und anschließend gereinigt.
Derzeit beträgt die Produktionsmenge von Natriummetall mehrere Tausend Tonnen pro Jahr.
Die industrielle Verwendung von Natriummetall ist auf seine stark reduzierenden Eigenschaften zurückzuführen. Der Großteil des produzierten Metalls wurde lange Zeit zur Herstellung von Tetraethylblei PbEt 4 und Tetramethylblei PbMe 4 (Klopfschutzmittel für Benzin) verwendet, indem Alkylchloride mit einer Legierung aus Natrium und Blei unter hohem Druck umgesetzt wurden. Nun geht diese Produktion aufgrund der Umweltverschmutzung rapide zurück.
Ein weiteres Anwendungsgebiet ist die Herstellung von Titan, Zirkonium und anderen Metallen durch Reduktion ihrer Chloride. Kleinere Mengen Natrium werden zur Herstellung von Verbindungen wie Hydrid, Peroxid und Alkoholaten verwendet.
Dispergiertes Natrium ist ein wertvoller Katalysator bei der Herstellung von Gummi und Elastomeren.
In Kernreaktoren für schnelle Neutronen wird zunehmend geschmolzenes Natrium als Wärmeaustauschflüssigkeit verwendet. Der niedrige Schmelzpunkt, die niedrige Viskosität und der kleine Neutronenabsorptionsquerschnitt von Natrium in Kombination mit der extrem hohen Wärmekapazität und Wärmeleitfähigkeit machen es (und seine Legierungen mit Kalium) zu einem unverzichtbaren Material für diese Zwecke.
Natrium reinigt Transformatorenöle, Ether und andere organische Substanzen zuverlässig von Wasserspuren und mit Hilfe von Natriumamalgam lässt sich in vielen Verbindungen schnell der Feuchtigkeitsgehalt bestimmen.
Natriumverbindungen.
Natrium bildet mit allen üblichen Anionen einen vollständigen Komplex von Verbindungen. Es wird angenommen, dass in solchen Verbindungen eine nahezu vollständige Ladungstrennung zwischen den kationischen und anionischen Teilen des Kristallgitters stattfindet.
Natriumoxid Na 2 O wird durch die Reaktion von Na 2 O 2, NaOH und am meisten bevorzugt NaNO 2 mit Natriummetall synthetisiert:
Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O
2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2
2NaNO 2 + 6Na = 4Na 2 O + N 2
In der letzten Reaktion kann Natrium durch Natriumazid NaN 3 ersetzt werden:
5NaN3 + NaNO2 = 3Na2O + 8N2
Am besten lagert man Natriumoxid in wasserfreiem Benzin. Es dient als Reagenz für verschiedene Synthesen.
Natriumperoxid Durch die Oxidation von Natrium entsteht Na 2 O 2 in Form eines hellgelben Pulvers. In diesem Fall entsteht unter Bedingungen begrenzter Zufuhr von trockenem Sauerstoff (Luft) zunächst Na 2 O-Oxid, das sich dann in Na 2 O 2-Peroxid umwandelt. In Abwesenheit von Sauerstoff ist Natriumperoxid bis zu ~675 °C thermisch stabil.
Natriumperoxid wird in der Industrie häufig als Bleichmittel für Fasern, Papierzellstoff, Wolle usw. verwendet. Es ist ein starkes Oxidationsmittel: Es explodiert beim Mischen mit Aluminiumpulver oder Holzkohle, reagiert mit Schwefel (und wird heiß) und entzündet viele organische Flüssigkeiten. Natriumperoxid reagiert mit Kohlenmonoxid unter Bildung von Carbonat. Bei der Reaktion von Natriumperoxid mit Kohlendioxid wird Sauerstoff freigesetzt:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
Diese Reaktion hat wichtige praktische Anwendungen in Atemgeräten für U-Bootfahrer und Feuerwehrleute.
Natriumsuperoxid NaO 2 wird durch langsames Erhitzen von Natriumperoxid auf 200–450 °C unter einem Sauerstoffdruck von 10–15 MPa gewonnen. Hinweise auf die Bildung von NaO 2 wurden erstmals bei der Reaktion von Sauerstoff mit in flüssigem Ammoniak gelöstem Natrium erhalten.
Die Einwirkung von Wasser auf Natriumsuperoxid führt auch bei Kälte zur Freisetzung von Sauerstoff:
2NaO 2 + H 2 O = NaOH + NaHO 2 + O 2
Mit steigender Temperatur nimmt die Menge des freigesetzten Sauerstoffs zu, da sich das entstehende Natriumhydroperoxid zersetzt:
4NaO 2 + 2H 2 O = 4NaOH + 3O 2
Natriumsuperoxid ist Bestandteil von Systemen zur Luftregeneration in geschlossenen Räumen.
Natriumozonid NaO 3 entsteht durch die Einwirkung von Ozon auf wasserfreies Natriumhydroxidpulver bei niedriger Temperatur, gefolgt von der Extraktion von rotem NaO 3 mit flüssigem Ammoniak.
Natriumhydroxid NaOH wird oft als Natronlauge oder Natronlauge bezeichnet. Dies ist eine starke Base und wird als typisches Alkali eingestuft. Zahlreiche NaOH-Hydrate wurden aus wässrigen Lösungen von Natriumhydroxid gewonnen N H 2 O, wo N= 1, 2, 2,5, 3,5, 4, 5,25 und 7.
Natriumhydroxid ist sehr aggressiv. Es zerstört Glas und Porzellan durch Wechselwirkung mit dem darin enthaltenen Siliziumdioxid:
2NaOH + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + H 2 O
Der Name „Natronlauge“ spiegelt die ätzende Wirkung von Natriumhydroxid auf lebendes Gewebe wider. Besonders gefährlich ist es, wenn dieser Stoff in die Augen gelangt.
Der Arzt des Herzogs von Orleans, Nicolas Leblanc (1742–1806), entwickelte 1787 ein praktisches Verfahren zur Herstellung von Natriumhydroxid aus NaCl (Patent 1791). Dieses erste großtechnische industrielle chemische Verfahren war eine große technologische Errungenschaft in Europa im 19. Jahrhundert. Das Leblanc-Verfahren wurde später durch das elektrolytische Verfahren abgelöst. Im Jahr 1874 belief sich die weltweite Produktion von Natriumhydroxid auf 525.000 Tonnen, wovon 495.000 Tonnen nach der Leblanc-Methode gewonnen wurden; 1902 erreichte die Produktion von Natriumhydroxid 1800.000 Tonnen, mit der Leblanc-Methode wurden jedoch nur 150.000 Tonnen gewonnen.
Natriumhydroxid ist heute das wichtigste Alkali in der Industrie. Allein in den USA beträgt die Jahresproduktion mehr als 10 Millionen Tonnen. Es wird in großen Mengen durch Elektrolyse von Salzlake gewonnen. Bei der Elektrolyse einer Natriumchloridlösung entsteht Natriumhydroxid und Chlor wird freigesetzt:
Kathode (Eisen) 2H 2 O + 2 e– = H 2 + 2OH –
Anode (Graphit) 2Cl – – 2 e– = Cl 2
Mit der Elektrolyse geht die Konzentration von Alkali in riesigen Verdampfern einher. Das größte der Welt (im Werk Lake Charles von PPG Inductries) hat eine Höhe von 41 m und einen Durchmesser von 12 m. Etwa die Hälfte des produzierten Natriumhydroxids wird direkt in der chemischen Industrie zur Herstellung verschiedener organischer und anorganischer Substanzen verwendet: Phenol , Resorcin, b-Naphthol, Natriumsalze (Hypochlorit, Phosphat, Sulfid, Aluminate). Darüber hinaus wird Natriumhydroxid bei der Herstellung von Papier und Zellstoff, Seife und Reinigungsmitteln, Ölen und Textilien verwendet Ein wichtiges Einsatzgebiet von Natriumhydroxid ist die Neutralisation von Säuren.
Natriumchlorid NaCl ist als Speisesalz und Steinsalz bekannt. Es bildet farblose, leicht hygroskopische kubische Kristalle. Natriumchlorid schmilzt bei 801 °C, siedet bei 1413 °C. Seine Löslichkeit in Wasser hängt wenig von der Temperatur ab: 35,87 g NaCl lösen sich in 100 g Wasser bei 20 °C, bei 80 °C sind es 38,12 g.
Natriumchlorid ist ein notwendiges und unverzichtbares Lebensmittelgewürz. In der fernen Vergangenheit war Salz genauso teuer wie Gold. Im alten Rom wurden Legionäre oft nicht mit Geld, sondern mit Salz bezahlt, daher das Wort Soldat.
In der Kiewer Rus verwendete man Salz aus der Karpatenregion, aus Salzseen und Flussmündungen des Schwarzen und Asowschen Meeres. Es war so teuer, dass es bei feierlichen Festen auf den Tischen adliger Gäste serviert wurde, während andere „schlürfend“ weggingen.
Nach dem Anschluss der Region Astrachan an den Moskauer Staat wurden die Kaspischen Seen zu wichtigen Salzquellen, und dennoch gab es nicht genug davon, es war teuer, so dass es zu einer Unzufriedenheit unter den ärmsten Bevölkerungsschichten kam, die zu einer zunehmenden Unzufriedenheit führte Aufstand bekannt als „Salt Riot“ (1648)
Im Jahr 1711 erließ Peter I. ein Dekret zur Einführung eines Salzmonopols. Der Salzhandel wurde zum ausschließlichen Recht des Staates. Das Salzmonopol dauerte mehr als 150 Jahre und wurde 1862 abgeschafft.
Heutzutage ist Natriumchlorid ein billiges Produkt. Zusammen mit Kohle, Kalkstein und Schwefel gehört es zu den sogenannten „Big Four“ mineralischen Rohstoffen und ist der wichtigste für die chemische Industrie.
Das meiste Natriumchlorid wird in Europa (39 %), Nordamerika (34 %) und Asien (20 %) produziert, während Südamerika und Ozeanien jeweils nur 3 % und Afrika 1 % ausmachen. Steinsalz bildet riesige unterirdische Lagerstätten (oft Hunderte von Metern dick), die mehr als 90 % NaCl enthalten. Eine typische Salzlagerstätte in Cheshire (die Hauptquelle von Natriumchlorid in Großbritannien) erstreckt sich über eine Fläche von 60 × 24 km und weist eine Salzschicht von etwa 400 m Dicke auf. Allein diese Lagerstätte hat einen geschätzten Wert von mehr als 10 11 Tonnen .
Weltweite Salzproduktion zu Beginn des 21. Jahrhunderts. erreichte 200 Millionen Tonnen, 60 % davon werden von der chemischen Industrie (zur Herstellung von Chlor und Natriumhydroxid sowie Papierzellstoff, Textilien, Metallen, Gummi und Ölen) verbraucht, 30 % von der Lebensmittelindustrie, 10 % von weitere Tätigkeitsfelder. Natriumchlorid wird beispielsweise als günstiges Enteisungsmittel verwendet.
Natriumcarbonat Na 2 CO 3 wird oft Soda oder einfach Soda genannt. Es kommt in der Natur in Form von gemahlenen Salzlaken, Salzlaken in Seen und den Mineralien Natron Na 2 CO 3 ·10H 2 O, Thermonatrit Na 2 CO 3 ·H 2 O, Trona Na 2 CO 3 ·NaHCO 3 ·2H 2 O vor . Natriumformen und andere verschiedene hydratisierte Carbonate, Bicarbonate, Misch- und Doppelcarbonate, zum Beispiel Na 2 CO 3 · 7H 2 O, Na 2 CO 3 · 3NaHCO 3, aKCO 3 N H 2 O, K 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O.
Unter den industriell gewonnenen Salzen alkalischer Elemente ist Natriumcarbonat von größter Bedeutung. Am häufigsten wird für seine Herstellung die 1863 vom belgischen Chemiker-Technologen Ernst Solvay entwickelte Methode verwendet.
Eine konzentrierte wässrige Lösung aus Natriumchlorid und Ammoniak wird unter leichtem Druck mit Kohlendioxid gesättigt. Dabei entsteht ein Niederschlag aus relativ schwerlöslichem Natriumbicarbonat (die Löslichkeit von NaHCO 3 beträgt 9,6 g pro 100 g Wasser bei 20 °C):
NaCl + NH 3 + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 Ї + NH 4 Cl
Um Soda zu gewinnen, wird Natriumbicarbonat kalziniert:
Das freigesetzte Kohlendioxid wird in den ersten Prozess zurückgeführt. Zusätzliches Kohlendioxid wird durch Kalzinieren von Calciumcarbonat (Kalkstein) gewonnen:
Das zweite Produkt dieser Reaktion, Calciumoxid (Kalk), wird zur Regeneration von Ammoniak aus Ammoniumchlorid verwendet:
Somit ist das einzige Nebenprodukt der Sodaproduktion nach der Solvay-Methode Calciumchlorid.
Gesamtprozessgleichung:
2NaCl + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaCl 2
Offensichtlich findet unter normalen Bedingungen in einer wässrigen Lösung die Rückreaktion statt, da sich das Gleichgewicht in diesem System aufgrund der Unlöslichkeit von Calciumcarbonat vollständig von rechts nach links verschiebt.
Aus natürlichen Rohstoffen gewonnene Soda (natürliche Soda) ist von besserer Qualität als Soda, die nach der Ammoniakmethode hergestellt wird (Chloridgehalt weniger als 0,2 %). Darüber hinaus sind die spezifischen Kapitalinvestitionen und die Kosten für Soda aus natürlichen Rohstoffen um 40–45 % niedriger als für synthetisch gewonnenes. Mittlerweile stammt etwa ein Drittel der weltweiten Limonadenproduktion aus natürlichen Vorkommen.
Die Weltproduktion von Na 2 CO 3 verteilte sich 1999 wie folgt:
| Gesamt | |
| Norden Amerika | |
| Asien/Ozeanien | |
| Zap. Europa | |
| Ost Europa | |
| Afrika | |
| Lat. Amerika |
Der weltweit größte Produzent von natürlicher Soda-Asche sind die USA, wo die größten nachgewiesenen Reserven an Trona und Sole von Sodaseen konzentriert sind. Die Lagerstätte in Wyoming bildet eine 3 m dicke Schicht und eine Fläche von 2300 km 2. Seine Reserven liegen bei über 10 10 Tonnen. In den USA konzentriert sich die Limonadenindustrie auf natürliche Rohstoffe; Die letzte Sodasyntheseanlage wurde 1985 geschlossen. Die Produktion von Soda in den Vereinigten Staaten hat sich in den letzten Jahren bei 10,3–10,7 Millionen Tonnen stabilisiert.
Im Gegensatz zu den Vereinigten Staaten sind die meisten Länder der Welt fast ausschließlich auf die Produktion synthetischer Soda angewiesen. Bei der Produktion von Soda liegt China nach den USA weltweit an zweiter Stelle. Die Produktion dieser Chemikalie in China erreichte im Jahr 1999 etwa 7,2 Millionen Tonnen. Die Produktion von Soda in Russland belief sich im selben Jahr auf etwa 1,9 Millionen Tonnen.
In vielen Fällen ist Natriumcarbonat durch Natriumhydroxid austauschbar (z. B. bei der Herstellung von Papierzellstoff, Seife, Reinigungsmitteln). Etwa die Hälfte des Natriumcarbonats wird in der Glasindustrie verwendet. Eine wachsende Anwendung ist die Entfernung von Schwefelverunreinigungen aus Gasemissionen von Kraftwerken und großen Öfen. Dem Kraftstoff wird Natriumcarbonatpulver zugesetzt, das mit Schwefeldioxid reagiert und feste Produkte, insbesondere Natriumsulfit, bildet, die gefiltert oder ausgefällt werden können.
Früher wurde Natriumcarbonat häufig als „Waschsoda“ verwendet, diese Verwendung ist jedoch aufgrund der Verwendung anderer Haushaltswaschmittel inzwischen verschwunden.
Natriumbicarbonat NaHCO 3 (Backpulver) wird hauptsächlich als Kohlendioxidquelle beim Brotbacken, bei der Herstellung von Süßwaren, bei der Herstellung von kohlensäurehaltigen Getränken und künstlichen Mineralwässern, als Bestandteil von Feuerlöschmitteln und als Arzneimittel verwendet. Dies liegt an der leichten Zersetzung bei 50–100 °C.
Natriumsulfat Na 2 SO 4 kommt in der Natur in wasserfreier Form (Thenardit) und in Form von Decahydrat (Mirabilit, Glaubersalz) vor. Es ist Teil von Astrachonit Na 2 Mg(SO 4) 2 4H 2 O, Vanthoffit Na 2 Mg(SO 4) 2, Glauberit Na 2 Ca(SO 4) 2. Die größten Natriumsulfatreserven befinden sich in den GUS-Staaten sowie in den USA, Chile und Spanien. Mirabilit, isoliert aus natürlichen Lagerstätten oder Sole von Salzseen, wird bei 100 °C dehydriert. Natriumsulfat ist auch ein Nebenprodukt bei der Herstellung von Chlorwasserstoff unter Verwendung von Schwefelsäure sowie das Endprodukt von Hunderten von industriellen Prozessen, die verwendet werden Neutralisation von Schwefelsäure mit Natriumhydroxid.
Daten zur Produktion von Natriumsulfat werden nicht veröffentlicht, die weltweite Produktion des natürlichen Rohstoffs wird jedoch auf etwa 4 Millionen Tonnen pro Jahr geschätzt. Die Gewinnung von Natriumsulfat als Nebenprodukt wird weltweit auf 1,5–2,0 Millionen Tonnen geschätzt.
Natriumsulfat wurde lange Zeit kaum genutzt. Heute ist dieser Stoff die Grundlage der Papierindustrie, da Na 2 SO 4 das Hauptreagens beim Kraftzellstoff zur Herstellung von braunem Geschenkpapier und Wellpappe ist. Holzspäne oder Sägemehl werden in einer heißen alkalischen Natriumsulfatlösung verarbeitet. Es löst Lignin (den Bestandteil des Holzes, der die Fasern zusammenhält) auf und setzt die Zellulosefasern frei, die dann zu Papierherstellungsmaschinen geschickt werden. Die verbleibende Lösung wird verdampft, bis sie brennbar ist, wodurch Dampf für die Anlage und Wärme für die Verdampfung bereitgestellt wird. Geschmolzenes Natriumsulfat und -hydroxid sind schwer entflammbar und können wiederverwendet werden.
Ein kleinerer Anteil Natriumsulfat wird bei der Herstellung von Glas und Waschmitteln verwendet. Die hydratisierte Form von Na 2 SO 4 ·10H 2 O (Glaubersalz) ist ein Abführmittel. Es wird heute weniger genutzt als früher.
Natriumnitrat NaNO 3 wird Natrium- oder chilenisches Nitrat genannt. Die in Chile gefundenen großen Natriumnitratvorkommen scheinen durch die biochemische Zersetzung organischer Überreste entstanden zu sein. Das zunächst freigesetzte Ammoniak wurde vermutlich zu salpetriger Säure und Salpetersäure oxidiert, die dann mit gelöstem Natriumchlorid reagierten.
Natriumnitrat wird durch Absorption von nitrosen Gasen (einer Mischung aus Stickoxiden) mit einer Lösung von Natriumcarbonat oder -hydroxid oder durch die Austauschwechselwirkung von Calciumnitrat mit Natriumsulfat gewonnen.
Als Dünger wird Natriumnitrat verwendet. Es ist Bestandteil flüssiger Salzkältemittel, Abschreckbäder in der metallverarbeitenden Industrie und wärmespeichernder Zusammensetzungen. Eine ternäre Mischung aus 40 % NaNO 2, 7 % NaNO 3 und 53 % KNO 3 kann vom Schmelzpunkt (142 °C) bis ~600 °C verwendet werden. Natriumnitrat wird als Oxidationsmittel in Sprengstoffen, Raketentreibstoffen, und pyrotechnische Zusammensetzungen. Es wird bei der Herstellung von Glas- und Natriumsalzen verwendet, darunter Nitrit, das als Lebensmittelkonservierungsmittel dient.
Natriumnitrit NaNO 2 kann durch thermische Zersetzung von Natriumnitrat oder dessen Reduktion gewonnen werden:
NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + PbO
Bei der industriellen Herstellung von Natriumnitrit werden Stickoxide durch eine wässrige Lösung von Natriumcarbonat absorbiert.
Natriumnitrit NaNO 2 wird neben der Verwendung mit Nitraten als wärmeleitende Schmelze häufig bei der Herstellung von Azofarbstoffen, zur Korrosionsinhibition und zur Fleischkonservierung eingesetzt.
Elena Savinkina
