НАТРИЙ: ИСТОРИЯ, СТРУКТУРА, СВОЙСТВА, РИСКОВЕ И УПОТРЕБА - ХИМИЯ - 2025

На натрий е алкален метал от група 1 на периодичната таблица. Атомният му номер е 11 и е представен с химическия символ Na. Това е лек метал, по-малко плътен от водата, сребристобял на цвят, който става сив при излагане на въздух; затова се съхранява в парафини или благородни газове.

В допълнение, това е мек метал, който може да бъде нарязан с нож и да стане чуплив при ниски температури. Реагира експлозивно с вода, образувайки натриев хидроксид и водороден газ; Той също така реагира с влажен въздух и с влажността на голи ръце.

Метален натрий се съхранява в бутилка и се потапя в масло, така че да не реагира с въздуха. Източник: Hi-Res изображения на химически елементи

Този метал се намира в минералите на каменната сол като халит (натриев хлорид), в саламури и в морето. Натриевият хлорид представлява 80% от всички разтворени в морето материали, като натрият има изобилие от 1,05%. Той е шестият елемент в изобилие в земната кора.

Анализът на спектрите на светлината, идваща от звездите, направи възможно откриването на тяхното присъствие в тях, включително Слънцето. Също така беше определено тяхното присъствие в метеорити.

Натрият е добър термичен и електрически проводник, както и има голям капацитет за поглъщане на топлина. Изпитва фотоелектричното явление, тоест е способно да излъчва електрони при осветяване. Когато е изгорен, пламъкът му излъчва интензивна жълта светлина.

Разтопеният натрий действа като агент за пренос на топлина, поради което се използва като охлаждаща течност в определени ядрени реактори. Използва се и като метален деоксидизатор и редуктор, поради което се използва при пречистването на преходни метали, като титан и цирконий.

Натрият е основният принос за осмоларността на извънклетъчното отделение и неговия обем. По същия начин той е отговорен за генерирането на потенциални действия в възбудимите клетки и за началото на мускулната контракция.

Прекомерният прием на натрий може да причини: сърдечно-съдови заболявания, повишен риск от инсулти, остеопороза поради мобилизиране на костния калций и увреждане на бъбреците.

история

Човек използва натриеви съединения от древни времена, особено натриев хлорид (обикновена сол) и натриев карбонат. Важността на солта се доказва от използването на латинската дума „салариум“ за обозначаване на част сол, която войниците са получили като част от плащането.

През Средновековието е използвано натриево съединение с латинското наименование "sodanum", което означава главоболие.

През 1807 г. сър Хъмпрей Дейви изолира натрий чрез електролиза на натриев хидроксид. Дейви също изолира калий, във време, когато натриевият хидроксид и калиев хидроксид се разглеждат като елементарни вещества и се наричат ​​неподвижни алкали.

Дейви в писмо до приятел пише: „Разложих и прекомпозирах неподвижните алкали и открих, че техните основи са две нови леснозапалими вещества, подобни на металите; но един от тях е по-запалим от другия и много реактивен ”.

През 1814 г. Йонс Якоб в своята система от химически символи използва съкращението Na за латинската дума „natrium“, за да назове натрий. Тази дума идва от египетското наименование „натрон“, използвано за обозначаване на натриев карбонат.

Структура и електронна конфигурация на натрий

Металният натрий кристализира в кубична (bcc) структура, центрирана към тялото. Следователно неговите Na атоми са разположени да образуват кубчета, като един е разположен в центъра и всеки е с осем съседи.

Тази структура се характеризира с това, че е най-малко гъста от всички, което е в съгласие с ниската плътност на този метал; толкова ниска, че е заедно с литий и калий, единствените метали, които могат да плават в течна вода (преди да избухнат, разбира се). Ниската атомна маса спрямо обемния атомен радиус също допринася за това свойство.

Получената метална връзка обаче е доста слаба и може да се обясни от електронната конфигурация:

3s ¹

Електроните в затворената обвивка не участват (поне при нормални условия) в металната връзка; но електронът в орбитала 3s. Na атомите припокриват своите 3s орбитали, за да създадат валентна лента; и 3p, празен, проводяща лента.

Тази 3s лента, като е наполовина пълна, както и ниската плътност на кристала, прави силата, управлявана от „морето от електрони“, слаба. Следователно металическият натрий може да бъде нарязан с метал и да се стопи само при 98 ° С.

Фазови преходи

Натриевият кристал може да претърпи промени в структурата си, когато почувства повишаване на налягането; докато при нагряване е малко вероятно да претърпи фазови преходи поради ниската си точка на топене.

След като фазовите преходи започнат, свойствата на метала се променят. Например, първият преход генерира лицева центрирана кубична (fcc) структура. По този начин, оскъдната структура bcc се уплътнява до fcc при пресоване на металния натрий.

Това може да не доведе до значителна промяна в свойствата на натрия, различна от неговата плътност. Когато обаче наляганията са много високи, алотропите (не полиморфни, тъй като са чист метал) изненадващо се превръщат в изолатори и електроди; тоест дори електроните са фиксирани в кристала като аниони и не циркулират свободно.

В допълнение към казаното по-горе, цветовете им също се променят; натрият престава да бъде сивкав, за да стане тъмен, червеникав или дори прозрачен, с увеличаване на работното налягане.

Окислителни числа

Като се има предвид 3-валентната орбитала, когато натрият губи единствения си електрон, той бързо се трансформира в Na ⁺ катион, който е изоелектронно до неонов. Тоест, и Na ^+, и Ne имат еднакъв брой електрони. Ако се приеме присъствието на Na ⁺ в съединението, тогава неговият номер на окисляване се казва +1.

Като има предвид, че ако се случи обратното, тоест натрий, който получава електрон, неговата получена електронна конфигурация е 3s ²; сега той е изоелектрон с магнезий, като Na анион ^- наречен натрий. Ако се предполага присъствието на Na ^- в съединението, тогава натрият ще има окислително число -1.

Имоти

Етилов разтвор на изгаряне на натриев хлорид, за да прояви характерния жълт цвят на пламъка за този метал. Източник: Der Messer

Физическо описание

Мек, пластичен, ковък лек метал.

Атомно тегло

22.989 g / mol.

цвят

Натрият е лек сребрист метал. Блестящ, когато е прясно нарязан, но губи блясъка си при контакт с въздуха, става непрозрачен. Мек при температура, но доста твърд при -20ºC.

Точка на кипене

880 ° С.

Точка на топене

97,82 ºC (почти 98 ºC).

плътност

При стайна температура: 0,968 грам / cm ³.

В течно състояние (точка на топене): 0,927 грама / cm ³.

разтворимост

Неразтворим в бензен, керосин и нафта. Разтваря се в течен амоняк, като дава разтвор на син цвят. Разтваря се в живак, образувайки амалгама.

Парно налягане

Температура 802 К: 1 kPa; т. е. налягането му на пара е значително ниско дори при високи температури.

разлагане

Разлага се силно във вода, образувайки натриев хидроксид и водород.

Температура на автоматично запалване

120-125 ° C.

вискозитет

0,680 сP при 100 ° С

Повърхностно напрежение

192 дина / см при температура на топене.

Рефракционен индекс

4.22.

Електроотрицателност

0,93 по скалата на Полинг.

Йонизационна енергия

Първа йонизация: 495.8 kJ / mol.

Втора йонизация: 4,562 kJ / mol.

Трета йонизация: 6 910,3 kJ / mol.

Атомно радио

186 ч.

Ковалентен радиус

166 ± 21:00.

Термично разширение

71 цт (m · K) при 26 ° С.

Топлопроводимост

132,3 W / m K при 293,15 K.

Електрическо съпротивление

4.77 × 10 ^-8 Ωm при 293 K.

номенклатура

Тъй като натрият има уникален номер на окисляване +1, наименованията на неговите съединения, управлявани от номенклатурата на запасите, се опростяват, тъй като този номер не е посочен в скоби и с римски цифри.

По същия начин техните имена според традиционната номенклатура завършват с наставката -ico.

Например, NaCl е натриев хлорид според номенклатурата на запасите, като натриев хлорид (I) е погрешен. Нарича се още натриев монохлорид, според системната номенклатура; и натриев хлорид, съгласно традиционната номенклатура. Най-често срещаното му име обаче е трапезната сол.

Биологична роля

Осмотичен компонент

Натрият има извънклетъчна концентрация 140 mmol / L, като е в йонна форма (Na ⁺). За да се поддържа електронейтралността на извънклетъчното отделение, Na ⁺ се придружава от хлоридни (Cl ^-) и бикарбонатни (HCO ₃ ^-) аниони, с концентрации съответно 105 mmol / L и 25 mmol / L.

Катионът Na ⁺ е основният осмотичен компонент и има най-голям принос за осмоларността на извънклетъчното отделение, така че съществува равенство на осмоларността между извънклетъчните и вътреклетъчните отделения, което гарантира целостта на вътреклетъчното отделение.

От друга страна, вътреклетъчната концентрация на Na ⁺ е 15 mmol / L. И така: Защо допълнителните и вътреклетъчни Na ⁺ концентрации не се изравняват ?

Има две причини, поради които това не се случва: а) плазмената мембрана е слабо пропусклива за Na ⁺. б) наличието на помпа Na ⁺ -K ⁺.

Помпата е ензимна система в плазмената мембрана, която използва енергията, съдържаща се в АТФ, за да премахне три Na ⁺ атома и да въведе два К ⁺ атома.

В допълнение има набор от хормони, включително алдостерон, който, насърчавайки бъбречната реабсорбция на натрий, гарантира поддържането на извънклетъчната концентрация на натрий в правилната му стойност. Антидиуретичният хормон помага за поддържане на извънклетъчния обем.

Производство на потенциали за действие

Възбудимите клетки (неврони и мускулни клетки) са тези, които реагират на подходящ стимул с формирането на потенциал за действие или нервен импулс. Тези клетки поддържат разлика в напрежението в плазмената мембрана.

Вътрешната клетка е отрицателно заредена спрямо клетъчния екстериор при условия на покой. Като се има предвид определен стимул, се увеличава пропускливостта на мембраната до Na ⁺ и малко количество Na ⁺ йони навлиза в клетката, което кара вътрешната клетка да се зареди положително.

Това е това, което е известно като потенциал за действие, който може да се разпространи в неврона и е начинът, по който информацията преминава през него.

Когато потенциалът за действие достигне мускулни клетки, това ги стимулира да свиват чрез повече или по-малко сложни механизми.

Накратко, натрият е отговорен за производството на потенциални действия в възбудимите клетки и за инициирането на свиването на мускулните клетки.

Къде се намира

Земна кора

Натрият е седмият най-разпространен елемент в земната кора, представляващ 2,8% от него. Натриевият хлорид е част от минерала халит, който представлява 80% от разтворените в морето материали. Съдържанието на натрий в морето е 1,05%.

Натрият е много реактивен елемент, поради което не се намира в естествената си или елементарна форма. Той се намира в разтворими минерали като халит или неразтворими минерали като криолит (натриев алуминиев флуорид).

Море и минерал халит

Освен морето като цяло, Мъртво море се характеризира с много висока концентрация на различни соли и минерали, особено натриев хлорид. Голямото солено езеро в САЩ също има висока концентрация на натрий.

Натриевият хлорид се намира почти чист в минералния халит, присъстващ в морето и в скалните структури. Каменната или минералната сол е по-малко чиста от халита, намира се в минерални находища във Великобритания, Франция, Германия, Китай и Русия.

Солеви отлагания

Солта се извлича от скалните му находища чрез фрагментиране на скалите, последвано от процес на пречистване на солта. В други случаи водата се вкарва в резервоарите за сол, за да я разтвори и образува саламура, която след това се изпомпва на повърхността.

Солта се получава от морето в плитки басейни, известни като солени, чрез слънчево изпарение. Получената по този начин сол се нарича дафинова сол или морска сол.

Даун клетка

Натрият се получава чрез карботермичното редуциране на натриев карбонат при 1100 ° С. В момента той се произвежда чрез електролиза на разтопен натриев хлорид, като се използва клетката на Даунс.

Тъй като разтопеният натриев хлорид има точка на топене ~ 800 ° С, калциев хлорид или натриев карбонат се добавят за понижаване на температурата на топене до 600 ° С.

В камерата на Даунс катодът е направен от желязо в кръгла форма, около въглероден анод. Продуктите от електролиза се разделят със стоманена мрежа, за да се предотврати контактът на продуктите от електролиза: елементарен натрий и хлор.

На анода (+) възниква следната реакция на окисляване:

2 Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2 e ^-

Междувременно при катода (-) възниква следната реакция на редукция:

2 Na ⁺ (l) + 2 e ^- → 2 Na (l)

реакции

Образуване на оксиди и хидроксид

Той е много реактивен във въздуха в зависимост от неговата влажност. Той реагира, образувайки филм от натриев хидроксид, който може да абсорбира въглероден диоксид и в крайна сметка да образува натриев бикарбонат.

Той се окислява на въздуха за да се образува натриев оксид (Na ₂ O). Докато натриевият супероксид (NaO ₂) се получава чрез нагряване на метален натрий до 300 ° С с кислород при високо налягане.

В течно състояние той се запалва при 125 ° C, произвежда дразнещ бял дим, способен да предизвика кашлица. Той също реагира енергично с вода, за да произведе натриев хидроксид и водороден газ, което води до реакцията да експлодира. Тази реакция е силно екзотермична.

Na + H ₂ O → NaOH + 1/2 H ₂ (3,367 килокалории / мол)

С халогенирани киселини

Халогенираните киселини, като солна киселина, реагират с натрий, за да образуват съответните халиди. Междувременно реакцията му с азотна киселина генерира натриев нитрат; и със сярна киселина генерира натриев сулфат.

Намаления

Na намалява оксидите на преходните метали, произвеждайки съответните метали, като ги освобождава от кислород. Също така, натрият взаимодейства със халидите на преходните метали, причинявайки изместване на металите, образувайки натриев хлорид и освобождавайки металите.

Тази реакция служи за получаване на преходни метали, включително титан и тантал.

С амоняк

Натрият реагира с течен амоняк при ниска температура и бавно да образува содамид (NaNH ₂) и водород.

Na + NH ₃ → NaNH ₂ + 1/2 H ₂

Течният амоняк служи като разтворител за реакцията на натрий с различни метали, включително арсен, телур, антимон и бисмут.

органичен

Реагира с алкохоли за получаване на алкохолати или алкоксиди:

Na + ROH → Rona + 1/2 Н ₂

Той произвежда дехалогенирането на органичните съединения, предизвиквайки удвояване на броя на въглеродните съединения:

2 Na + 2 RC1 → RR + 2 NaCl

Октанът може да се получи чрез дехалогениране на бутан бромид с натрий.

С метали

Натрият може да реагира с други алкални метали, за да образува евтектика: сплав, която се образува при по-ниски температури от неговите компоненти; например NaK, който има K процент от 78%. Също така натрият образува сплави с берилий с малък процент от предишния.

Скъпоценни метали като злато, сребро, платина, паладий и иридий, както и бели метали като олово, калай и антимон образуват сплави с течен натрий.

Рискове

Това е метал, който реагира силно с вода. Следователно, контактът с човешки тъкани, покрити с вода, може да причини сериозни щети. Получава тежки изгаряния при контакт с кожата и очите.

По същия начин, поглъщането може да причини перфорация на хранопровода и стомаха. Въпреки че тези наранявания са сериозни, само малка част от населението им е изложено.

Най-голямата вреда, която натрият може да причини, се дължи на прекомерния му прием в храни или напитки, приготвени от хора.

Човешкото тяло се нуждае от прием на натрий 500 mg / ден, за да изпълни функцията си в нервната проводимост, както и при свиване на мускулите.

Но обикновено в храната се поглъща много по-голямо количество натрий, което води до повишаване на плазмената и кръвната концентрация на него.

Това може да причини високо кръвно налягане, сърдечно-съдови заболявания и инсулти.

Хипернатриемията също е свързана с генерирането на остеопороза чрез предизвикване на отлив на калций от костната тъкан. Бъбреците имат проблеми с поддържането на нормална плазмена концентрация на натрий, въпреки прекомерния прием, което може да доведе до увреждане на бъбреците.

Приложения

Метален натрий

Използва се в металургията като дезоксидиращ и редуциращ агент при получаването на калций, цирконий, титан и други метали. Например, той редуцира тетрахлорид на титан (TiCl ₄) до получаване на метален титан.

Разтопеният натрий се използва като топлоносител, поради което се използва като охлаждаща течност в някои ядрени реактори.

Използва се като суровина при производството на натриев лаурил сулфат, основна съставка в синтетичния детергент. Той също участва в производството на полимери като найлон и съединения като цианид и натриев пероксид. Също така в производството на оцветители и синтез на парфюми.

Натрият се използва при пречистване на въглеводороди и при полимеризация на неразтворими въглеводороди. Използва се и при много органични намаления. Разтворен в течен амоняк, той се използва за намаляване на алкините до трансалкена.

Натриевите лампи за парно са изградени за обществено осветление в градовете. Те осигуряват жълт цвят, подобен на този, който се наблюдава при изгаряне на натрий в запалки.

Натрият действа като десикант, който осигурява син оттенък в присъствието на бензофенон, което показва, че продуктът в процеса на сушене е достигнал желаното изсушаване.

Съединения

хлорид

Използва се за подправяне и консервиране на храната. Електролизата на натриев хлорид произвежда натриев хипохлорит (NaOCl), използван при почистване на домакинствата като хлор. В допълнение, той се използва като промишлен белина за хартиена и текстилна целулоза или за дезинфекция на вода.

Натриевият хипохлорит се използва в определени лекарствени препарати като антисептик и фунгицид.

Карбонат и бикарбонат

Натриевият карбонат се използва при производството на стъкла, почистващи препарати и почистващи препарати. Натриевият карбонат монохидрат се използва във фотографията като компонент за разработчици.

Содата за хляб е източник на въглероден диоксид. Поради тази причина се използва в бакпулвери, в соли и ефервесцентни напитки, а също и в сухи химически пожарогасители. Използва се и в процеса на дъбене и приготвяне на вълна.

Натриевият бикарбонат е алкално съединение, използвано в лечебното лечение на стомашна и пикочна хиперацидност.

сулфат

Използва се при производството на крафт хартия, картон, стъкло и перилни препарати. Натриевият тиосулфат се използва във фотографията, за да коригира негативите и разработените отпечатъци.

хидрооксид

Обикновено наричана каустична сода или луга, тя се използва при неутрализиране на киселини при рафиниране на нефт. Реагира с мастни киселини при правенето на сапун. В допълнение, той се използва при лечението на целулоза.

нитрати

Използва се като тор, който осигурява азот, като компонент на динамита.

Препратки

1. Шивър и Аткинс. (2008 г.). Неорганична химия. (Четвърто издание). Mc Graw Hill.
2. Натриев. (2019). Натриев. Възстановено от: en.wikipedia.org
3. Национален център за информация за биотехнологиите. (2019). Натриев. PubChem база данни. CID = 5360545. Възстановени от: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Ganong, WF (2003). Медицинска физиология 19 издание. Редакция El Manual Moderno.
5. Wikipedia. (2019). Натриев. Възстановено от: en.wikipedia.org
6. Президентът и сътрудниците на Харвардския колеж. (2019). Сол и натрий. Възстановено от: hsph.harvard.edu
7. Редакторите на Encyclopaedia Britannica. (07 юни 2019 г.). Натриев. Encyclopædia Britannica. Възстановено от: britannica.com