Натрий

Рaдиус атома 0, 192 нм, радиус иона Na⁺0, 116 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации 5, 139 и 47, 304 эВ. Электроотрицательность по Полингу 1, 00.

Поваренная соль (хлорид натрия NaCl), едкая щелочь (гидроксид натрия NaOH) и сода (карбонат натрия Na₂CO₃) находили применение еще в Древней Греции.

Металлический Na впервые получил в 1807 Г. Дэви, используя электролиз расплава каустической соды.

Содержание в земной коре 2, 64% по массе. Основные минералы: галит NaCl, мирабилит Na₂SO₄·10H₂O, тенардит Na ₂SO ₄, чилийская селитра NaNO₃, трона NaHCO₃·Na₂CO ₃·2H₂O, бура Na₂B₄O₇·10H₂O и природные силикаты, например, нефелин Na[AlSiO₄].

В воде Мирового океана содержится 1, 5·10¹⁶т солей натрия.

Na получают электролизом расплава хлорида натрия NaCl, с добавлением NаСl₂, КСl и NaF для снижения температуры плавления электролита до 600°C. Аноды изготовлены из графита, катоды — из меди или железа. Электролиз расплава проводят в стальном электролизере с диафрагмой. Параллельно с Na электролизом получают Cl₂:

2NaCl=2Na+Cl₂

Получаемый Na очищают вакуумной дистилляцией или обработкой титаном или сплавом титана и циркония.

Натрий — мягкий серебристо-белый металл, быстро тускнеющий на воздухе.

Na мягок, легко режется ножом, поддается прессованию и прокатке. Выше -222°C устойчива кубическая модификация, а = 0, 4291 нм. Ниже — гексагональная модификация. Плотность 0, 96842 кг/дм³. Тaмпература плавления 97, 86°C, кипения 883, 15°C. Пары натрия состоят из Na и Na₂.

Na химически очень активен. При комнатной температуре взаимодействует с O₂ воздуха, парами воды и CO₂ с образованием рыхлой корки. При сгорании Na в кислороде образуются пероксид Na₂О₂ и оксид Na₂O:

4Na+O₂=2Na₂O и 2Na+O₂=Na₂O₂

При нагревании на воздухе Na сгорает желтым пламенем, в желтый цвет окрашивают пламя и многие соли натрия. Натрий бурно реагирует с водой и разбавленными кислотами:

2Na+H₂O=2NaOH+H₂

При взаимодействии Na и спирта выделяется H₂ и образуется алкоголят натрия. Например, взаимодействуя с этанолом С₂Н₅ОН, Na образует этанолят натрия С₂Н₅ОNa:

С₂Н₅ОН+2Na=2С₂Н₅ОNa+H₂

Кислородсодержащие кислоты, взаимодействуя с Na, восстанавливаются:

2Na+2Н₂SO₄=SO₂+Na₂SO₄+2H₂O

При нагревании до 200°C Na реагирует с H₂ с образованием гидрида NaН:

2Na+H₂=2NaH

Натрий самовоспламеняется в атмосфере фтора или хлора, с иодом реагирует при нагревании. При перетирании в ступке Na реагирует с S с образованием сульфидов переменного состава. С N₂ реакция протекает в электрическом разряде, образуются нитрид натрия Nа₃N или азид NaN₃. Na реагирует с жидким аммиаком с образованием голубых растворов, где Na присутствует в виде ионов Na⁺.

Оксид натрия Na₂O проявляет ярко выраженные основные свойства, легко реагирует с водой с образованием сильного основания — гидроксида натрия NaОН:

Na₂O+H₂O=2NaOH

Пероксид натрия Na₂O₂ реагирует с водой с выделением кислорода:

2Na₂O₂+2H₂O=4NaOH+O₂

Гидроксид натрия — очень сильное основание, щелочь, хорошо растворим в воде (в 100 г воды при 20 °C растворяется 108 г NaOH). NaОН взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами:

CO₂+2NaOH=Na₂CO₃+H₂O,

Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄] (в растворе),

Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O (при сплавлении)

В промышленности гидроксид натрия NaOH получают электролизом водных растворов NaCl или Na₂CO₃ c применением ионообменных мембран и диафрагм:

2NaCl+2H₂O=2NaOH+Cl₂+H₂

Попадание твердого NaOH или капель его раствора на кожу вызывает тяжелые ожоги. Водные растворы NaOH при хранении разрушают стекло, расплавы — фарфор.

Карбонат натрия Na₂CO₃ получают насыщением водного раствора NaCl аммиаком и CO₂. Рaстворимость образующегося гидрокарбоната натрия NaHCO₃ менее 10 г в 100 г воды при 20°C, основная часть NaHCO₃ выпадает в осадок:

NaCl+NH₃+CO₂=NaHCO₃,

который отделяют фильтрованием. При прокаливании NaHCO₃ образуется кальцинированная сода:

2NaHCO₃=Na₂CO₃+CO₂+H₂O

У большинства солей Na растворимость с ростом температуры возрастает не так сильно, у солей калия.

Na — сильный восстановитель:

TiCl₄+4Na=4NaCl+Ti

Нaтрий применяется как восстановитель активных металлов, его расплав в смеси с калием является теплоносителем в ядерных реакторах, так как он плохо поглощает нейтроны. Пaры Na используются в лампах накаливания.

NaCl используется в пищевой промышленности, гидроксид натрия NaOH — в производстве бумаги, мыла, искусственных волокон, в качестве электролита. Кaрбонат натрия Na₂CO₃ и гидрокарбонат NaНСO₃ — применяется в пищевой промышленности, является компонентом огнетушащих средств, лекарством. Фосфат натрия Na₃PO₄ — компонент моющих средств, применяют в производстве стекол и красок, в пищевой промышленности, в фотографии. Силикаты mNa₂O·nSiO₂ — компоненты шихты в производстве стекла, для получения алюмосиликатных катализаторов, жаростойких, кислотоупорных бетонов.

Ионы натрия Na⁺ необходимы для нормального функционирования организма, они участвуют в процессах обмена веществ. В плазме крови человека содержание ионов Na⁺ 0, 32% по массе, в костях — 0, 6%, В мышечных тканях — 1, 5%. Для восполнения естественной убыли человек должен ежедневно употреблять с пищей 4-5 г Na.

Хранят натрий в герметично закрытых железных контейнерах под слоем обезвоженного керосина или минерального масла. Загоревшийся Na заливают минеральным маслом или засыпают смесью талька и NaCl. Образующиеся отходы металлического Na уничтожают в емкостях с этиловым или пропиловым спиртом.

Авторы: С.С. Бердоносов, П.С. Бердоносов