Натрий
Натрият (Na) е алкален метал с кристален строеж, с пореден номер 11 и принадлежи на група 1 от периодична система на елементите. Той е мек, пластичен и с метален блясък, по-лек от водата. Предизвиква тежки химически изгаряния при допир. Проявява постоянна първа валентност, а стойността на електроотрицателността му е 1,01. Температурата му на топене е 97,8 °C, а на кипене – 882 °C. Притежава 13 изотопа, от които стабилен е само 23Na, а радиоактивни са 22Na и 24Na. Натрият не се среща свободно в природата, защото е силно активен и взаимодейства с много други елементи и съединения. При контакт с въздуха се самозапалва, затова се съхранява в керосин. Активността му се дължи на това, че атомът му изключително лесно отдава електрони и се превръща в положителен йон. Натрият се използва при синтеза на различни вещества като каучук, багрилото индиго, витамин B12. Приложението му в атомните централи е свързано с добрата му топлопроводимост във втечнено състояние. Използва се и при производството на луминесцентни лампи.
Съединенията на натрия се използват от дълбока древност, но поради голямата му активност е изолиран чак през 1807 г. от Хъмфри Дейви[3] чрез електролиза на натриева основа.
Свойства[редактиране | редактиране на кода]
Атомни и физични[редактиране | редактиране на кода]
Натрият елемент от първа група на Периодичната система. Той е сребрист, лек и мек метал, притежаващ метален блясък. Относителната му атомна маса е 23, а в своите съединения проявява предимно първа валентност. Натрият е топло- и електропроводим. Съхранява се в керосин или инертен газ поради голямата си химична активност към водата и въздуха.
Химични[редактиране | редактиране на кода]
При взаимодействие с водород натрият образува хидрид с йоннокристален строеж:
- 2Na + H2 → 2NaH
Взаимодействие с кислород[редактиране | редактиране на кода]
Натрият реагира с кислород при стайна температура, при което се получава динатриев оксид:
- 4Na + O2 → 2Na2O
При горене на натрий в кислородна среда се образува натриев пероксид:
- 2Na + O2 → Na2O2
Тук натрият запазва своята постоянна първа валентност, защото двата кислородни атома имат връзка помежду си.
Взаимодействие с неметали[редактиране | редактиране на кода]
Натрият гори и в хлорна среда и образува натриев хлорид:
- 2Na + Cl2 →2NaCl
Освен с хлора натрият взаимодейства и с друг неметал – сярата:
- 2Na + S → Na2S
Натрият реагира бурно с водата и отделя голямо количество топлина, при което образува натриев хидроксид. Ако в чаша вода се добавият няколко капки фенолфталеин (като индикатор) и вътре се пусне малко парченце натрий, то започва хаотично да се движи над повърхността, направлявано от отделящия се водород. Пътят на парченцето натрий се оцветява в малиновочервено заради основния характер на натриевата основа и прибавения фенолфталеин:
- 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
С киселините натрият също реагира активно.
При реагирането на натрий със солна киселина се получава натриев хлорид:
- 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
При взаимодействие на натрий със сярна киселина се получава динатриев сулфат:
- 2Na + H2SO4 →Na2SO4+ H2
Изотопи[редактиране | редактиране на кода]
Наличие в природата[редактиране | редактиране на кода]
История[редактиране | редактиране на кода]
Производство[редактиране | редактиране на кода]
Приложение[редактиране | редактиране на кода]
Съединенията на натрия са широко използвани в практиката. Натрий и неговите съединения се използват в:
- стъкларството;
- медицината;
- химическата промишленост;
- козметиката;
- бита за дезинфекция.
Биологични ефекти[редактиране | редактиране на кода]
Натриевите йони имат много физиологични функции, които са общи за всички животни. Едни от най-важните им функции са изтласкването навън и навътре на натриевите йони през калиево-натриевата помпата в клетъчната мембрана, контролирането на обема на клетката и други.
Натриевите йони активно участват в минералния обмен на организма на човека и животните. Na+ йони регулират водния баланс в организма.
Техника на безопасност[редактиране | редактиране на кода]
При допир с кожата натрият предизвиква тежки изгаряния, тъй като реагира с влагата от въздуха и по кожата, водейки до образуването на натриев хидроксид, който има алкална реакция и е силно корозивен.
Източници[редактиране | редактиране на кода]
- ↑ ((en)) Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements (IUPAC Technical Report). – Pure and Applied Chemistry Vol. 83, No. 2, 2011, S. 359 – 396.
- ↑ ((en)) IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013
- ↑ Davy, H.. The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies. // Philosophical Transactions 98. 1808. p. 1 – 44. (на английски)
Периодична система на елементите
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | ||||||||||||||||||||||||
Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | ||||||||||||||||||||||||
Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | ||||||||||
Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | ||||||||||
|