Натрий

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
11 НеонНатрийМагнезий
Литий

Na

Калий
Външен вид

сребристобял метал

сребристобял метал
Общи данни
Име, символ, № Натрий, Na, 11
Химическа серия Алкален метал
Група, период, блок 1, 3, s
Свойства на атома
Атомна маса 22,989769282[1][2] u
Атомен радиус 186 pm
Ковалентен радиус 166±9 pm
Радиус на ван дер Ваалс 227 pm
Електронна конфигурация [Ne] 3s¹
Оксидационни с-ния (оксид) 1
Кристална структура кубична, обемно центрирана
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Плътност 971 kg/m³
Температура на топене 370,95 K (97,79 °C)
Температура на кипене 1156 K (883 °C)
Моларен обем 23,7 m³/mol
Специф. топлина на топене 2,64 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 97,9 kJ/mol
Скорост на звука m/s при K
Други
Електроотрицателност 0,93 (скала на Полинг)
Специф. топлинен капацитет 28,23 J/(kg·K)
Топлопроводимост 142 W/(m·K)
Йонизационен потенциал 495,8 kJ/mol
Натрий

Натрият (Na) е алкален метал с кристален строеж, с пореден номер 11 и принадлежи на 1А група 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. Той дори се самозапалва при допир с въздух, 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 топлопроводност 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.

Пълна електронна конфигурация на натрия[редактиране | редактиране на кода]

1s2 2s2 2p6 3s1

Химични свойства на натрия[редактиране | редактиране на кода]

Взаимодействие с водород[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 на студено и образува 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.

а) При реагирането на натрий със солна киселина се получава натриев хлорид:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

б) При взаимодействие на натрий със сярна киселина се получава динатриев сулфат:

2Na + H2SO4 →Na2SO4+ H2

Натриевите йони активно участват в минералния обмен на организма на човека и животните. Na+ йони регулират водния баланс у организма.

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. 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.
  2. IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013
  3. 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. с. 1-44.