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 u
Атомен радиус 186 pm
Ковалентен радиус 166±9 pm
Радиус на ван дер Ваалс 227 pm
Електронна конфигурация [Na]3s1
Оксидационни с-ния (оксид) 1
Кристална структура кубична, обемно центрирана
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Плътност 971 kg/m³
Температура на топене 371,95 K (98,8 °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 98,8 °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 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. 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 от Хъмфри Дейви чрез електролиза на натриева основа.

Пълна елекронна конфигурация на натрия[редактиране | edit source]

1s2 2s2 2p6 3s1

Химични свойства на натрия[редактиране | edit source]

Взаимодействие с водород[редактиране | edit source]

При взаимодействие с водород натрият образува хидрид с йоннокристален строеж:

2Na + H2 → 2NaH

Взаимодействие с кислород[редактиране | edit source]

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 | edit source]

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 добавим няколко капки фенолфталеин (като индикатор) и пуснем вътре 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 | edit source]