Каким свойством обладает оксид натрия
Оксид натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Оксид натрия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Na2O.
Краткая характеристика оксида натрия
Физические свойства оксида натрия
Получение оксида натрия
Химические свойства оксида натрия
Химические реакции оксида натрия
Применение и использование оксида натрия
Краткая характеристика оксида натрия:
Оксид натрия – неорганическое вещество бесцветного либо белого цвета.
Так как валентность натрия равна одному, то оксид натрия содержит один атом кислорода и два атома натрия.
Химическая формула оксида натрия Na2O.
В воде не растворяется, а вступает в реакцию с ней.
Физические свойства оксида натрия:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | Na2O |
| Синонимы и названия иностранном языке | sodium oxide (англ.) окись натрия (рус.) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид | бесцветные (иногда белые) кубические кристаллы |
| Цвет | бесцветный, иногда – белый |
| Вкус | —* |
| Запах | — |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 2270 |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 2,27 |
| Температура кипения, °C | 1950 |
| Температура плавления, °C | 1132 |
| Температура возгонки (сублимации), °C | 1275 |
| Температура разложения, °C | 1132 |
| Молярная масса, г/моль | 61,979 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение оксида натрия:
Оксид натрия получается в результате следующих химических реакций:
- 1. из пероксида натрия:
При реакции натрия с кислородом образуется смесь, состоящая из 20 % оксида натрия и 80 % пероксида натрия.
6Na + 2О2 → Na2О2 + 2Na2О.
Затем пероксид натрия обогащают натрием.
Na2О2 + 2Na → 2Na2О.
- 2. путем нагревания нитрата (нитрита) натрия с металлическим натрием:
2NaNО3 + 10Na → 6Na2О + N2;
2NaNO2 + 6Na → 4Na2O + N2.
- 3. путем взаимодействия гидроксида натрия с металлическим натрием:
2NaOH + 2Na → 2Na2O + H2.
- 4. путем прокаливания карбоната натрия:
2Na2СO3 → Na2O + СО2 (t = 851 oC).
Химические свойства оксида натрия. Химические реакции оксида натрия:
Химически активное вещество.
Химические свойства оксида натрия аналогичны свойствам оксидов других щелочных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
- 1. реакция оксида натрия с кислородом:
2Na2O + O2 → 2Na2O2 (t = 250-350 oC, p).
В результате реакции образуется пероксид натрия.
- 2. реакция оксида натрия с водой:
Na2О + Н2О → 2NaОН.
Оксид натрия бурно реагирует с водой, образуя гидроксид натрия.
- 3. реакция оксида натрия с оксидом углерода (углекислым газом):
Na2О + СО2 → Na2СО3 (t = 450-550°C).
Оксид натрия реагирует с углекислым газом (являющийся кислотным оксидом), образуя соль – карбонат натрия.
- 4. реакция оксида натрия с оксидом серы:
Na2О + SО2 → Na2SО3;
Na2О + SО3 → Na2SО4.
Оксид серы также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соответственно соль – в первом случае – сульфит натрия, во втором случае – сульфат натрия.
- 5. реакция оксида натрия с оксидом кремния:
Na2О + SiО2 → Na2SiО3 (tо).
Оксид кремния также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – силикат натрия.
- 6. реакция оксида натрия с оксидом фосфора:
3Na2O + P2O5 → 2Na3PO4.
Оксид фосфора также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – ортофосфат натрия.
Аналогично проходят реакции оксида натрия и с другими кислотными оксидами.
- 7. реакция оксида натрия с оксидом алюминия:
Na2О + Al2O3 → 2NaAlО2 (t = 2000 °C).
Оксид алюминия является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид алюминия проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соль – алюминат натрия.
Аналогично проходят реакции оксида натрия и с другими амфотерными оксидами.
- 8. реакция оксида натрия с оксидом меди:
Na2О + CuO → 2Na2CuО2 (t = 800-1000 °C, O2).
В результате реакции образуется соль – купрат натрия.
- 9. реакция оксида натрия с оксидом железа:
5Na2О + Fe2O3 → 2Na5FeО4 (t = 450-500 °C).
В результате реакции образуется соль – феррат натрия.
- 10. реакция оксида натрия с оксидом свинца:
Na2О + PbO → 2Na2PbО2 (tо).
В результате реакции образуется соль – плюмбит натрия.
Аналогично проходят реакции оксида натрия и с другими оксидами.
- 11. реакция оксида натрия с оксидом азота (II) и оксидом азота (IV):
Na2О + NО + NО2 → NaNO3 + 2NaNO2 (t = 250 °C).
В результате реакции образуются соль нитрит натрия.
- 12. реакция оксида натрия с плавиковой кислотой:
Na2O + 2HF → 2NaF + H2O.
В результате химической реакции получается соль – фторид натрия и вода.
- 13. реакция оксида натрия с азотной кислотой:
Na2O + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O.
В результате химической реакции получается соль – нитрат натрия и вода.
Аналогично проходят реакции оксида натрия и с другими кислотами.
- 14. реакция оксида натрия с бромистым водородом (бромоводородом):
Na2O + 2HBr → 2NaBr + H2O.
В результате химической реакции получается соль – бромид натрия и вода.
- 15. реакция оксида натрия с йодоводородом:
Na2O + 2HI → 2NaI + H2O.
В результате химической реакции получается соль – йодид натрия и вода.
- 16. реакция оксида натрия с жидким аммиаком:
Na2O + NH3 → NaОН + NaNH2 (t = -50 oC).
В результате химической реакции получается гидроксид натрия и амид натрия.
- 17. реакция термического разложения оксида натрия:
2Na2O → Na2O2 + 2Na (t > 700 oC).
Оксид натрия в результате термического разложения разлагается на пероксид натрия и натрий.
Применение и использование оксида натрия:
Оксид натрия используется в качестве реактива для различных синтезов, для приготовления гидроксида натрия и других веществ.
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
карта сайта
оксид натрия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида натрия
реакции с оксидом натрия
Коэффициент востребованности
4 040
Источник
Натрий является наиболее распространенным в природе и широко применяемым щелочным металлом, занимающим в таблице Менделеева 11-ое место (находится в 1-ой группе, главной подгруппе, 3-го периода). При взаимодействии с кислородом воздуха образует пероксид Na2O2. Можно ли сказать, что это высший оксид натрия? Конечно, нет, так как это вещество не относится к классу оксидов, а его структурная формула записывается в таком виде: Na—O—O—Na. Высшими же называют такие окислы, в которых химический элемент, связанный с кислородом, имеет высшую степень окисления. Натрий имеет только одну степень окисления, равную +1. Поэтому для этого химического элемента понятия «высший оксид» не существует.
Оксид натрия является неорганическим веществом, молекулярная формула его Na2O. Молярная масса равняется 61,9789 г/моль. Плотность окиси натрия равняется 2,27 г/см³. По внешнему виду это белое твердое негорючее вещество, которое плавится при температуре плюс 1132 °С, кипит при температуре плюс 1950 °С и при этом разлагается. При растворении в воде окисел бурно реагирует с ней, в результате образуется гидрооксид натрия, который следует правильно называть гидроксид. Это можно описать уравнением реакции: Na2O + H2O → 2NaOH. Главной опасностью данного химического соединения (Na2O) является то, что оно бурно реагирует с водой, в результате чего образуется агрессивная едкая щелочь.
Оксид натрия может быть получен нагреванием металла до температуры не выше 180 °С в среде с невысоким содержанием кислорода: 4Na + O2 → 2Na2O. В этом случае не удается получить чистый окисел, так как в продуктах реакции будет содержаться до 20% пероксида и только 80% целевого вещества. Есть и другие способы получения Na2O. Например, при нагревании смеси перекиси с избытком металла: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Кроме того, окисел получают путем реакции металлического натрия с его гидроксидом: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2↑, а также при взаимодействии соли азотистой кислоты со щелочным металлом: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2↑. Все эти реакции протекают при избытке натрия. Кроме того, при нагревании карбоната щелочного металла до 851 °С могут получаться углекислый газ и окись этого металла по уравнению реакции: Na2CO3→ Na2O + CO2.
Оксид натрия обладает ярко выраженными основными свойствами. Кроме того, что он бурно реагирует с водой, он также активно взаимодействует с кислотами и кислотными окислами. В результате реакции с соляной кислотой образуется соль и вода: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. А при взаимодействии с бесцветными кристаллами диоксида кремния образуется силикат щелочного металла: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.
Оксид натрия, как и оксид другого щелочного металла — калия, большого практического значения не имеет. Это вещество обычно применяется как реактив, является важным компонентом промышленного (содово-известкового) и жидкого стекла, но не входит в состав оптических стекол. Как правило, промышленное стекло содержит около 15% окиси натрия, 70% кремнезема (диоксида кремния) и 9% извести (оксид кальция). Карбонат Na служит в качестве флюса для снижения температуры, при которой плавится диоксида кремния. Содовое стекло имеет более низкую температуру плавления, чем калийно-известковое или калийно-свинцовое. Оно является наиболее распространенным, используется для изготовления оконного стекла и стеклянной тары (бутылки и банки) для напитков, продуктов питания и некоторых других товаров. Стеклянная посуда часто изготавливается из закаленного натриево-кальциево-силикатного стекла.
Сода-силикатное стекло получают путем плавки сырья — карбоната Na, извести, доломита, диоксида кремния (кремнезема), оксида алюминия (глинозема), а также небольшого количество агентов (например, сульфата Na, хлорида Na) — в стекловаренной печи при температуре до 1675 °С. Зеленые и коричневые бутылки получают из сырья, содержащего оксид железа. Количество оксида магния и оксида натрия в тарном стекле меньше, чем в стекле, которое применяется для изготовления окон.
Источник
Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.
В оксидах химический элемент кислород находится в степени окисления (–2).
Оксиды — весьма распространённый в природе класс соединений. Они находятся в воздухе, распространены в гидросфере и литосфере.
Примеры оксидов:
H2O — оксид водорода, или вода.
На Земле вода встречается во всех трёх агрегатных состояниях — газообразном (водяной пар), жидком и твёрдом (лёд, снег). На долю воды также приходится большая часть массы живых организмов.
CO2 — оксид углерода((IV)), двуокись углерода или углекислый газ.
Как вы уже знаете, углекислый газ нужен зелёным растениям для фотосинтеза. Оксид углерода((IV)), находящийся в твёрдом агрегатном состоянии, называют сухим льдом.
CO — оксид углерода((II)), угарный газ.
Примесь этого очень ядовитого вещества может содержаться в воздухе. Основным источником загрязнения является транспорт. Угарный газ образуется в результате неполного сгорания топлива. Этот же оксид образуется и во время пожаров.
Fe2O3 — оксид железа((III)).
В природе этот оксид встречается в виде минерала гематита. Он составляет основу руды, называемой красным железняком.
SiO2 — оксид кремния.
В природе встречается в виде кварцевого песка, кварца, горного хрусталя.
Оксиды принято группировать в зависимости от их способности реагировать с кислотами и основаниями. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам. Существуют также оксиды, которые называют несолеобразующими.
- Основные оксиды.
Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соль и воду.
Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами. Как правило, степень окисления элемента, образующего основный оксид, является невысокой: (+1) или (+2).
Примеры основных оксидов:
оксид натрия Na2O, оксид меди((II)) CuO.
- Кислотные оксиды.
Кислотными называют оксиды, которые реагируют с основаниями, образуя соль и воду.
Кислотные оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы((VI)) SO3, оксид азота((IV)) NO2.
Также кислотные оксиды могут быть образованы металлическими химическими элементами, в которых те проявляют степень окисления от (+5) до (+8). Например, оксид хрома((VI)) CrO3 и оксид марганца((VII)) Mn2O7.
- Амфотерные оксиды.
Амфотерными называют оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.
Амфотерные свойства проявляет оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2O3, оксид бериллия BeO.
Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).
Например, хром может быть двухвалентен, трёхвалентен и шестивалентен.
Амфотерными свойствами обладает именно оксид хрома ((III)) Cr2O3.
- Несолеобразующие оксиды.
Несолеобразующими называют оксиды, которые при обычных условиях не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями.
Примеры несолеобразующих оксидов: оксид углерода((II)), или угарный газ CO, оксид азота((I)), или веселящий газ N2O, и оксид азота((II)) NO.
Номенклатура оксидов
В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже.
Например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия.
Если элемент, образующий оксид, имеет переменную степень окисления (или валентность), то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела).
Например: Cu2O — оксид меди((I)), CuO — оксид меди((II)), FeO — оксид железа((II)), Fe2O3 — оксид железа((III)), Cl2O7 — оксид хлора((VII)).
Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или моноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или трёхокисью и т. д.
Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода CO2, триоксид серы SO3.
Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например, угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.
Источник
| Натрий | ||||
|---|---|---|---|---|
| ← Неон | Магний → | ||||
| ||||
| Серебристо-белый мягкий металл | ||||
Свежесрезанный натрий | ||||
| Название, символ, номер | На́трий / Natrium (Na), 11 | |||
| Атомная масса (молярная масса) | 22,98976928 ± 0,00000002 а.е.м.[1] а. е. м. (г/моль) | |||
| Электронная конфигурация | [Ne] 3s1, 1s22s22p63s1 | |||
| Радиус атома | 190 пм | |||
| Ковалентный радиус | 154 пм | |||
| Радиус иона | 97 (+1e) пм | |||
| Электроотрицательность | 0,93 (шкала Полинга) | |||
| Электродный потенциал | -2,71 В | |||
| Степени окисления | −1 (в алкалидах)[2]; 0; +1 (наиболее частая) | |||
| Энергия ионизации (первый электрон) | 495,6(5,14) кДж/моль (эВ) | |||
| Плотность (при н. у.) | 0,971 г/см³ | |||
| Температура плавления | 370,96 К; 97,81 °C | |||
| Температура кипения | 1156,1 К; 882,95 °C | |||
| Уд. теплота плавления | 2,64 кДж/моль | |||
| Уд. теплота испарения | 97,9 кДж/моль | |||
| Молярная теплоёмкость | 28,23[3] Дж/(K·моль) | |||
| Молярный объём | 23,7 см³/моль | |||
| Структура решётки | кубическая объёмноцентрированная | |||
| Параметры решётки | 4,2820 Å | |||
| Температура Дебая | 150 K | |||
| Теплопроводность | (300 K) 142,0 Вт/(м·К) | |||
| Номер CAS | 7440-23-5 | |||
На́трий (Na, лат. natrium) — химический элемент первой группы, третьего периода периодической системы Менделеева, с атомным номером 11.
В виде простого вещества представляет собой мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета. На внешнем энергетическом уровне натрий имеет один электрон, который он легко отдаёт, превращаясь в положительно заряженный катион Na+.
Единственным стабильным природным изотопом является 23Na.
В свободном виде в природе не встречается, но может быть получен из различных соединений. Натрий — шестой по распространённости элемент в земной коре (англ.)русск.: он находится в составе многочисленных минералов, включая полевые шпаты, содалит и «каменную соль» (галит, хлорид натрия).
История и происхождение названия[править | править код]
Соединения натрия известны и использовались с давних времён. В древнегреческом переводе Библии — Септуагинте — упоминается слово νίτρον[4] (в латинском переводе — Вульгате — ему соответствует слово nitroet) как название вещества типа соды или поташа, которое в смеси с маслом служило моющим средством[5](Иер. 2:22). В Танахе слову νίτρον соответствуют др.-евр. ברית — «мыло» и נתר — «щёлок»(мыльная жидкость)[6]. Сода (натрон) встречается в природе в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при варке пищи, изготовлении красок и глазурей. Плиний Старший пишет, что в дельте Нила соду (в ней была достаточная доля примесей) выделяли из речной воды. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или даже чёрный цвет[7].
Название «натрий» происходит от латинского слова natrium (ср. др.-греч. νίτρον), которое было заимствовано из среднеегипетского языка (nṯr), где оно означало среди прочего: «сода», «едкий натр»[8].
Аббревиатура «Na» и слово natrium были впервые использованы академиком, основателем шведского общества врачей Йёнсом Якобсом Берцелиусом (Jöns Jakob Berzelius, 1779—1848) для обозначения природных минеральных солей, в состав которых входила сода[9]. Ранее (а также до сих пор в английском, французском и ряде других языков) элемент именовался содий (лат. sodium) — это название sodium, возможно, восходит к арабскому слову suda, означающему «головная боль», так как сода применялась в то время в качестве лекарства от головной боли[10].
Металлический натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви электролизом расплава гидроксида натрия. Дэви сообщил об этом 19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции[11] (в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года, а натрий — через несколько дней после калия[12]).
Нахождение в природе[править | править код]
Кларк натрия в земной коре составляет 25 кг/т. Содержание в морской воде в виде соединений — 10,5 г/л[13]. Атомы металлического натрия входят как примесь, окрашивающая каменную соль в синий цвет. Эту окраску соль приобретает под действием радиации.
Получение[править | править код]
Промышленное получение натрия по способу Девилля, распространённое в 19 веке. AC — железная трубка со смесью соды, угля и мела; B — холодильник Донни и Мареска; R — приёмник с нефтью
Первым промышленным способом получения натрия была реакция восстановления карбоната натрия углём при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000 °C (способ Девилля)[14]:
.
Вместо угля могут быть использованы карбид кальция, алюминий, кремний, ферросилиций, силикоалюминий[15][16].
С появлением электроэнергетики более практичным стал другой способ получения натрия — электролиз расплава едкого натра или хлорида натрия:
.
.
В настоящее время электролиз — основной способ получения натрия.
Натрий также можно получить цирконийтермическим методом или термическим разложением азида натрия.
Физические свойства[править | править код]
Металлический натрий, сохраняемый в минеральном масле
Натрий — серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом), свежий срез натрия блестит.
Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/см³ (при 19,7 °C), температура плавления 97,86 °C, температура кипения 883,15 °C.
Под высоким давлением становится прозрачным и красным, как рубин[17].
При комнатной температуре натрий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,42820 нм, Z = 2.
При температуре −268 °С (5 К) натрий переходит в гексагональную фазу, пространственная группа P 63/mmc, параметры ячейки a = 0,3767 нм, c = 0,6154 нм, Z = 2.
Химические свойства[править | править код]
Щелочной металл на воздухе легко окисляется до оксида натрия. Для защиты от кислорода воздуха металлический натрий хранят под слоем керосина.
.
При горении на воздухе или в кислороде образуется пероксид натрия:
.
Кроме того, существует озонид натрия .
С водой натрий реагирует очень бурно, помещённый в воду кусочек натрия всплывает, из-за выделяющегося тепла плавится, превращаясь в белый шарик, который быстро движется в разных направлениях по поверхности воды[18], реакция идёт с выделением водорода, который может воспламениться. Уравнение реакции:
.
Как и все щелочные металлы, натрий является сильным восстановителем и энергично взаимодействуют со многими неметаллами (за исключением азота, иода, углерода, благородных газов):
,
.
Натрий более активен, чем литий. С азотом реагирует крайне плохо в тлеющем разряде, образуя очень неустойчивое вещество — нитрид натрия (в противоположность легко образующемуся нитриду лития):
.
С разбавленными кислотами взаимодействует как обычный металл:
.
С концентрированными окисляющими кислотами выделяются продукты восстановления:
,
.
Растворяется в жидком аммиаке, образуя синий раствор:
.
С газообразным аммиаком взаимодействует при нагревании:
.
Со ртутью образует амальгаму натрия, которая используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла. При сплавлении с калием даёт жидкий сплав.
Алкилгалогениды с избытком металла могут давать натрийорганические соединения — высокоактивные соединения, которые обычно самовоспламеняются на воздухе и взрываются с водой. При недостатке металла происходит реакция Вюрца.
Реагирует со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами с образованием солей.
Растворяется в краун-эфирах в присутствии органических растворителей, давая электрид или алкалид (в последнем у натрия необычная степень окисления −1[2]).
Применение[править | править код]
Металлический натрий широко используется как сильный восстановитель в препаративной химии и промышленности, в том числе в металлургии. Используется для осушения органических растворителей, например, эфира. Натрий используется в производстве весьма энергоёмких натрий-серных аккумуляторов. Его также применяют в выпускных клапанах двигателей грузовиков как жидкий теплоотвод. Изредка металлический натрий применяется в качестве материала для электрических проводов, предназначенных для очень больших токов.
В сплаве с калием, а также с рубидием и цезием используется в качестве высокоэффективного теплоносителя. В частности, сплав состава натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % имеет рекордно низкую температуру плавления −78 °C и был предложен в качестве рабочего тела ионных ракетных двигателей и теплоносителя для атомных энергоустановок.
Жидкометаллический теплоноситель в ядерных реакторах на быстрых нейтронах БН-600 и БН-800.
Натрий также используется в газоразрядных лампах высокого и низкого давления (НЛВД и НЛНД). Лампы НЛВД типа ДНаТ (Дуговая Натриевая Трубчатая) очень широко применяются в уличном освещении. Они дают ярко-жёлтый свет. Срок службы ламп ДНаТ составляет 12—24 тысяч часов. Поэтому газоразрядные лампы типа ДНаТ незаменимы для городского, архитектурного и промышленного освещения. Также существуют лампы ДНаС, ДНаМТ (Дуговая Натриевая Матовая), ДНаЗ (Дуговая Натриевая Зеркальная) и ДНаТБР (Дуговая Натриевая Трубчатая Без Ртути).
Металлический натрий применяется в качественном анализе органического вещества. Сплав натрия и исследуемого вещества нейтрализуют этанолом, добавляют несколько миллилитров дистиллированной воды и делят на 3 части, проба Ж. Лассеня (1843), направлена на определение азота, серы и галогенов (проба Бейльштейна).
Хлорид натрия (NaCl) (поваренная соль) — древнейшее применяемое вкусовое и консервирующее средство.
Азид натрия (NaN3) применяется в качестве азотирующего средства в металлургии и при получении азида свинца.
Цианид натрия (NaCN) применяется при гидрометаллургическом способе выщелачивания золота из горных пород, а также при нитроцементации стали и в гальванотехнике (серебрение, золочение).
Хлорат натрия (NaClO3) применяется для уничтожения нежелательной растительности на железнодорожном полотне.
Изотопы натрия[править | править код]
На 2012 год известно 20 изотопов с массовыми числами от 18 до 37 и 2 ядерных изомера натрия. Единственный стабильный изотоп — 23Na. У большинства изотопов период полураспада меньше одной минуты, лишь один радиоактивный изотоп — 22Na — имеет период полураспада больше года. 22Na претерпевает позитронный распад с периодом полураспада 2,6027 года, его используют в качестве источника позитронов и в научных исследованиях. 24Na, с периодом полураспада по каналу β−-распада 15 часов, используется в медицине для диагностики и для лечения некоторых форм лейкемии.
Биологическая роль[править | править код]
Натрий входит в состав всех живых организмов. В высших организмах натрий находится большей частью в межклеточной жидкости клеток (примерно в 15 раз больше, чем в цитоплазме клетки). Разность концентраций поддерживает встроенный в мембраны клетки натрий-калиевый насос, откачивающий ионы натрия из цитоплазмы в межклеточную жидкость.
Совместно с калием натрий выполняет следующие функции:
- Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.
- Поддержание осмотической концентрации крови.
- Поддержание кислотно-щелочного баланса.
- Нормализация водного баланса.
- Обеспечение мембранного транспорта.
- Активация многих энзимов.
Рекомендуемая доза натрия в виде соединений составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов[источник не указан 1528 дней]. Для взрослых, по данным Американской Ассоциации сердечных заболеваний, минимальная необходимая доза составляет меньше 500 миллиграммов, рекомендуемая — до 1500 миллиграммов в день (за исключением больных некоторыми болезнями и представителей профессий, при которых требуется повышенное количество натрия). В виде поваренной соли в 3/4 чайной ложки содержится 1725 миллиграммов натрия[19]. По другим данным здоровым взрослым стоит ограничивать употребление натрия 2300 миллиграммами, а людям с повышенным давлением и рядом других заболеваний — 1500 или меньшим количеством.
Натрий содержится практически во всех продуктах в разных количествах, хотя большую его часть организм получает из поваренной соли, в том числе в составе консервов, полуфабрикатов, соусов, колбасных изделий и т. п. В качестве источника натрия служат также такие пищевые добавки как глутамат натрия, пищевая сода (бикарбонат натрия), нитрит натрия, сахаринат натрия и бензоат натрия[20]. Усвоение в основном происходит в желудке и тонкой кишке. Витамин Д улучшает усвоение натрия, однако чрезмерно солёная пища и пища, богатая белками, препятствуют нормальному всасыванию. Количество поступившего с едой натрия показывает содержание натрия в моче. Для богатой натрием пищи характерна ускоренная экскреция.
Дефицит натрия у питающегося сбалансированной пищей человека не встречается, однако некоторые проблемы могут возникнуть при голодании. Временный недостаток может быть вызван использованием мочегонных препаратов, поносом, обильным потением или избыточным употреблением воды.
Симптомами нехватки натрия являются потеря веса, рвота, образование газов в желудочно-кишечном тракте и нарушение усвоения аминокислот и моносахаридов. Продолжительный недостаток вызывает мышечные судороги и невралгию.
Переизбыток натрия вызывает отек ног и лица, повышенное выделение калия с мочой, у некоторых людей наблюдается повышенное кровяное давление и скопление жидкости[20]. Максимальное количество соли, которое может быть переработано почками, составляет примерно 20—30 граммов, большее количество уже опасно для жизни.
Меры предосторожности[править | править код]
Чистый металлический натрий огнеопасен. На воздухе склонен к самовоспламенению. Особенно опасен контакт с водой и влажными поверхностями, так как натрий очень бурно реагирует с водой, часто со взрывом, образуя едкую щёлочь (NaOH). В лабораториях небольшие количества натрия (примерно до 1 кг) хранят в закрытых стеклянных банках под слоем керосина, лигроина, бензина или вазелинового масла так, чтобы слой жидкости покрывал весь металл. Банка с натрием должна храниться в металлическом несгораемом шкафу (сейфе). Натрий берут пинцетом или щипцами, отрезают скальпелем (натрий пластичен и легко режется ножом) на сухой поверхности (не на столе, а в стеклянной чашке); необходимое количество и остаток тут же возвращают в банку под слой керосина, а отрезанный кусок либо помещают в керосин, либо тут же вводят в реакцию. Прежде чем приступить к работе с натрием, необходимо пройти инструктаж по охране труда. Лица, впервые приступающие к работе с натрием, должны производить эту работу под наблюдением сотрудников, имеющих опыт такой работы. Обычно в лабораторных условиях для реакций используют количества натрия, не превышающие нескольких десятков граммов. Для показательных опытов, например, в школе на уроках химии, следует брать не более одного грамма натрия. После работы с металлическим натрием всю посуду и остатки натрия заливают неразбавленным спиртом и полученный раствор нейтрализуют слабым раствором кислоты. Следует обратить особое внимание на то, чтобы все остатки и обрезки натрия были полностью нейтрализованы до их выбрасывания, так как натрий в мусорном ведре может вызвать пожар, а в канализационном сливе — взрыв и разрушение трубы. Все работы с натрием, как и вообще с щелочами и щелочными металлами, должны проводиться в очках или защитной маске. Хранить натрий дома и производить с ним какие-либо опыты не рекомендуется.
Воспламенение и даже взрыв металлического натрия при соприкосновении с водой и многими органическими соединениями может причинить серьёзные травмы и ожоги. Попытка взять кусочек металлического натрия голыми руками может привести к его воспламенению (иногда взрыву) из-за влажности кожи и образованию тяжелейших ожогов натрием и образующейся щёлочью. Горение натрия создает аэрозоль оксида, пероксида и гидроксида натрия, обладающего разъедающим действием. Некоторые реакции натрия протекают очень бурно (например, с серой, бромом).
Примечания[править | править код]
- ↑ Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265—291. — doi:10.1515/pac-2015-0305.
- ↑ 1 2 Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements (англ.). — 2nd Ed. — Butterworth-Heinemann (англ.)русск., 1997. — P. 27—28. — ISBN 0-08-037941-9.
- ↑ Аликберова Л. Ю. Натрий // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди—Полимерные. — С. 178—179. — 639 с. — 48 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.
- ↑ Симфония греческих словарных форм
- ↑ Древнегреческо-русский словарь Дворецкого (недоступная ссылка). Дата обращения 24 октября 2018. Архивировано 30 марта 2016 года.
- ↑ Библейская симфония с еврейским и греческим словарём
- ↑ Алексеев М. Т., Колотов С. С., Менделеев Д. И. Натрий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
- ↑ Петровский Н. С. Египетский язык. Введение в иероглифику, лексику и очерк грамматики среднеегипетского языка. Л., 1958. — С. 83.
- ↑ Thomas Thomson, Annals of Philosophy
- ↑ Newton D. E. Chemical Elements. ISBN 0-7876-2847-6.
- ↑ 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 (англ.) // Philosophical Transactions of the Royal Society : journal. — 1808. — Vol. 98. — P. 1—44.
- ↑ Davy, John. The Collected Works of Sir Humphry Davy (неопр.). — London: Smith, Elder, and Company, 1839. — Т. I. — С. 109.
- ↑ Riley J. P., Skirrow G. Chemical Oceanography. Vol. 1, 1965.
- ↑ Менделеев Д. Основы химии, 7 изд., СПб, 1903. — С. 386.
- ↑ Алабышев А. Ф., Грачев К. Д., Зарецкий С. А., Лантратов М. Ф. Натрий и калий (получение, свойства, применение), Л.: Гос. н.-т. изд-во хим. лит., 1959, С. 255.
- ↑ Морачевский А. Г., Шестеркин И. А., Буссе-Мачукас В. Б.и др. Натрий. Свойства, производство, применение (Под ред. А. Г. Морачевского), СПб: Химия, 1992, С. 186. ISBN 5-7245-0760-9
- ↑ Газета. Ру: Элементы под давлением
- ↑ Взаимодействие натрия с водой — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
- ↑ How much sodium should I eat per day? (недоступная ссылка). Дата обращения 20 июля 2016. Архивировано 28 сентября 2016 года.
- ↑ 1 2 Sodium in diet
Литература[править | править код]
- Алексеев М. Т., Колотов С. С., Менделеев Д. И. Натрий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
Ссылки[править | править код]
- Натрий на Webelements
- Periodic Table of Videos: натрий
- Натрий в Популярной библиотеке химических элементов