НАТРИЈУМ: ИСТОРИЈА, СТРУКТУРА, СВОЈСТВА, РИЗИЦИ И УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Натријум је алкални метал Групе 1 периодног система. Његов атомски број је 11 и представљен је хемијским симболом На. То је лаган метал, мање густ од воде, сребрно беле боје који постаје сив ако је изложен ваздуху; зато се складишти у парафинима или племенитим гасовима.

Поред тога, то је мекан метал који се може сећи ножем и постати ломљив на ниским температурама. Експлозивно реагује са водом и формира натријум хидроксид и гас водоник; Такође реагује са влажним ваздухом и са влагом голих руку.

Метални натријум чуван у боци и уроњен у уље тако да не реагује са ваздухом. Извор: Хи-Рес слике хемијских елемената

Овај метал се налази у минералима камене соли као што су халит (натријум хлорид), слани раствори и море. Натријум-хлорид представља 80% свих материја растворених у мору, а натријум има 1,05%. То је шести елемент који је у изобиљу у земљиној кори.

Анализа спектра светлости који долази од звезда омогућила је откривање њихове присутности у њима, укључујући Сунце. Исто тако, утврђено је и њихово присуство у метеоритима.

Натријум је добар топлотни и електрични проводник, као и велики капацитет апсорпције топлоте. Доживљава фотоелектрични феномен, односно способан је да емитује електроне када је осветљен. Када се запали, његов пламен емитује интензивно жуто светло.

Растаљени натријум делује као средство за пренос топлоте, због чега се користи као расхладно средство у одређеним нуклеарним реакторима. Такође се користи као метални деоксидизатор и редуктор, због чега се користи у пречишћавању прелазних метала, попут титанијума и цирконијума.

Натријум је главни који доприноси осмоларности ванћелијског одељка и његовој запремини. Исто тако, одговоран је за стварање акцијских потенцијала у узбудљивим ћелијама и за покретање мишићне контракције.

Прекомерни унос натријума може изазвати: кардиоваскуларне болести, повећани ризик од шлога, остеопорозу услед мобилизације коштаног калцијума и оштећења бубрега.

Историја

Човек користи натријум једињења од давнина, посебно натријум хлорид (обична со) и натријум карбонат. О важности соли сведочи употреба латинске речи „саларијум“ за означавање дела соли који су војници добили као део плаћања.

У средњем веку, једињење натријума је коришћено са латинским називом „соданум“, што је значило главобољу.

1807. сир Хумпреи Дави је изоловао натријум електролизом натријум хидроксида. Дејв је такође изоловао калијум, у време када су натријум хидроксид и калијум хидроксид сматрани елементарним супстанцама и називали се фиксне лужине.

Дејв је у писму пријатељу написао: „Декомпоновао сам и прерадио фиксиране алкалије и открио да су њихове базе две нове веома запаљиве материје сличне металима; али један од њих је запаљивији од другог и врло је реактиван ”.

Године 1814. Јонс Јакоб је у свом систему хемијских симбола користио скраћеницу На за латинску реч 'натриум', како би дао назив натријум. Ова реч долази од египатског назива натрон који се користи за натријум-карбонат.

Структура и електронска конфигурација натријума

Метални натријум кристализује у кубичну (бцц) структуру центрирану у телесу. Стога су његови На-атоми постављени тако да формирају коцке, од којих је једна смештена у центру, а свака са осам комшија.

Ову структуру карактерише најмање густа од свих, што се слаже са ниском густином овог метала; толико низак да је заједно са литијумом и калијумом, јединим металима који могу да лебде у течној води (пре него што експлодира, наравно). Њена мала атомска маса, у односу на његов волуменски атомски радијус, такође доприноси овом својству.

Међутим, добијена метална веза је прилично слаба и може се објаснити из електронске конфигурације:

3с ¹

Електрони у затвореној љусци не учествују (бар у нормалним условима) у металној вези; али електрон у орбити 3с. На атоми преклапају своје 3с орбитале да би створили валентни појас; и 3п, празан, проводни опсег.

Овај 3-опсег који је напола пун, као и ниска густина кристала, чини силу, којом управља „море електрона“, слабом. Сходно томе, метални натријум може да се реже металом и топи се само на 98 ° Ц.

Фазни прелази

Натријум кристал може да претрпи промене у својој структури када доживљава пораст притиска; док се загрева, мало је вероватно да ће проћи фазни прелаз због ниске тачке топљења.

Једном када почну фазни прелази, својства метала се мењају. На пример, први прелаз ствара кубну (фцц) структуру која је усредсређена на лице. Стога се ријетка структура бцц сабија на фцц када се притисне метални натријум.

Ово можда неће довести до значајне промене у својствима натријума, осим у његовој густини. Међутим, када су притисци веома високи, алотропи (нису полиморфни јер су чисти метал) изненађујуће постају изолатори и електроди; то јест, чак су и електрони у кристалу фиксирани као аниони и не циркулишу слободно.

Поред горе наведеног, мењају се и њихове боје; натријум престаје да постане сивкаст да постане таман, црвенкаст или чак транспарентан, како се повећавају радни притисци.

Оксидациони бројеви

С обзиром на 3с валентну орбиталу, када натријум изгуби свој једини електрон, он се брзо трансформише у На ⁺ катион , који је изоелектронски до неона. Односно, и На ⁺ и Не имају исти број електрона. Ако се претпоставља присуство На ⁺ у једињењу, тада се каже да је његов број оксидације +1.

Док ако се догоди супротно, то јест, натријум који добија један електрон, његова резултирајућа конфигурација електрона је 3с ² ; сада је изоелектронског магнезијумом, екипи На ањон ^{- звао} натријума. Ако се претпостави присуство На ^- у једињењу, тада ће натријум имати оксидациони број -1.

Својства

Етилни раствор натријум-хлорида који сагорева да би показао карактеристичну жуту боју пламена за овај метал. Извор: Дер Мессер

Физички опис

Мекани, дуктилни, лаки метал.

Атомска маса

22.989 г / мол.

Боја

Натријум је лаган сребрнаст метал. Сјајан је када се свеже посече, али изгуби сјај кад се додирне са ваздухом, постане непрозиран. Меко на температури, али прилично тврдо на -20 ºЦ.

Тачка кључања

880 ° Ц.

Тачка топљења

97,82 ° Ц (скоро 98 ° Ц).

Густина

На собној температури: 0,968 г / цм ³ .

У течном стању (тачка топљења): 0,927 г / цм ³ .

Растворљивост

Нерастворљив је у бензену, керозину и нафти. Раствара се у течном амонијаку, добијајући раствор плаве боје. Раствара се у живој творећи амалгам.

Притисак паре

Температура 802 К: 1 кПа; то јест, његов парни притисак је знатно низак чак и при високим температурама.

Декомпозиција

Распада се насилно у води, формирајући натријум хидроксид и водоник.

Температура самопаљења

120-125 ° Ц.

Вискозност

0.680 цП на 100 ° Ц

Површински напон

192 дин / цм у талишту.

Индекс преламања

4.22.

Електронегативност

0,93 на Паулинг скали.

Енергија јонизације

Прва јонизација: 495,8 кЈ / мол.

Друга јонизација: 4,562 кЈ / мол.

Трећа јонизација: 6,910,3 кЈ / мол.

Атомски радио

186 пм.

Ковалентни радијус

166 ± 21 пм.

Термално ширење

71 ум (м · К) на 26 ° Ц.

Топлотна проводљивост

132,3 В / м К на 293,15 К.

Електрична отпорност

4,77 × 10 ^-8 Ωм при 293 К.

Номенклатура

Пошто натријум има јединствени оксидациони број +1, називи његових једињења, којима управља номенклатура залиха, су поједностављена јер тај број није наведен у заградама и римским бројевима.

На исти начин њихова имена према традиционалној номенклатури завршавају се суфиксом -ицо.

На пример, НаЦл је натријум хлорид према номенклатури залиха, јер је натријум хлорид (И) погрешан. Назива се и натријум монохлорид, према систематској номенклатури; и натријум-хлорид, према традиционалној номенклатури. Међутим, његов најчешћи назив је кухињска со.

Биолошка улога

Осмотска компонента

Натријум има ванћелијску концентрацију од 140 ммол / Л, а налази се у јонском облику (На ⁺ ). Да би се одржала електронеутралност екстрацелуларног одељка, На ⁺ је праћен хлоридним (Цл ^- ) и бикарбонатним (ХЦО ₃ ^- ) анионима , са концентрацијама 105 ммол / Л, односно 25 ммол / Л, респективно.

На ⁺ катион је главна осмотска компонента и има највећи допринос осмоларности ванћелијског одељка, тако да постоји једнакост осмоларности између ванћелијских и унутарћелијских одељења која гарантује интегритет интрацелуларног одељка.

Са друге стране, интрацелуларна концентрација На ⁺ је 15 ммол / Л. Дакле: Зашто се екстра и интрацелуларне концентрације На ⁺ не изједначавају ?

Два су разлога због чега се то не догађа: а) плазма мембрана је слабо пропусна за На ⁺ . б) постојање На ⁺ -К ⁺ пумпе .

Пумпа је ензиматски систем у плазма мембрани који користи енергију садржану у АТП-у за уклањање три На ⁺ атома и увођење два К ⁺ атома .

Поред тога, постоји сет хормона, укључујући алдостерон, који, промовишући бубрежну реапсорпцију, гарантује одржавање концентрације ванћелијског натријума у ​​одговарајућој вредности. Антидиуретски хормон помаже у одржавању ванћелијске запремине.

Производња акционих потенцијала

Узбудљиве ћелије (неурони и мишићне ћелије) су оне које реагују на одговарајући стимуланс формирањем акционог потенцијала или нервног импулса. Ове ћелије одржавају разлику напона преко плазма мембране.

Унутрашњост ћелије је негативно набијена у односу на спољашњост ћелије у условима мировања. С обзиром на одређени стимуланс, долази до повећања пропустљивости мембране за На ⁺ и мала количина На ⁺ јона улази у ћелију , због чега унутрашњост ћелије постаје позитивно набијена.

Наведено је оно што је познато као акциони потенцијал, који се може ширити по неурону и начин на који информације пролазе кроз њега.

Када акциони потенцијал достигне мишићне ћелије, подстиче их да се сажму кроз мање или више сложене механизме.

Укратко, натријум је одговоран за производњу акцијских потенцијала у ексцитабилним ћелијама и за покретање контракције мишићних ћелија.

Где се налази

земља кора

Натријум је седми најбројнији елемент у земљиној кори, који представља 2,8%. Натријум-хлорид је део минералног халита који представља 80% растворених материја у мору. Садржај натријума у ​​мору је 1,05%.

Натријум је веома реактиван елемент, због чега га не налазимо у свом изворном или елементарном облику. Налази се у растворљивим минералима попут халита или нерастворљивим минералима попут криолита (натријум-алуминијум-флуорид).

Море и минерални халит

Поред мора уопште, за Мртво море карактеристично је то што има веома високу концентрацију различитих соли и минерала, посебно натријум хлорида. Велико слано језеро у Сједињеним Државама такође има високу концентрацију натријума.

Натријум-хлорид се налази готово чист у минералном халиту, присутан у мору и у стијенама. Камен или минерална сола је мање чиста од халита, који се налази у минералним лежиштима у Великој Британији, Француској, Немачкој, Кини и Русији.

Наслаге соли

Со извлачи се из својих каменитих лежишта фрагментацијом стена, након чега следи поступак пречишћавања соли. У другим временима, вода се уноси у резервоаре за сол да би се растварала и формирао слани раствор, који се потом избаци на површину.

Сол се добија из мора у плитким базенима познатим као салинас, сунчаним испаравањем. Сол која се добија на овај начин назива се ловором или морском соли.

Довнс ћелија

Натријум је добијен карботермичком редукцијом натријум-карбоната на 1100 ° Ц. Тренутно се производи електролизом истопљеног натријум хлорида, користећи Довнс-ову ћелију.

Међутим, будући да растопљени натријум-хлорид има талиште од ~ 800 ° Ц, додаје се калцијум хлорид или натријум-карбонат да би се тачка топљења смањила на 600 ° Ц.

У Довнсовој комори, катода је израђена од гвожђа у кружном облику, око угљеничне аноде. Производи електролизе раздвојени су челичном мрежицом да се спрече додиривања производа електролизе: елементарног натријума и хлора.

На аноди (+) долази до следеће оксидационе реакције:

2 Цл ^- (л) → Цл ₂ (г) + 2 е ^-

У међувремену, на катоди (-) долази до следеће реакције редукције:

2 На ⁺ (л) + 2 е ^- → 2 На (л)

Реакције

Стварање оксида и хидроксида

Врло је реактиван у ваздуху у зависности од његове влажности. Реагира тако да формира натријум хидроксид, који може апсорбовати угљендиоксид и, на крају, формирати натријум бикарбонат.

Она оксидира на ваздуху да се формира натријум моноксид (На ₂ О). Док се натријум супероксид (НаО ₂ ) припрема загревањем металног натријума на 300 ºЦ кисеоником при високом притиску.

У течном стању се пали на 125 ° Ц, стварајући иритантни бели дим, способан да изазове кашаљ. Такође снажно реагује са водом, чиме се ствара натријум хидроксид и гас водоник, узрокујући да реакција експлодира. Ова реакција је снажно егзотермна.

На + Х ₂ О → НаОХ + 1/2 Х ₂ (3,367 килокалорија / мол)

Са халогенираним киселинама

Халогениране киселине, као што је хлороводонична киселина, реагују са натријумом и формирају одговарајуће халогениде. У међувремену, његова реакција са азотном киселином ствара натријум нитрат; а са сумпорном киселином ствара натријум сулфат.

Редукције

На смањује оксиде прелазних метала, производећи одговарајуће метале ослобађајући их од кисеоника. Такође, натријум реагује са халидима прелазних метала, изазивајући премештање метала у формирање натријум хлорида и ослобађање метала.

Ова реакција је служила за добијање прелазних метала, укључујући титан и тантал.

Са амонијаком

Натријум реагује са течним амонијаком на ниској температури и споро стварајући содамид (НаНХ ₂ ) и водоник.

На + НХ ₃ → НаНХ ₂ + 1/2 Х ₂

Течни амонијак служи као растварач за реакцију натријума са различитим металима, укључујући арсен, телур, антимон и бизмут.

Органиц

Реагира са алкохолима да производе алкохоле или алкоксиде:

На + РОХ → Рона + 1/2 Х ₂

Он производи дехалогенацију органских једињења, изазивајући удвостручење броја угљеника овог једињења:

2 На + 2 РЦл → РР + 2 НаЦл

Октан се може произвести дехалогенизацијом бутан бромида са натријумом.

Са металима

Натријум може да реагује са другим алкалним металима да формира еутектик: легуру која се формира на нижим температурама од његових компоненти; на пример, НаК који има К проценат од 78%. Такође натријум формира легуре са берилијем са малим процентом старијег.

Племенити метали попут злата, сребра, платине, паладија и иридијума, као и бели метали попут олова, коситра и антимона, формирају легуре са течним натријумом.

Ризици

То је метал који снажно реагује са водом. Због тога, контакт са људским ткивима прекривеним водом може проузроковати озбиљна оштећења. При контакту са кожом и очима ствара јаке опекотине.

Исто тако, гутањем може проузроковати перфорацију једњака и желуца. Међутим, иако су ове повреде озбиљне, само мали део становништва им је изложен.

Највећа штета коју натријум може да нанесе је због превеликог уноса хране или пића које праве људи.

Људском телу је потребан унос натријума од 500 мг / дан, да би испунио своју функцију у нервном спровођењу, као и у контракцији мишића.

Али обично се много већа количина натријума уноси у исхрану, што ствара пораст концентрације у плазми и крви у њему.

Ово може узроковати висок крвни притисак, кардиоваскуларне болести и мождане ударе.

Хипернатремија је такође повезана са стварањем остеопорозе индукујући одлив калцијума из коштаног ткива. Бубрези имају проблема са одржавањем нормалне концентрације натријума у ​​плазми упркос прекомерном уносу, што може довести до оштећења бубрега.

Апликације

Метални натријум

Користи се у металургији као деоксидационо и редукционо средство у припреми калцијума, цирконијума, титанијума и других метала. На пример, смањује тетраклорид титана (ТиЦл ₄ ) да би се добио метални титанијум.

Растаљени натријум користи се као средство за пренос топлоте, због чега се користи као расхладно средство у неким нуклеарним реакторима.

Користи се као сировина у производњи натријум-лаурил сулфата, главног састојка у синтетичком детерџенту. Такође учествује у производњи полимера као што су најлон и једињења попут цијанида и натријум пероксида. Такође у производњи боја и синтети парфема.

Натријум се користи у пречишћавању угљоводоника и у полимеризацији нерастворљивих угљоводоника. Такође се користи у многим органским редукцијама. Растворен у течном амонијаку користи се за смањивање алкина до трансалкена.

Лампе натријумске паре израђене су за јавну расвету у градовима. Они дају жуту боју, сличну оној која се примећује када се натријум сагоре у упаљачима.

Натријум делује као средство за сушење које пружа плаву нијансу у присуству бензофенона, што указује да је производ у процесу сушења достигао жељено сушење.

Једињења

Хлорид

Користи се за зачињавање и чување хране. Електролизом натријум-хлорида настаје натријум-хипохлорит (НаОЦл), који се користи у чишћењу домаћинстава као хлор. Поред тога користи се као индустријски избељивач за папирну и текстилну кашу или за дезинфекцију воде.

Натријум-хипохлорит се користи у одређеним лековитим препаратима као антисептик и фунгицид.

Карбонат и бикарбонат

Натријум-карбонат се користи у производњи чаша, детерџената и средстава за чишћење. Натријум-карбонат монохидрат се користи у фотографији као компонента за развој.

Сода бикарбона је извор угљен диоксида. Из тог разлога се користи у прашком за пециво, у солима и шумећим напицима, као и у сувим хемијским апаратима за гашење пожара. Такође се користи у поступку штављења и припреме вуне.

Сода бикарбона је алкално једињење, које се користи у лековитом третману желучане и мокраћне хиперацидности.

Сулфате

Користи се у производњи крафт папира, картона, стакла и детерџената. Натријум-тиосулфат користи се у фотографији у циљу исправљања негатива и развијених отисака.

Хидроксид

Често се назива каустична сода или луж, користи се за неутрализацију киселина у рафинерији нафте. Реагира са масним киселинама при прављењу сапуна. Поред тога, користи се у лечењу целулозе.

Нитрате

Користи се као ђубриво које обезбеђује азот, као компонента динамита.

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија. (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Натријум. (2019). Натријум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Натријум. ПубЦхем база података. ЦИД = 5360545. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
4. Ганонг, ВФ (2003). Медицал Пхисиологи 19. издање. Редакција Ел Мануал Модерно.
5. Википедиа. (2019). Натријум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
6. Председник и сарадници Харвард колеџа. (2019). Со и натријум. Опоравак од: хспх.харвард.еду
7. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (07. јуна 2019). Натријум. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом