Химические свойства на примере натрия уравнения реакций

Натрий: способы получения и химические свойства

Натрий — это щелочной металл, серебристо-белого цвета. Легкий, очень мягкий, низкая температура плавления.

Относительная молекулярная масса Mr = 22,990; относительная плотность по твердому состоянию d = 0,968; относительная плотность по жидкому состоянию d = 0, 27; t_пл = 97,83º C; t_кип = 886º C.

Способ получения

1. Натрий получают в промышленности электролизом расплава гидроксида натрия, в результате образуется натрий, кислород и вода:

4NaOH → 4Na + O₂↑ + 2H₂O

Качественная реакция

Качественная реакция на натрий — окрашивание пламени солями натрия в желтый цвет .

Химические свойства

Натрий — активный металл; на воздухе реагирует с кислородом и покрывается оксидной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет.

1. Натрий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Натрий легко реагирует с галогенами с образованием галогенидов:

2Na + I₂ = 2NaI

1.2. Натрий реагирует с серой с образованием сульфида натрия:

2Na + S = Na₂S

1.3. Натрий активно реагирует с фосфором и водородом . При этом образуются бинарные соединения — фосфид натрия и гидрид натрия:

3Na + P = Na₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом натрий реагирует при температуре 100º С и электрическом разряде с образованием нитрида:

1.5. Натрий реагирует с углеродом с образованием карбида:

1.6. При взаимодействии с кислородом при температуре 250–400º C натрий образует пероксид натрия:

2. Натрий активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Натрий реагирует с водой . Взаимодействие натрия с водой приводит к образованию щелочи и водорода:

2Na 0 + 2 H₂ O = 2 Na + OH + H₂ 0

2.2. Натрий взаимодействует с кислотами . При этом образуются соль и водород.

Например , натрий реагирует с разбавленной соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂ ↑

2.3. Натрий может реагировать с аммиаком , при этом образуются амид натрия и водород:

2.4. Н атрий может взаимодействовать с гидроксидами:

Например , натрий взаимодействует с гидроксидом натрия при температуре 600º С:

2Na + 2NaOH = 2Na₂O + H₂

Общая характеристика щелочных металлов на примере натрия

Общая характеристика щелочных металлов на примере натрия

(курсивом даны уравнения для медицинской группы)

Натрий – элемент 3‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 11, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко‑желтый цвет (качественное обнаружение).

литий, катион лития и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в карминово-красный цвет (качественное обнаружение).

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Рубидий, катион рубидия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-красный цвет (качественное обнаружение).

Цезий, катион цезия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в бледно-голубой цвет (качественное обнаружение).

Натрий. Серебристо‑белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):

Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:

2Na + O2 = Na2O2 2Na + H2 = 2NaH 2Na + Cl2 = 2NaCl 2Na + S = Na2S

6Na + N2 = 2Na3N 2Na + 2C = Na2C2

Очень бурно и с большим экзо‑эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2↑

Получение натрия в промышленности:

).

Натрий применяется для получения Na2O2, NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.

Оксид натрия Na2O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение. Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: термическое разложение Na2O2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na2O2: 2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2 2Na + Na2O2 = 2Na2O (130–200 °C)

Пероксид натрия Na2O2 Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na2O2 = 2Na2O + O2 (400–675 °C, вакуум)

Na2O2 + 2Н2O = Н2O2 + 2NaOH (на холоду)

2Na2O2 + 2Н2O = O2↑ + 4NaOH (кипячение)

Na2O2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н2O2 (на холоду)

2Na2O2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н2O + O2↑ (кипячение)

2Na2O2 + 2CO2 = Na2CO3 + O2

Na2O2 + CO = Na2CO3

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na+)(OH‑). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде. Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H3PO4 (конц.) = NaH2PO4 + H2O

2NaOH (разб.) + H3PO4 (разб.) = Na2HPO4 + 2H2O

3NaOH (конц.) + H3PO4 (разб.) = Na3PO4 + 3H2O

2NaOH(T) + M2O3 = 2NaMO2 + H2O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H2O + AI2O3 = 2Na[Al(OH)4] (кипячение)

2NaOH(T) + M(OH)2 = Na2MO2 + 2H2O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl2 = 2NaCl + M(OH)2↓ (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Cl 2 = NaCl+ NaClO + H2O (Cl, Br, I)

6NaOH (конц., гор.) + Cl 2 = 5NaCl+ NaClO3 + 3H2O (Cl, Br, I)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na[Al(OH)4] и Н2).

Получение NaOH в промышленности :

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

Общая характеристика металлов главной подгруппы второй группы на примере кальция

Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O, степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в кирпично-красный цвет (качественное обнаружение). Са2+ + СО32- =СаСО3(белый осадок)

Барий, катион бария и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в желто-зеленый цвет (качественное обнаружение). Ва2+ + СrO42- =BаСrО4 (желтый осадок) Ва2+ + SО42- =BаSО4 (белый осадок)

Стронций, катион стронция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в карминово-красный цвет (качественное обнаружение). Sr2+ + SО42- =SrSО4 (белый осадок)

Соли магния не окрашивают пламя. Mg2+ + 2OH — =Mg(OH)2 (белый осадок)

Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН)2.

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr2O3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C) 5Са + V2O5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо‑эффектом):

Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑ + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H2SO4 вытесняет водород

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности– обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO3 = СаО + СO2

Гидроксид кальция Са(ОН)2. Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Получение Са(ОН)2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

Алюминий – элемент 3‑го периода и IIIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 13, степени окисления + III и 0.

По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.

Серебристо‑белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al2O3, весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO3, H2SO4 (образование той же оксидной пленки).

Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl2, Br2 и I2, при нагревании – с фтором, серой:

4Al(порошок) + 3O2(воздух) = 2Al2O3 (700 °C)

2Al(порошок) + ЗЕ2 = 2AlЕ3 (25 °C, Е = CI, Br)

2Al(порошок) + 3I2 = 2AlI3 (25 °C, кат. – капля Н2O)

2Al + 3F2 = 2AlF3 (600 °C)

2Al + 3S = Al2S3 (150–200 °C)

Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – алюминотермия):

Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо‑эффектом реагирует с водой:

2Al + 6Н2O = 2Al(ОН)3↓ + ЗН2↑ + 836 кДж

Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H2SO4:

2Al + 6Н+ = 2Al3+ + ЗН2↑

и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):

2Al + 2NaOH + 6Н2O = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2↑ (80 °C)

Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):

2Al + 6NaOH(T) = 2NaAlO2 + ЗН2 + 2Na2O (450 °C)

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой: Al + 4НNO3(разб.) = Al(NO3)3 + NO↑ + 2Н2O

и восстанавливает Nv до N‑III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:

8Al + З0НNO3(оч. разб.) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2O

8Al + 18Н2O + 5КОН + 3KNO3 = 8К[Al(ОН)4] + 3NH3↑ (кипячение)

Получение алюминия в промышленности

– электролиз Al2O3 в расплаве криолита Na3[AlF6] при 950 °C:

Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно‑стойких сплавов (с магнием – дуралюмин, или дюраль, с медью – желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Оксид алюминия Al2O3.

Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение. Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al2O3 – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr2O3 (красный цвет), Ti2O3 и Fe2O3 (голубой цвет).

Уравнения важнейших реакций:

(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)

В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.

Гидроксид алюминия Al(ОН)3.

Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH3 Н2O, NH4Cl, СO2, SO2 и H2S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН)3. Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

Уравнения важнейших реакций:

• основная и кислотная диссоциация в растворе

(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н+ примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)

Al(ОН)3 + ЗНСlразб.) = AlCl3 + ЗН2O Al(ОН)3 + NaOH(т) = NaAlO2 + 2Н2O (1000 °C)

Al(ОН)3 + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)4](p)

Для получения осадка Al(ОН)3 щелочь обычно не используют из‑за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН)3, а при кипячении – менее активный АlO(ОН):

Удобный способ получения Al(ОН)3 – пропускание СO2 через раствор гидроксокомплекса:

[Al(ОН)4]‑ + СO2 = Al(ОН)3↓ + HCO3‑

Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na[Al(OH)4].

Натрий

Натрий
Серебристо-белый мягкий металл

Название, символ, номерНатрий/Natrium (Na), 11Атомная масса
(молярная масса)22,98976928 ± 0,00000002 а. е. м. (г/моль)Электронная конфигурация[Ne] 3s 1Радиус атома190 пмКовалентный радиус154 пмРадиус иона97 (+1e) пмЭлектроотрицательность0,93 (шкала Полинга)Электродный потенциал-2,71 ВСтепени окисления−1 (в алкалидах); 0; +1 (наиболее частая)Энергия ионизации
(первый электрон)495,6(5,14) кДж/моль (эВ)Плотность (при н. у.)0,971 г/см³Температура плавления370,96 К; 97,81 °CТемпература кипения1156,1 К; 882,95 °CУд. теплота плавления2,64 кДж/мольУд. теплота испарения97,9 кДж/мольМолярная теплоёмкость28,23 Дж/(K·моль)Молярный объём23,7 см³/мольСтруктура решёткикубическая объёмноцентрированнаяПараметры решётки4,2820 ÅТемпература Дебая150 KТеплопроводность(300 K) 142,0 Вт/(м·К)Номер CAS7440-23-5

Натрий (Na, лат. natrium ) — химический элемент первой группы, третьего периода периодической системы Менделеева, с атомным номером 11. Как простое вещество 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 изотопом является 23 Na. В свободном виде не встречается, но может быть получен из различных соединений. Натрий — шестой по распространённости элемент в земной коре: он находится в составе многочисленных минералов, включая полевые шпаты, содалит и «каменную соль» (галит, хлорид натрия).

Содержание

• 1 История и происхождение названия
• 2 Нахождение в природе
• 3 Получение
• 4 Физические свойства
• 5 Химические свойства
• 6 Применение
• 7 Изотопы натрия
• 8 Биологическая роль
• 9 Меры предосторожности

История и происхождение названия

Соединения натрия известны и использовались с давних времён. В древнегреческом переводе Библии — Септуагинте — упоминается слово νίτρον (в латинском переводе — Вульгате — ему соответствует слово nitroet ) как название вещества типа соды или поташа, которое в смеси с маслом служило моющим средством(Иер. 2:22). В Танахе слову νίτρον соответствуют др.-евр. ברית — «мыло» и נתר — «щёлок»(мыльная жидкость). 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.

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».

Аббревиатура «Na» и слово natrium были впервые использованы академиком, основателем шведского общества врачей Йенсом Якобсом Берцелиусом (Jöns Jakob Berzelius, 1779—1848) для обозначения природных минеральных солей, в состав которых входила сода. 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.

Металлический натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви электролизом расплава гидроксида натрия. Дэви сообщил об этом 19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции (в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года, а натрий — через несколько дней после калия).

Нахождение в природе

Кларк натрия в земной коре 25 кг/т. Содержание в морской воде в виде соединений — 10,5 г/л . Металлический натрий встречается как примесь, окрашивающая каменную соль в синий цвет. Данную окраску соль приобретает под действием радиации.

Получение

Первым промышленным способом получения натрия была реакция восстановления карбоната натрия углем при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000 °C (способ Девилля):

Na₂CO₃ + 2C → 1000oC 2Na + 3CO

Вместо угля могут быть использованы карбид кальция, алюминий, кремний, ферросилиций, силикоалюминий.

С появлением электроэнергетики более практичным стал другой способ получения натрия — электролиз расплава едкого натра или хлорида натрия:

4NaOH → электрический ток 4Na + 2H₂O + O₂ , 2NaCl → электрический ток 2Na + Cl₂ .

В настоящее время электролиз — основной способ получения натрия.

Натрий также можно получить цирконийтермическим методом или термическим разложением азида натрия.

Физические свойства

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.

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

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 NaO₃.

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, 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, йода, углерода, благородных газов):

2Na + Cl₂ → 2NaCl 2Na + H₂ → 250−400oC,p 2NaH

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:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂↑

С концентрированными окисляющими кислотами выделяются продукты восстановления:

Растворяется в жидком аммиаке, образуя синий раствор:

С газообразным аммиаком взаимодействует при нагревании:

С 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).

Применение

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 натриево-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

В настоящее время (2012 г.) известно 20 изотопов с массовыми числами от 18 до 37 и 2 ядерных изомера натрия. Единственный стабильный изотоп 23 Na. У большинства изотопов период полураспада меньше одной минуты, лишь один радиоактивный изотоп — 22 Na — имеет период полураспада больше года. 22 Na претерпевает позитронный распад с периодом полураспада 2,6027 года , его используют в качестве источника позитронов и в научных исследованиях. 24 Na, с периодом полураспада по каналу β − -распада 15 часов, используется в медицине для диагностики и для лечения некоторых форм лейкемии.

Биологическая роль

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 составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов. Для взрослых по данным Американской Ассоциации сердечных заболеваний минимальная необходимая доза составляет меньше 500 миллиграммов, рекомендуемая до 1500 миллиграммов в день (за исключением некоторых болезней или профессий, при которых нужно повышенное количество натрия). В виде поваренной соли в 3/4 чайной ложки содержится 1725 миллиграммов натрия. 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. 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 повышенное кровяное давление и скопление жидкости. Максимальное количество соли, которое может быть переработано почками, составляет примерно 20—30 граммов, большее количество уже опасно для жизни.

Меры предосторожности

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 может вызвать 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, обладающий разъедающим действием. Некоторые реакции натрия протекают очень бурно (например, с серой, бромом).