Какой порядковый номер у натрия

This article is about the chemical element. For the nutrient commonly called sodium, see salt. For the use of sodium as a medication, see Saline (medicine). For other uses, see sodium (disambiguation).

Sodium, ₁₁Na

Sodium
Appearance	silvery white metallic
Standard atomic weight Ar°(Na)
	22.98976928±0.00000002 22.990±0.001 (abridged)[1]
Sodium in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Li ↑ Na ↓ K neon ← sodium → magnesium
Atomic number (Z)	11
Group	group 1: hydrogen and alkali metals
Period	period 3
Block	s-block
Electron configuration	[Ne] 3s1
Electrons per shell	2, 8, 1
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	370.944 K ​(97.794 °C, ​208.029 °F)
Boiling point	1156.090 K ​(882.940 °C, ​1621.292 °F)
Density (near r.t.)	0.968 g/cm3
when liquid (at m.p.)	0.927 g/cm3
Critical point	2573 K, 35 MPa (extrapolated)
Heat of fusion	2.60 kJ/mol
Heat of vaporization	97.42 kJ/mol
Molar heat capacity	28.230 J/(mol·K)
Vapor pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 554 617 697 802 946 1153
Atomic properties
Oxidation states	−1, 0,[2] +1 (a strongly basic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 0.93
Ionization energies	1st: 495.8 kJ/mol 2nd: 4562 kJ/mol 3rd: 6910.3 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 186 pm
Covalent radius	166±9 pm
Van der Waals radius	227 pm
Spectral lines of sodium
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​body-centered cubic (bcc)
Speed of sound thin rod	3200 m/s (at 20 °C)
Thermal expansion	71 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	142 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	47.7 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetic ordering	paramagnetic[3]
Molar magnetic susceptibility	+16.0×10−6 cm3/mol (298 K)[4]
Young’s modulus	10 GPa
Shear modulus	3.3 GPa
Bulk modulus	6.3 GPa
Mohs hardness	0.5
Brinell hardness	0.69 MPa
CAS Number	7440-23-5
History
Discovery and first isolation	Humphry Davy (1807)
Symbol	«Na»: from New Latin natrium, coined from German Natron, ‘natron’
Main isotopes of sodium v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 22Na trace 2.6019 y β+ (90.57(8)%) 22Ne ε (9.43(6)%) 22Ne 23Na 100% stable 24Na trace 14.9560(15) h β− 24Mg
Category: Sodium view talk edit | references

Sodium is a chemical element with the symbol Na (from Latin natrium) and atomic number 11. It is a soft, silvery-white, highly reactive metal. Sodium is an alkali metal, being in group 1 of the periodic table. Its only stable isotope is ²³Na. The free metal does not occur in nature, and must be prepared from compounds. Sodium is the sixth most abundant element in the Earth’s crust and exists in numerous minerals such as feldspars, sodalite, and halite (NaCl). Many salts of sodium are highly water-soluble: sodium ions have been leached by the action of water from the Earth’s minerals over eons, and thus sodium and chlorine are the most common dissolved elements by weight in the oceans.

Sodium was first isolated by Humphry Davy in 1807 by the electrolysis of sodium hydroxide. Among many other useful sodium compounds, sodium hydroxide (lye) is used in soap manufacture, and sodium chloride (edible salt) is a de-icing agent and a nutrient for animals including humans.

Sodium is an essential element for all animals and some plants. Sodium ions are the major cation in the extracellular fluid (ECF) and as such are the major contributor to the ECF osmotic pressure and ECF compartment volume.^{[citation needed]} Loss of water from the ECF compartment increases the sodium concentration, a condition called hypernatremia. Isotonic loss of water and sodium from the ECF compartment decreases the size of that compartment in a condition called ECF hypovolemia.

By means of the sodium-potassium pump, living human cells pump three sodium ions out of the cell in exchange for two potassium ions pumped in; comparing ion concentrations across the cell membrane, inside to outside, potassium measures about 40:1, and sodium, about 1:10. In nerve cells, the electrical charge across the cell membrane enables transmission of the nerve impulse—an action potential—when the charge is dissipated; sodium plays a key role in that activity.

Characteristics

Physical

Sodium at standard temperature and pressure is a soft silvery metal that combines with oxygen in the air and forms grayish white sodium oxide unless immersed in oil or inert gas, which are the conditions it is usually stored in. Sodium metal can be easily cut with a knife and is a good conductor of electricity and heat because it has only one electron in its valence shell, resulting in weak metallic bonding and free electrons, which carry energy. Due to having low atomic mass and large atomic radius, sodium is third-least dense of all elemental metals and is one of only three metals that can float on water, the other two being lithium and potassium.^[5]

The melting (98 °C) and boiling (883 °C) points of sodium are lower than those of lithium but higher than those of the heavier alkali metals potassium, rubidium, and caesium, following periodic trends down the group.^[6] These properties change dramatically at elevated pressures: at 1.5 Mbar, the color changes from silvery metallic to black; at 1.9 Mbar the material becomes transparent with a red color; and at 3 Mbar, sodium is a clear and transparent solid. All of these high-pressure allotropes are insulators and electrides.^[7]

In a flame test, sodium and its compounds glow yellow^[8] because the excited 3s electrons of sodium emit a photon when they fall from 3p to 3s; the wavelength of this photon corresponds to the D line at about 589.3 nm. Spin-orbit interactions involving the electron in the 3p orbital split the D line into two, at 589.0 and 589.6 nm; hyperfine structures involving both orbitals cause many more lines.^[9]

Isotopes

Twenty isotopes of sodium are known, but only ²³Na is stable. ²³Na is created in the carbon-burning process in stars by fusing two carbon atoms together; this requires temperatures above 600 megakelvins and a star of at least three solar masses.^[10] Two radioactive, cosmogenic isotopes are the byproduct of cosmic ray spallation: ²²Na has a half-life of 2.6 years and ²⁴Na, a half-life of 15 hours; all other isotopes have a half-life of less than one minute.^[11]

Two nuclear isomers have been discovered, the longer-lived one being ^24mNa with a half-life of around 20.2 milliseconds. Acute neutron radiation, as from a nuclear criticality accident, converts some of the stable ²³Na in human blood to ²⁴Na; the neutron radiation dosage of a victim can be calculated by measuring the concentration of ²⁴Na relative to ²³Na.^[12]

Chemistry

Sodium atoms have 11 electrons, one more than the stable configuration of the noble gas neon. The first and second ionization energies are 495.8 kJ/mol and 4562 kJ/mol, respectively. As a result, sodium usually forms ionic compounds involving the Na⁺ cation.^[13]

Metallic sodium

Metallic sodium is generally less reactive than potassium and more reactive than lithium.^[14] Sodium metal is highly reducing, with the standard reduction potential for the Na⁺/Na couple being −2.71 volts,^[15] though potassium and lithium have even more negative potentials.^[16]
The thermal, fluidic, chemical, and nuclear properties of molten sodium metal have caused it to be one of the main coolants of choice for the fast breeder reactor. Such nuclear reactors are seen as a crucial step for the production of clean energy.^[17]

Salts and oxides

Sodium compounds are of immense commercial importance, being particularly central to industries producing glass, paper, soap, and textiles.^[18] The most important sodium compounds are table salt (NaCl), soda ash (Na₂CO₃), baking soda (NaHCO₃), caustic soda (NaOH), sodium nitrate (NaNO₃), di- and tri-sodium phosphates, sodium thiosulfate (Na₂S₂O₃·5H₂O), and borax (Na₂B₄O₇·10H₂O).^[19] In compounds, sodium is usually ionically bonded to water and anions and is viewed as a hard Lewis acid.^[20]

Most soaps are sodium salts of fatty acids. Sodium soaps have a higher melting temperature (and seem «harder») than potassium soaps.^[19]

Like all the alkali metals, sodium reacts exothermically with water. The reaction produces caustic soda (sodium hydroxide) and flammable hydrogen gas. When burned in air, it forms primarily sodium peroxide with some sodium oxide.^[21]

Aqueous solutions

Sodium tends to form water-soluble compounds, such as halides, sulfates, nitrates, carboxylates and carbonates. The main aqueous species are the aquo complexes [Na(H₂O)_n]⁺, where n = 4–8; with n = 6 indicated from X-ray diffraction data and computer simulations.^[22]

Direct precipitation of sodium salts from aqueous solutions is rare because sodium salts typically have a high affinity for water. An exception is sodium bismuthate (NaBiO₃).^[23] Because of the high solubility of its compounds, sodium salts are usually isolated as solids by evaporation or by precipitation with an organic antisolvent, such as ethanol; for example, only 0.35 g/L of sodium chloride will dissolve in ethanol.^[24] Crown ethers, like 15-crown-5, may be used as a phase-transfer catalyst.^[25]

Sodium content of samples is determined by atomic absorption spectrophotometry or by potentiometry using ion-selective electrodes.^[26]

Electrides and sodides

Like the other alkali metals, sodium dissolves in ammonia and some amines to give deeply colored solutions; evaporation of these solutions leaves a shiny film of metallic sodium. The solutions contain the coordination complex (Na(NH₃)₆)⁺, with the positive charge counterbalanced by electrons as anions; cryptands permit the isolation of these complexes as crystalline solids. Sodium forms complexes with crown ethers, cryptands and other ligands.^[27]

For example, 15-crown-5 has a high affinity for sodium because the cavity size of 15-crown-5 is 1.7–2.2 Å, which is enough to fit the sodium ion (1.9 Å).^[28][29] Cryptands, like crown ethers and other ionophores, also have a high affinity for the sodium ion; derivatives of the alkalide Na⁻ are obtainable^[30] by the addition of cryptands to solutions of sodium in ammonia via disproportionation.^[31]

Organosodium compounds

Many organosodium compounds have been prepared. Because of the high polarity of the C-Na bonds, they behave like sources of carbanions (salts with organic anions). Some well-known derivatives include sodium cyclopentadienide (NaC₅H₅) and trityl sodium ((C₆H₅)₃CNa).^[32] Sodium naphthalene, Na⁺[C₁₀H₈•]⁻, a strong reducing agent, forms upon mixing Na and naphthalene in ethereal solutions.^[33]

Intermetallic compounds

Sodium forms alloys with many metals, such as potassium, calcium, lead, and the group 11 and 12 elements. Sodium and potassium form KNa₂ and NaK. NaK is 40–90% potassium and it is liquid at ambient temperature. It is an excellent thermal and electrical conductor. Sodium-calcium alloys are by-products of the electrolytic production of sodium from a binary salt mixture of NaCl-CaCl₂ and ternary mixture NaCl-CaCl₂-BaCl₂. Calcium is only partially miscible with sodium, and the 1-2% of it dissolved in the sodium obtained from said mixtures can be precipitated by cooling to 120 °C and filtering.^[34]

In a liquid state, sodium is completely miscible with lead. There are several methods to make sodium-lead alloys. One is to melt them together and another is to deposit sodium electrolytically on molten lead cathodes. NaPb₃, NaPb, Na₉Pb₄, Na₅Pb₂, and Na₁₅Pb₄ are some of the known sodium-lead alloys. Sodium also forms alloys with gold (NaAu₂) and silver (NaAg₂). Group 12 metals (zinc, cadmium and mercury) are known to make alloys with sodium. NaZn₁₃ and NaCd₂ are alloys of zinc and cadmium. Sodium and mercury form NaHg, NaHg₄, NaHg₂, Na₃Hg₂, and Na₃Hg.^[35]

History

Because of its importance in human health, salt has long been an important commodity, as shown by the English word salary, which derives from salarium, the wafers of salt sometimes given to Roman soldiers along with their other wages. In medieval Europe, a compound of sodium with the Latin name of sodanum was used as a headache remedy. The name sodium is thought to originate from the Arabic suda, meaning headache, as the headache-alleviating properties of sodium carbonate or soda were well known in early times.^[36]

Although sodium, sometimes called soda, had long been recognized in compounds, the metal itself was not isolated until 1807 by Sir Humphry Davy through the electrolysis of sodium hydroxide.^[37][38] In 1809, the German physicist and chemist Ludwig Wilhelm Gilbert proposed the names Natronium for Humphry Davy’s «sodium» and Kalium for Davy’s «potassium».^[39]

The chemical abbreviation for sodium was first published in 1814 by Jöns Jakob Berzelius in his system of atomic symbols,^[40][41] and is an abbreviation of the element’s New Latin name natrium, which refers to the Egyptian natron,^[36] a natural mineral salt mainly consisting of hydrated sodium carbonate. Natron historically had several important industrial and household uses, later eclipsed by other sodium compounds.^[42]

Sodium imparts an intense yellow color to flames. As early as 1860, Kirchhoff and Bunsen noted the high sensitivity of a sodium flame test, and stated in Annalen der Physik und Chemie:^[43]

In a corner of our 60 m³ room farthest away from the apparatus, we exploded 3 mg of sodium chlorate with milk sugar while observing the nonluminous flame before the slit. After a while, it glowed a bright yellow and showed a strong sodium line that disappeared only after 10 minutes. From the weight of the sodium salt and the volume of air in the room, we easily calculate that one part by weight of air could not contain more than 1/20 millionth weight of sodium.

Occurrence

The Earth’s crust contains 2.27% sodium, making it the seventh most abundant element on Earth and the fifth most abundant metal, behind aluminium, iron, calcium, and magnesium and ahead of potassium.^[44] Sodium’s estimated oceanic abundance is 10.8 grams per liter.^[45] Because of its high reactivity, it is never found as a pure element. It is found in many minerals, some very soluble, such as halite and natron, others much less soluble, such as amphibole and zeolite. The insolubility of certain sodium minerals such as cryolite and feldspar arises from their polymeric anions, which in the case of feldspar is a polysilicate.

Astronomical observations

Atomic sodium has a very strong spectral line in the yellow-orange part of the spectrum (the same line as is used in sodium-vapour street lights). This appears as an absorption line in many types of stars, including the Sun. The line was first studied in 1814 by Joseph von Fraunhofer during his investigation of the lines in the solar spectrum, now known as the Fraunhofer lines. Fraunhofer named it the «D» line, although it is now known to actually be a group of closely spaced lines split by a fine and hyperfine structure.^[46]

The strength of the D line allows its detection in many other astronomical environments. In stars, it is seen in any whose surfaces are cool enough for sodium to exist in atomic form (rather than ionised). This corresponds to stars of roughly F-type and cooler. Many other stars appear to have a sodium absorption line, but this is actually caused by gas in the foreground interstellar medium. The two can be distinguished via high-resolution spectroscopy, because interstellar lines are much narrower than those broadened by stellar rotation.^[47]

Sodium has also been detected in numerous Solar System environments, including Mercury’s atmosphere,^[48] the exosphere of the Moon,^[49] and numerous other bodies. Some comets have a sodium tail,^[50] which was first detected in observations of Comet Hale–Bopp in 1997.^[51] Sodium has even been detected in the atmospheres of some extrasolar planets via transit spectroscopy.^[52]

Commercial production

Employed only in rather specialized applications, only about 100,000 tonnes of metallic sodium are produced annually.^[18] Metallic sodium was first produced commercially in the late 19th century^[34] by carbothermal reduction of sodium carbonate at 1100 °C, as the first step of the Deville process for the production of aluminium:^[53][54][55]

Na₂CO₃ + 2 C → 2 Na + 3 CO

The high demand for aluminium created the need for the production of sodium. The introduction of the Hall–Héroult process for the production of aluminium by electrolysing a molten salt bath ended the need for large quantities of sodium. A related process based on the reduction of sodium hydroxide was developed in 1886.^[53]

Sodium is now produced commercially through the electrolysis of molten sodium chloride, based on a process patented in 1924.^[56][57] This is done in a Downs cell in which the NaCl is mixed with calcium chloride to lower the melting point below 700 °C.^[58] As calcium is less electropositive than sodium, no calcium will be deposited at the cathode.^[59] This method is less expensive than the previous Castner process (the electrolysis of sodium hydroxide).^[60]
If sodium of high purity is required, it can be distilled once or several times.

The market for sodium is volatile due to the difficulty in its storage and shipping; it must be stored under a dry inert gas atmosphere or anhydrous mineral oil to prevent the formation of a surface layer of sodium oxide or sodium superoxide.^[61]

Uses

Though metallic sodium has some important uses, the major applications for sodium use compounds; millions of tons of sodium chloride, hydroxide, and carbonate are produced annually. Sodium chloride is extensively used for anti-icing and de-icing and as a preservative; examples of the uses of sodium bicarbonate include baking, as a raising agent, and sodablasting. Along with potassium, many important medicines have sodium added to improve their bioavailability; though potassium is the better ion in most cases, sodium is chosen for its lower price and atomic weight.^[62] Sodium hydride is used as a base for various reactions (such as the aldol reaction) in organic chemistry.

Metallic sodium is used mainly for the production of sodium borohydride, sodium azide, indigo, and triphenylphosphine. A once-common use was the making of tetraethyllead and titanium metal; because of the move away from TEL and new titanium production methods, the production of sodium declined after 1970.^[18] Sodium is also used as an alloying metal, an anti-scaling agent,^[63] and as a reducing agent for metals when other materials are ineffective.

Note the free element is not used as a scaling agent, ions in the water are exchanged for sodium ions. Sodium plasma («vapor») lamps are often used for street lighting in cities, shedding light that ranges from yellow-orange to peach as the pressure increases.^[64] By itself or with potassium, sodium is a desiccant; it gives an intense blue coloration with benzophenone when the desiccate is dry.^[65]

In organic synthesis, sodium is used in various reactions such as the Birch reduction, and the sodium fusion test is conducted to qualitatively analyse compounds.^[66] Sodium reacts with alcohol and gives alkoxides, and when sodium is dissolved in ammonia solution, it can be used to reduce alkynes to trans-alkenes.^[67][68] Lasers emitting light at the sodium D line are used to create artificial laser guide stars that assist in the adaptive optics for land-based visible-light telescopes.^[69]

Heat transfer

Liquid sodium is used as a heat transfer fluid in sodium-cooled fast reactors^[71] because it has the high thermal conductivity and low neutron absorption cross section required to achieve a high neutron flux in the reactor.^[72] The high boiling point of sodium allows the reactor to operate at ambient (normal) pressure,^[72] but drawbacks include its opacity, which hinders visual maintenance, and its strongly reducing properties. Sodium will explode in contact with water, although it will only burn gently in air. ^[73]

Radioactive sodium-24 may be produced by neutron bombardment during operation, posing a slight radiation hazard; the radioactivity stops within a few days after removal from the reactor.^[74] If a reactor needs to be shut down frequently, NaK is used. Because NaK is a liquid at room temperature, the coolant does not solidify in the pipes.^[75]

In this case, the pyrophoricity of potassium requires extra precautions to prevent and detect leaks.^[76] Another heat transfer application is poppet valves in high-performance internal combustion engines; the valve stems are partially filled with sodium and work as a heat pipe to cool the valves.^[77]

Biological role

Biological role in humans

In humans, sodium is an essential mineral that regulates blood volume, blood pressure, osmotic equilibrium and pH. The minimum physiological requirement for sodium is estimated to range from about 120 milligrams per day in newborns to 500 milligrams per day over the age of 10.^[78]

Diet

Sodium chloride (salt) is the principal source of sodium in the diet, and is used as seasoning and preservative in such commodities as pickled preserves and jerky; for Americans, most sodium chloride comes from processed foods.^[79] Other sources of sodium are its natural occurrence in food and such food additives as monosodium glutamate (MSG), sodium nitrite, sodium saccharin, baking soda (sodium bicarbonate), and sodium benzoate.^[80]

The U.S. Institute of Medicine set its tolerable upper intake level for sodium at 2.3 grams per day,^[81] but the average person in the United States consumes 3.4 grams per day.^[82] The American Heart Association recommends no more than 1.5 g of sodium per day.^[83]

High sodium consumption

High sodium consumption is unhealthy, and can lead to alteration in the mechanical performance of the heart.^[84] High sodium consumption is also associated with chronic kidney disease, high blood pressure, cardiovascular diseases, and stroke.^[84]

High blood pressure

There is a strong correlation between higher sodium intake and higher blood pressure.^[85] Studies have found that lowering sodium intake by 2 g per day tends to lower systolic blood pressure by about two to four mm Hg.^[86] It has been estimated that such a decrease in sodium intake would lead to between 9 and 17% fewer cases of hypertension.^[86]

Hypertension causes 7.6 million premature deaths worldwide each year.^[87] (Note that salt contains about 39.3% sodium^[88]—the rest being chlorine and trace chemicals; thus, 2.3 g sodium is about 5.9 g, or 5.3 ml, of salt—about one US teaspoon.^[89][90])

One study found that people with or without hypertension who excreted less than 3 grams of sodium per day in their urine (and therefore were taking in less than 3 g/d) had a higher risk of death, stroke, or heart attack than those excreting 4 to 5 grams per day.^[91] Levels of 7 g per day or more in people with hypertension were associated with higher mortality and cardiovascular events, but this was not found to be true for people without hypertension.^[91] The US FDA states that adults with hypertension and prehypertension should reduce daily sodium intake to 1.5 g.^[90]

Physiology

The renin–angiotensin system regulates the amount of fluid and sodium concentration in the body. Reduction of blood pressure and sodium concentration in the kidney result in the production of renin, which in turn produces aldosterone and angiotensin, which stimulates the reabsorption of sodium back into the bloodstream. When the concentration of sodium increases, the production of renin decreases, and the sodium concentration returns to normal.^[92] The sodium ion (Na⁺) is an important electrolyte in neuron function, and in osmoregulation between cells and the extracellular fluid. This is accomplished in all animals by Na⁺/K⁺-ATPase, an active transporter pumping ions against the gradient, and sodium/potassium channels.^[93] Sodium is the most prevalent metallic ion in extracellular fluid.^[94]

In humans, unusually low or high sodium levels in the blood is recognized in medicine as hyponatremia and hypernatremia. These conditions may be caused by genetic factors, ageing, or prolonged vomiting or diarrhea.^[95]

Biological role in plants

In C4 plants, sodium is a micronutrient that aids metabolism, specifically in regeneration of phosphoenolpyruvate and synthesis of chlorophyll.^[96] In others, it substitutes for potassium in several roles, such as maintaining turgor pressure and aiding in the opening and closing of stomata.^[97] Excess sodium in the soil can limit the uptake of water by decreasing the water potential, which may result in plant wilting; excess concentrations in the cytoplasm can lead to enzyme inhibition, which in turn causes necrosis and chlorosis.^[98]

In response, some plants have developed mechanisms to limit sodium uptake in the roots, to store it in cell vacuoles, and restrict salt transport from roots to leaves.^[99] Excess sodium may also be stored in old plant tissue, limiting the damage to new growth. Halophytes have adapted to be able to flourish in sodium rich environments.^[99]

Safety and precautions

Sodium

Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H260, H314
Precautionary statements	P223, P231+P232, P280, P305+P351+P338, P370+P378, P422[100]
NFPA 704 (fire diamond)	[101] 3 2 2 W

Sodium forms flammable hydrogen and caustic sodium hydroxide on contact with water;^[102] ingestion and contact with moisture on skin, eyes or mucous membranes can cause severe burns.^[103][104] Sodium spontaneously explodes in the presence of water due to the formation of hydrogen (highly explosive) and sodium hydroxide (which dissolves in the water, liberating more surface). However, sodium exposed to air and ignited or reaching autoignition (reported to occur when a molten pool of sodium reaches about 290 °C, 554 °F)^[105] displays a relatively mild fire.

In the case of massive (non-molten) pieces of sodium, the reaction with oxygen eventually becomes slow due to formation of a protective layer.^[106] Fire extinguishers based on water accelerate sodium fires. Those based on carbon dioxide and bromochlorodifluoromethane should not be used on sodium fire.^[104] Metal fires are Class D, but not all Class D extinguishers are effective when used to extinguish sodium fires. An effective extinguishing agent for sodium fires is Met-L-X.^[104] Other effective agents include Lith-X, which has graphite powder and an organophosphate flame retardant, and dry sand.^[107]

Sodium fires are prevented in nuclear reactors by isolating sodium from oxygen with surrounding pipes containing inert gas.^[108] Pool-type sodium fires are prevented using diverse design measures called catch pan systems. They collect leaking sodium into a leak-recovery tank where it is isolated from oxygen.^[108]

Liquid sodium fires are more dangerous to handle than solid sodium fires, particularly if there is insufficient experience with the safe handling of molten sodium. In a technical report for the United States Fire Administration,^[109] R. J. Gordon writes (emphasis in original)

Once ignited, sodium is very difficult to extinguish. It will react violently with water, as noted previously, and with any extinguishing agent that contains water. It will also react with many other common extinguishing agents, including carbon dioxide and the halogen compounds and most dry chemical agents. The only safe and effective extinguishing agents are completely dry inert materials, such as Class D extinguishing agents, soda ash, graphite, diatomaceous earth, or sodium chloride, all of which can be used to bury a small quantity of burning sodium and exclude oxygen from reaching the metal.

The extinguishing agent must be absolutely dry, as even a trace of water in the material can react with the burning sodium to cause an explosion. Sodium chloride is recognized as an extinguishing medium because of its chemical stability, however it is hydroscopic (has the property of attracting and holding water molecules on the surface of the salt crystals) and must be kept absolutely dry to be used safely as an extinguishing agent. Every crystal of sodium chloride also contains a trace quantity of moisture within the structure of the crystal.

Molten sodium is extremely dangerous because it is much more reactive than a solid mass. In the liquid form, every sodium atom is free and mobile to instantaneously combine with any available oxygen atom or other oxidizer, and any gaseous by-product will be created as a rapidly
expanding gas bubble within the molten mass. Even a minute amount of water can create this type of reaction. Any amount of water introduced
into a pool of molten sodium is likely to cause a violent explosion inside the liquid mass, releasing the hydrogen as a rapidly expanding gas and causing the molten sodium to erupt from the container.

When molten sodium is involved in a fire, the combustion occurs at the surface of the liquid. An inert gas, such as nitrogen or argon, can be used to form an inert layer over the pool of burning liquid sodium, but the gas must be applied very gently and contained over the surface. Except for soda ash, most of the powdered agents that are used to extinguish small fires in solid pieces or shallow pools will sink to the bottom of a molten mass of burning sodium — the sodium will float to the top and continue to burn. If the burning sodium is in a container, it may be feasible to extinguish the fire by placing a lid on the container to exclude oxygen.

See also

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

External links

• Sodium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Etymology of «natrium» – source of symbol Na
• The Wooden Periodic Table Table’s Entry on Sodium
• Sodium isotopes data from The Berkeley Laboratory Isotopes Project’s

This article is about the chemical element. For the nutrient commonly called sodium, see salt. For the use of sodium as a medication, see Saline (medicine). For other uses, see sodium (disambiguation).

Sodium, ₁₁Na

Sodium
Appearance	silvery white metallic
Standard atomic weight Ar°(Na)
	22.98976928±0.00000002 22.990±0.001 (abridged)[1]
Sodium in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Li ↑ Na ↓ K neon ← sodium → magnesium
Atomic number (Z)	11
Group	group 1: hydrogen and alkali metals
Period	period 3
Block	s-block
Electron configuration	[Ne] 3s1
Electrons per shell	2, 8, 1
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	370.944 K ​(97.794 °C, ​208.029 °F)
Boiling point	1156.090 K ​(882.940 °C, ​1621.292 °F)
Density (near r.t.)	0.968 g/cm3
when liquid (at m.p.)	0.927 g/cm3
Critical point	2573 K, 35 MPa (extrapolated)
Heat of fusion	2.60 kJ/mol
Heat of vaporization	97.42 kJ/mol
Molar heat capacity	28.230 J/(mol·K)
Vapor pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 554 617 697 802 946 1153
Atomic properties
Oxidation states	−1, 0,[2] +1 (a strongly basic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 0.93
Ionization energies	1st: 495.8 kJ/mol 2nd: 4562 kJ/mol 3rd: 6910.3 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 186 pm
Covalent radius	166±9 pm
Van der Waals radius	227 pm
Spectral lines of sodium
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​body-centered cubic (bcc)
Speed of sound thin rod	3200 m/s (at 20 °C)
Thermal expansion	71 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	142 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	47.7 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetic ordering	paramagnetic[3]
Molar magnetic susceptibility	+16.0×10−6 cm3/mol (298 K)[4]
Young’s modulus	10 GPa
Shear modulus	3.3 GPa
Bulk modulus	6.3 GPa
Mohs hardness	0.5
Brinell hardness	0.69 MPa
CAS Number	7440-23-5
History
Discovery and first isolation	Humphry Davy (1807)
Symbol	«Na»: from New Latin natrium, coined from German Natron, ‘natron’
Main isotopes of sodium v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 22Na trace 2.6019 y β+ (90.57(8)%) 22Ne ε (9.43(6)%) 22Ne 23Na 100% stable 24Na trace 14.9560(15) h β− 24Mg
Category: Sodium view talk edit | references

Sodium is a chemical element with the symbol Na (from Latin natrium) and atomic number 11. It is a soft, silvery-white, highly reactive metal. Sodium is an alkali metal, being in group 1 of the periodic table. Its only stable isotope is ²³Na. The free metal does not occur in nature, and must be prepared from compounds. Sodium is the sixth most abundant element in the Earth’s crust and exists in numerous minerals such as feldspars, sodalite, and halite (NaCl). Many salts of sodium are highly water-soluble: sodium ions have been leached by the action of water from the Earth’s minerals over eons, and thus sodium and chlorine are the most common dissolved elements by weight in the oceans.

Sodium was first isolated by Humphry Davy in 1807 by the electrolysis of sodium hydroxide. Among many other useful sodium compounds, sodium hydroxide (lye) is used in soap manufacture, and sodium chloride (edible salt) is a de-icing agent and a nutrient for animals including humans.

Sodium is an essential element for all animals and some plants. Sodium ions are the major cation in the extracellular fluid (ECF) and as such are the major contributor to the ECF osmotic pressure and ECF compartment volume.^{[citation needed]} Loss of water from the ECF compartment increases the sodium concentration, a condition called hypernatremia. Isotonic loss of water and sodium from the ECF compartment decreases the size of that compartment in a condition called ECF hypovolemia.

By means of the sodium-potassium pump, living human cells pump three sodium ions out of the cell in exchange for two potassium ions pumped in; comparing ion concentrations across the cell membrane, inside to outside, potassium measures about 40:1, and sodium, about 1:10. In nerve cells, the electrical charge across the cell membrane enables transmission of the nerve impulse—an action potential—when the charge is dissipated; sodium plays a key role in that activity.

Characteristics

Physical

Sodium at standard temperature and pressure is a soft silvery metal that combines with oxygen in the air and forms grayish white sodium oxide unless immersed in oil or inert gas, which are the conditions it is usually stored in. Sodium metal can be easily cut with a knife and is a good conductor of electricity and heat because it has only one electron in its valence shell, resulting in weak metallic bonding and free electrons, which carry energy. Due to having low atomic mass and large atomic radius, sodium is third-least dense of all elemental metals and is one of only three metals that can float on water, the other two being lithium and potassium.^[5]

The melting (98 °C) and boiling (883 °C) points of sodium are lower than those of lithium but higher than those of the heavier alkali metals potassium, rubidium, and caesium, following periodic trends down the group.^[6] These properties change dramatically at elevated pressures: at 1.5 Mbar, the color changes from silvery metallic to black; at 1.9 Mbar the material becomes transparent with a red color; and at 3 Mbar, sodium is a clear and transparent solid. All of these high-pressure allotropes are insulators and electrides.^[7]

In a flame test, sodium and its compounds glow yellow^[8] because the excited 3s electrons of sodium emit a photon when they fall from 3p to 3s; the wavelength of this photon corresponds to the D line at about 589.3 nm. Spin-orbit interactions involving the electron in the 3p orbital split the D line into two, at 589.0 and 589.6 nm; hyperfine structures involving both orbitals cause many more lines.^[9]

Isotopes

Twenty isotopes of sodium are known, but only ²³Na is stable. ²³Na is created in the carbon-burning process in stars by fusing two carbon atoms together; this requires temperatures above 600 megakelvins and a star of at least three solar masses.^[10] Two radioactive, cosmogenic isotopes are the byproduct of cosmic ray spallation: ²²Na has a half-life of 2.6 years and ²⁴Na, a half-life of 15 hours; all other isotopes have a half-life of less than one minute.^[11]

Two nuclear isomers have been discovered, the longer-lived one being ^24mNa with a half-life of around 20.2 milliseconds. Acute neutron radiation, as from a nuclear criticality accident, converts some of the stable ²³Na in human blood to ²⁴Na; the neutron radiation dosage of a victim can be calculated by measuring the concentration of ²⁴Na relative to ²³Na.^[12]

Chemistry

Sodium atoms have 11 electrons, one more than the stable configuration of the noble gas neon. The first and second ionization energies are 495.8 kJ/mol and 4562 kJ/mol, respectively. As a result, sodium usually forms ionic compounds involving the Na⁺ cation.^[13]

Metallic sodium

Metallic sodium is generally less reactive than potassium and more reactive than lithium.^[14] Sodium metal is highly reducing, with the standard reduction potential for the Na⁺/Na couple being −2.71 volts,^[15] though potassium and lithium have even more negative potentials.^[16]
The thermal, fluidic, chemical, and nuclear properties of molten sodium metal have caused it to be one of the main coolants of choice for the fast breeder reactor. Such nuclear reactors are seen as a crucial step for the production of clean energy.^[17]

Salts and oxides

Sodium compounds are of immense commercial importance, being particularly central to industries producing glass, paper, soap, and textiles.^[18] The most important sodium compounds are table salt (NaCl), soda ash (Na₂CO₃), baking soda (NaHCO₃), caustic soda (NaOH), sodium nitrate (NaNO₃), di- and tri-sodium phosphates, sodium thiosulfate (Na₂S₂O₃·5H₂O), and borax (Na₂B₄O₇·10H₂O).^[19] In compounds, sodium is usually ionically bonded to water and anions and is viewed as a hard Lewis acid.^[20]

Most soaps are sodium salts of fatty acids. Sodium soaps have a higher melting temperature (and seem «harder») than potassium soaps.^[19]

Like all the alkali metals, sodium reacts exothermically with water. The reaction produces caustic soda (sodium hydroxide) and flammable hydrogen gas. When burned in air, it forms primarily sodium peroxide with some sodium oxide.^[21]

Aqueous solutions

Sodium tends to form water-soluble compounds, such as halides, sulfates, nitrates, carboxylates and carbonates. The main aqueous species are the aquo complexes [Na(H₂O)_n]⁺, where n = 4–8; with n = 6 indicated from X-ray diffraction data and computer simulations.^[22]

Direct precipitation of sodium salts from aqueous solutions is rare because sodium salts typically have a high affinity for water. An exception is sodium bismuthate (NaBiO₃).^[23] Because of the high solubility of its compounds, sodium salts are usually isolated as solids by evaporation or by precipitation with an organic antisolvent, such as ethanol; for example, only 0.35 g/L of sodium chloride will dissolve in ethanol.^[24] Crown ethers, like 15-crown-5, may be used as a phase-transfer catalyst.^[25]

Sodium content of samples is determined by atomic absorption spectrophotometry or by potentiometry using ion-selective electrodes.^[26]

Electrides and sodides

Like the other alkali metals, sodium dissolves in ammonia and some amines to give deeply colored solutions; evaporation of these solutions leaves a shiny film of metallic sodium. The solutions contain the coordination complex (Na(NH₃)₆)⁺, with the positive charge counterbalanced by electrons as anions; cryptands permit the isolation of these complexes as crystalline solids. Sodium forms complexes with crown ethers, cryptands and other ligands.^[27]

For example, 15-crown-5 has a high affinity for sodium because the cavity size of 15-crown-5 is 1.7–2.2 Å, which is enough to fit the sodium ion (1.9 Å).^[28][29] Cryptands, like crown ethers and other ionophores, also have a high affinity for the sodium ion; derivatives of the alkalide Na⁻ are obtainable^[30] by the addition of cryptands to solutions of sodium in ammonia via disproportionation.^[31]

Organosodium compounds

Many organosodium compounds have been prepared. Because of the high polarity of the C-Na bonds, they behave like sources of carbanions (salts with organic anions). Some well-known derivatives include sodium cyclopentadienide (NaC₅H₅) and trityl sodium ((C₆H₅)₃CNa).^[32] Sodium naphthalene, Na⁺[C₁₀H₈•]⁻, a strong reducing agent, forms upon mixing Na and naphthalene in ethereal solutions.^[33]

Intermetallic compounds

Sodium forms alloys with many metals, such as potassium, calcium, lead, and the group 11 and 12 elements. Sodium and potassium form KNa₂ and NaK. NaK is 40–90% potassium and it is liquid at ambient temperature. It is an excellent thermal and electrical conductor. Sodium-calcium alloys are by-products of the electrolytic production of sodium from a binary salt mixture of NaCl-CaCl₂ and ternary mixture NaCl-CaCl₂-BaCl₂. Calcium is only partially miscible with sodium, and the 1-2% of it dissolved in the sodium obtained from said mixtures can be precipitated by cooling to 120 °C and filtering.^[34]

In a liquid state, sodium is completely miscible with lead. There are several methods to make sodium-lead alloys. One is to melt them together and another is to deposit sodium electrolytically on molten lead cathodes. NaPb₃, NaPb, Na₉Pb₄, Na₅Pb₂, and Na₁₅Pb₄ are some of the known sodium-lead alloys. Sodium also forms alloys with gold (NaAu₂) and silver (NaAg₂). Group 12 metals (zinc, cadmium and mercury) are known to make alloys with sodium. NaZn₁₃ and NaCd₂ are alloys of zinc and cadmium. Sodium and mercury form NaHg, NaHg₄, NaHg₂, Na₃Hg₂, and Na₃Hg.^[35]

History

Because of its importance in human health, salt has long been an important commodity, as shown by the English word salary, which derives from salarium, the wafers of salt sometimes given to Roman soldiers along with their other wages. In medieval Europe, a compound of sodium with the Latin name of sodanum was used as a headache remedy. The name sodium is thought to originate from the Arabic suda, meaning headache, as the headache-alleviating properties of sodium carbonate or soda were well known in early times.^[36]

Although sodium, sometimes called soda, had long been recognized in compounds, the metal itself was not isolated until 1807 by Sir Humphry Davy through the electrolysis of sodium hydroxide.^[37][38] In 1809, the German physicist and chemist Ludwig Wilhelm Gilbert proposed the names Natronium for Humphry Davy’s «sodium» and Kalium for Davy’s «potassium».^[39]

The chemical abbreviation for sodium was first published in 1814 by Jöns Jakob Berzelius in his system of atomic symbols,^[40][41] and is an abbreviation of the element’s New Latin name natrium, which refers to the Egyptian natron,^[36] a natural mineral salt mainly consisting of hydrated sodium carbonate. Natron historically had several important industrial and household uses, later eclipsed by other sodium compounds.^[42]

Sodium imparts an intense yellow color to flames. As early as 1860, Kirchhoff and Bunsen noted the high sensitivity of a sodium flame test, and stated in Annalen der Physik und Chemie:^[43]

In a corner of our 60 m³ room farthest away from the apparatus, we exploded 3 mg of sodium chlorate with milk sugar while observing the nonluminous flame before the slit. After a while, it glowed a bright yellow and showed a strong sodium line that disappeared only after 10 minutes. From the weight of the sodium salt and the volume of air in the room, we easily calculate that one part by weight of air could not contain more than 1/20 millionth weight of sodium.

Occurrence

The Earth’s crust contains 2.27% sodium, making it the seventh most abundant element on Earth and the fifth most abundant metal, behind aluminium, iron, calcium, and magnesium and ahead of potassium.^[44] Sodium’s estimated oceanic abundance is 10.8 grams per liter.^[45] Because of its high reactivity, it is never found as a pure element. It is found in many minerals, some very soluble, such as halite and natron, others much less soluble, such as amphibole and zeolite. The insolubility of certain sodium minerals such as cryolite and feldspar arises from their polymeric anions, which in the case of feldspar is a polysilicate.

Astronomical observations

Atomic sodium has a very strong spectral line in the yellow-orange part of the spectrum (the same line as is used in sodium-vapour street lights). This appears as an absorption line in many types of stars, including the Sun. The line was first studied in 1814 by Joseph von Fraunhofer during his investigation of the lines in the solar spectrum, now known as the Fraunhofer lines. Fraunhofer named it the «D» line, although it is now known to actually be a group of closely spaced lines split by a fine and hyperfine structure.^[46]

The strength of the D line allows its detection in many other astronomical environments. In stars, it is seen in any whose surfaces are cool enough for sodium to exist in atomic form (rather than ionised). This corresponds to stars of roughly F-type and cooler. Many other stars appear to have a sodium absorption line, but this is actually caused by gas in the foreground interstellar medium. The two can be distinguished via high-resolution spectroscopy, because interstellar lines are much narrower than those broadened by stellar rotation.^[47]

Sodium has also been detected in numerous Solar System environments, including Mercury’s atmosphere,^[48] the exosphere of the Moon,^[49] and numerous other bodies. Some comets have a sodium tail,^[50] which was first detected in observations of Comet Hale–Bopp in 1997.^[51] Sodium has even been detected in the atmospheres of some extrasolar planets via transit spectroscopy.^[52]

Commercial production

Employed only in rather specialized applications, only about 100,000 tonnes of metallic sodium are produced annually.^[18] Metallic sodium was first produced commercially in the late 19th century^[34] by carbothermal reduction of sodium carbonate at 1100 °C, as the first step of the Deville process for the production of aluminium:^[53][54][55]

Na₂CO₃ + 2 C → 2 Na + 3 CO

The high demand for aluminium created the need for the production of sodium. The introduction of the Hall–Héroult process for the production of aluminium by electrolysing a molten salt bath ended the need for large quantities of sodium. A related process based on the reduction of sodium hydroxide was developed in 1886.^[53]

Sodium is now produced commercially through the electrolysis of molten sodium chloride, based on a process patented in 1924.^[56][57] This is done in a Downs cell in which the NaCl is mixed with calcium chloride to lower the melting point below 700 °C.^[58] As calcium is less electropositive than sodium, no calcium will be deposited at the cathode.^[59] This method is less expensive than the previous Castner process (the electrolysis of sodium hydroxide).^[60]
If sodium of high purity is required, it can be distilled once or several times.

The market for sodium is volatile due to the difficulty in its storage and shipping; it must be stored under a dry inert gas atmosphere or anhydrous mineral oil to prevent the formation of a surface layer of sodium oxide or sodium superoxide.^[61]

Uses

Though metallic sodium has some important uses, the major applications for sodium use compounds; millions of tons of sodium chloride, hydroxide, and carbonate are produced annually. Sodium chloride is extensively used for anti-icing and de-icing and as a preservative; examples of the uses of sodium bicarbonate include baking, as a raising agent, and sodablasting. Along with potassium, many important medicines have sodium added to improve their bioavailability; though potassium is the better ion in most cases, sodium is chosen for its lower price and atomic weight.^[62] Sodium hydride is used as a base for various reactions (such as the aldol reaction) in organic chemistry.

Metallic sodium is used mainly for the production of sodium borohydride, sodium azide, indigo, and triphenylphosphine. A once-common use was the making of tetraethyllead and titanium metal; because of the move away from TEL and new titanium production methods, the production of sodium declined after 1970.^[18] Sodium is also used as an alloying metal, an anti-scaling agent,^[63] and as a reducing agent for metals when other materials are ineffective.

Note the free element is not used as a scaling agent, ions in the water are exchanged for sodium ions. Sodium plasma («vapor») lamps are often used for street lighting in cities, shedding light that ranges from yellow-orange to peach as the pressure increases.^[64] By itself or with potassium, sodium is a desiccant; it gives an intense blue coloration with benzophenone when the desiccate is dry.^[65]

In organic synthesis, sodium is used in various reactions such as the Birch reduction, and the sodium fusion test is conducted to qualitatively analyse compounds.^[66] Sodium reacts with alcohol and gives alkoxides, and when sodium is dissolved in ammonia solution, it can be used to reduce alkynes to trans-alkenes.^[67][68] Lasers emitting light at the sodium D line are used to create artificial laser guide stars that assist in the adaptive optics for land-based visible-light telescopes.^[69]

Heat transfer

Liquid sodium is used as a heat transfer fluid in sodium-cooled fast reactors^[71] because it has the high thermal conductivity and low neutron absorption cross section required to achieve a high neutron flux in the reactor.^[72] The high boiling point of sodium allows the reactor to operate at ambient (normal) pressure,^[72] but drawbacks include its opacity, which hinders visual maintenance, and its strongly reducing properties. Sodium will explode in contact with water, although it will only burn gently in air. ^[73]

Radioactive sodium-24 may be produced by neutron bombardment during operation, posing a slight radiation hazard; the radioactivity stops within a few days after removal from the reactor.^[74] If a reactor needs to be shut down frequently, NaK is used. Because NaK is a liquid at room temperature, the coolant does not solidify in the pipes.^[75]

In this case, the pyrophoricity of potassium requires extra precautions to prevent and detect leaks.^[76] Another heat transfer application is poppet valves in high-performance internal combustion engines; the valve stems are partially filled with sodium and work as a heat pipe to cool the valves.^[77]

Biological role

Biological role in humans

In humans, sodium is an essential mineral that regulates blood volume, blood pressure, osmotic equilibrium and pH. The minimum physiological requirement for sodium is estimated to range from about 120 milligrams per day in newborns to 500 milligrams per day over the age of 10.^[78]

Diet

Sodium chloride (salt) is the principal source of sodium in the diet, and is used as seasoning and preservative in such commodities as pickled preserves and jerky; for Americans, most sodium chloride comes from processed foods.^[79] Other sources of sodium are its natural occurrence in food and such food additives as monosodium glutamate (MSG), sodium nitrite, sodium saccharin, baking soda (sodium bicarbonate), and sodium benzoate.^[80]

The U.S. Institute of Medicine set its tolerable upper intake level for sodium at 2.3 grams per day,^[81] but the average person in the United States consumes 3.4 grams per day.^[82] The American Heart Association recommends no more than 1.5 g of sodium per day.^[83]

High sodium consumption

High sodium consumption is unhealthy, and can lead to alteration in the mechanical performance of the heart.^[84] High sodium consumption is also associated with chronic kidney disease, high blood pressure, cardiovascular diseases, and stroke.^[84]

High blood pressure

There is a strong correlation between higher sodium intake and higher blood pressure.^[85] Studies have found that lowering sodium intake by 2 g per day tends to lower systolic blood pressure by about two to four mm Hg.^[86] It has been estimated that such a decrease in sodium intake would lead to between 9 and 17% fewer cases of hypertension.^[86]

Hypertension causes 7.6 million premature deaths worldwide each year.^[87] (Note that salt contains about 39.3% sodium^[88]—the rest being chlorine and trace chemicals; thus, 2.3 g sodium is about 5.9 g, or 5.3 ml, of salt—about one US teaspoon.^[89][90])

One study found that people with or without hypertension who excreted less than 3 grams of sodium per day in their urine (and therefore were taking in less than 3 g/d) had a higher risk of death, stroke, or heart attack than those excreting 4 to 5 grams per day.^[91] Levels of 7 g per day or more in people with hypertension were associated with higher mortality and cardiovascular events, but this was not found to be true for people without hypertension.^[91] The US FDA states that adults with hypertension and prehypertension should reduce daily sodium intake to 1.5 g.^[90]

Physiology

The renin–angiotensin system regulates the amount of fluid and sodium concentration in the body. Reduction of blood pressure and sodium concentration in the kidney result in the production of renin, which in turn produces aldosterone and angiotensin, which stimulates the reabsorption of sodium back into the bloodstream. When the concentration of sodium increases, the production of renin decreases, and the sodium concentration returns to normal.^[92] The sodium ion (Na⁺) is an important electrolyte in neuron function, and in osmoregulation between cells and the extracellular fluid. This is accomplished in all animals by Na⁺/K⁺-ATPase, an active transporter pumping ions against the gradient, and sodium/potassium channels.^[93] Sodium is the most prevalent metallic ion in extracellular fluid.^[94]

In humans, unusually low or high sodium levels in the blood is recognized in medicine as hyponatremia and hypernatremia. These conditions may be caused by genetic factors, ageing, or prolonged vomiting or diarrhea.^[95]

Biological role in plants

In C4 plants, sodium is a micronutrient that aids metabolism, specifically in regeneration of phosphoenolpyruvate and synthesis of chlorophyll.^[96] In others, it substitutes for potassium in several roles, such as maintaining turgor pressure and aiding in the opening and closing of stomata.^[97] Excess sodium in the soil can limit the uptake of water by decreasing the water potential, which may result in plant wilting; excess concentrations in the cytoplasm can lead to enzyme inhibition, which in turn causes necrosis and chlorosis.^[98]

In response, some plants have developed mechanisms to limit sodium uptake in the roots, to store it in cell vacuoles, and restrict salt transport from roots to leaves.^[99] Excess sodium may also be stored in old plant tissue, limiting the damage to new growth. Halophytes have adapted to be able to flourish in sodium rich environments.^[99]

Safety and precautions

Sodium

Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H260, H314
Precautionary statements	P223, P231+P232, P280, P305+P351+P338, P370+P378, P422[100]
NFPA 704 (fire diamond)	[101] 3 2 2 W

Sodium forms flammable hydrogen and caustic sodium hydroxide on contact with water;^[102] ingestion and contact with moisture on skin, eyes or mucous membranes can cause severe burns.^[103][104] Sodium spontaneously explodes in the presence of water due to the formation of hydrogen (highly explosive) and sodium hydroxide (which dissolves in the water, liberating more surface). However, sodium exposed to air and ignited or reaching autoignition (reported to occur when a molten pool of sodium reaches about 290 °C, 554 °F)^[105] displays a relatively mild fire.

In the case of massive (non-molten) pieces of sodium, the reaction with oxygen eventually becomes slow due to formation of a protective layer.^[106] Fire extinguishers based on water accelerate sodium fires. Those based on carbon dioxide and bromochlorodifluoromethane should not be used on sodium fire.^[104] Metal fires are Class D, but not all Class D extinguishers are effective when used to extinguish sodium fires. An effective extinguishing agent for sodium fires is Met-L-X.^[104] Other effective agents include Lith-X, which has graphite powder and an organophosphate flame retardant, and dry sand.^[107]

Sodium fires are prevented in nuclear reactors by isolating sodium from oxygen with surrounding pipes containing inert gas.^[108] Pool-type sodium fires are prevented using diverse design measures called catch pan systems. They collect leaking sodium into a leak-recovery tank where it is isolated from oxygen.^[108]

Liquid sodium fires are more dangerous to handle than solid sodium fires, particularly if there is insufficient experience with the safe handling of molten sodium. In a technical report for the United States Fire Administration,^[109] R. J. Gordon writes (emphasis in original)

Once ignited, sodium is very difficult to extinguish. It will react violently with water, as noted previously, and with any extinguishing agent that contains water. It will also react with many other common extinguishing agents, including carbon dioxide and the halogen compounds and most dry chemical agents. The only safe and effective extinguishing agents are completely dry inert materials, such as Class D extinguishing agents, soda ash, graphite, diatomaceous earth, or sodium chloride, all of which can be used to bury a small quantity of burning sodium and exclude oxygen from reaching the metal.

The extinguishing agent must be absolutely dry, as even a trace of water in the material can react with the burning sodium to cause an explosion. Sodium chloride is recognized as an extinguishing medium because of its chemical stability, however it is hydroscopic (has the property of attracting and holding water molecules on the surface of the salt crystals) and must be kept absolutely dry to be used safely as an extinguishing agent. Every crystal of sodium chloride also contains a trace quantity of moisture within the structure of the crystal.

Molten sodium is extremely dangerous because it is much more reactive than a solid mass. In the liquid form, every sodium atom is free and mobile to instantaneously combine with any available oxygen atom or other oxidizer, and any gaseous by-product will be created as a rapidly
expanding gas bubble within the molten mass. Even a minute amount of water can create this type of reaction. Any amount of water introduced
into a pool of molten sodium is likely to cause a violent explosion inside the liquid mass, releasing the hydrogen as a rapidly expanding gas and causing the molten sodium to erupt from the container.

When molten sodium is involved in a fire, the combustion occurs at the surface of the liquid. An inert gas, such as nitrogen or argon, can be used to form an inert layer over the pool of burning liquid sodium, but the gas must be applied very gently and contained over the surface. Except for soda ash, most of the powdered agents that are used to extinguish small fires in solid pieces or shallow pools will sink to the bottom of a molten mass of burning sodium — the sodium will float to the top and continue to burn. If the burning sodium is in a container, it may be feasible to extinguish the fire by placing a lid on the container to exclude oxygen.

See also

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

External links

• Sodium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Etymology of «natrium» – source of symbol Na
• The Wooden Periodic Table Table’s Entry on Sodium
• Sodium isotopes data from The Berkeley Laboratory Isotopes Project’s

Натрий
Серебристо-белый мягкий металл
Свежесрезанный натрий
Название, символ, номер	Натрий/Natrium (Na), 11
Атомная масса (молярная масса)	22,98976928 ± 0,00000002 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s1
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); 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 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

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 ²³Na. 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).

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.

 4Na + O₂  →   2Na₂O 

При горении на воздухе или в кислороде образуется пероксид натрия:

 2Na + O₂ →^to   Na₂O₂

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:

 2Na + 2H₂O →   2NaOH + H₂↑

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):

 6Na + N₂ →  2Na₃N 

С разбавленными кислотами взаимодействует как обычный металл:

 2Na + 2HCl →  2NaCl + H₂↑

С концентрированными окисляющими кислотами выделяются продукты восстановления:

 8Na + 10HNO₃ →   8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Растворяется в жидком аммиаке, образуя синий раствор:

 Na + 4NH₃ →^−40oC  Na[NH₃]₄ 

С газообразным аммиаком взаимодействует при нагревании:

 2Na + 2NH₃ →^350oC   2NaNH₂ + H₂ 

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

Основная статья: 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 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

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).

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать.
Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o.
Если не указано иное, то энергия ионизации — это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии
ионизации для каждого последующего электрона.

Энергия ионизации Na:
E_o = 495 кДж/моль

— Что такое ион читайте в статье.

---

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Где Na в таблице менделеева?

Скачать таблицу менделеева в хорошем качестве

Na	11
22,98977
3s1
Натрий

История и происхождение названия

Натрий (а точнее, его соединения) использовался с давних времён. Например, сода (натрон), встречающаяся 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.

Натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви в 1807 году электролизом твердого NaOH.

Название «натрий» (natrium) происходит от арабского натрун по-гречески — nitron и первоначально оно относилось к природной соде. Сам элемент ранее именовался содием Sodium.

Получение

Первым способом получения натрия стала реакция восстановления карбоната натрия углем при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000°C:

Na₂CO₃+2C=2Na+3CO

Затем появился другой способ получения натрия — электролиз расплава едкого натра или хлорида 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° С), температура плавления 97,86° С, температура кипения 883,15° С.

Химические свойства

Щелочной металл, на воздухе легко окисляется. Для защиты от кислорода воздуха металлический натрий хранят под слоем керосина. Натрий менее активный чем литий, поэтому с азотом реагирует только при нагревании:

2Na + 3N₂=2NaN₃

При большом избытке кислорода образуется пероксид натрия

2Na + O₂ = Na₂O₂

Применение

Металлический натрий широко используется в препаративной химии и промышленности как сильный восстановитель, в том числе в металлургии. Натрий используется в производстве весьма энергоёмких натриево-серных аккумуляторов. Его также применяют в выпускных клапанах грузовиков как 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.

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 (поваренная соль) — древнейшее применяемое вкусовое и консервирующее средство.
— Азид натрия (Na₃N) 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.

Биологическая роль

В организме натрий находится большей частью снаружи клеток (примерно в 15 раз больше чем в цитоплазме). Это разницу поддерживает натрий-калиевый насос, который откачивает попавший внутрь клетки натрий.

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 миллиграмм, для взрослых от 1200 до 2300 миллиграмм. В виде поваренной соли это составляет от 3 до 6 грамм в день.

Натрий содержится практически во всех продуктах, хотя большую его часть организм получает из поваренной соли. Усвоение в основном происходит в желудке и тонкой кишке. Витамин Д улучшает усвоение натрия, однако, чрезмерно соленая 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 сбалансированой пищей человека не встречается, однако, некоторые проблемы могут возникнуть при вегетарианских диетах. Временный дефицит может быть вызвано использованием мочегонных, 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 дефицит вызывает мышечные судороги и невралгию.

Переизбыток натрия вызывает отек ног и лица, а так же повышеное выделение калия с мочой. Максимальное количество соли, которое может быть переработано почками составляет примерно 20-30 грамм, большее количество уже опасно для жизни.

Соединения натрия

Натрий, Natrium, Na (11)
Название натрий — sodium, natrium происходит от древнего слова, распространенного в Египте, у древних греков (vixpov) и римлян. Оно встречается у Плиния (Nitron), у других древних авторов и соответствует древнееврейскому нетер (neter). В древнем Египте натроном, или нитроном, называли вообще щелочь, получаемую не только из природных содовых озер, но и из золы растений. Ее употребляли для мытья, изготовления глазурей, при мумификации трупов. В средние века название нитрон (nitron, natron, nataron), а также борах (baurach), относилось и к селитре (Nitrum). Арабские алхимики называли щелочи alkali. С открытием пороха в Европе селитру (Sal Petrae) стали строго отличать от щелочей, и в XVII в. уже различали нелетучие, или фиксированные щелочи, и летучую щелочь (Alkali volatile). Вместе с тем было установлено различие между растительной (Alkali fixum vegetabile — поташ) и минеральной щелочью (Alkali fixum minerale — сода).

В конце XVIII в. Клапрот ввел для минеральной щелочи название натрон (Natron), или натр и для растительной — кали (Kali), Лавуазье не поместил щелочи в «Таблицу простых тел», указав в примечании к ней, что это, вероятно, сложные вещества, которые когда-нибудь будут разложены. Действительно, в 1807 г. Дэви путем электролиза слегка увлажненных твердых щелочей получил свободные металлы — калий и натрий, назвав их потассий (Potassium) и содий (Sodium). В следующем году Гильберт, издатель известных «Анналов физики», предложил именовать новые металлы калием и натронием (Natronium); Берцелиус сократил последнее название до «натрий» (Natrium). В начале XIX в. в России натрий называли содием (Двигубский, 182i; Соловьев, 1824); Страхов предлагал название содь (1825). Соли натрия назывались, например, сернокислая сода, гидрохлоровая сода и одновременно уксусный натр (Двигубский, 1828). Гесс, по примеру Берцелиуса, ввел название натрий.

Химический элемент с атомным номером 11

Химический элемент с атомным номером 11

Натрий, 11Na

Натрий
Внешний вид вид	серебристо-белый металлик
Стандартный атомный вес A r, std (Na)	22,98976928 (2)
Натрий в Таблица Менделеева
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цит Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Йод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть (элемент) Таллий Свинец Висмут Полоний Астатин Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Бор Калий Мейтнерий Дармштадций Рентгений Коперниций Нихоний Флеровий Московский Ливерморий Теннес Оганессон Li. ↑. Na. ↓. K неон ← натрий → магний
Атомный номер (Z)	11
Группа	группа 1 : H и щелочные металлы
Период	период 3
Блок	s-блок
Категория элемента	Щелочной металл
Электронная конфигурация	[Ne ] 3s
Электронов на оболочку	2, 8, 1
Физические свойства
Фаза при STP	твердое вещество
Точка плавления	370,944 K (97,794 ° C, 208,029 ° F)
Точка кипения	1156,090 K (882,940 ° C, 1621,292 ° F)
Плотность (около rt )	0,968 г / см
в жидком состоянии (при т.пл. )	0,927 г / см
Критическая точка	2573 K, 35 МПа (экстраполяция)
Теплота плавления	2,60 кДж / моль
Теплота испарения	97, 42 кДж / моль
Молярная теплоемкость	28 230 Дж / (моль · К)
Давление пара P(Па) 1 10 100 1 к 10 k 100 k при T (K) 554 617 697 802 946 1153
Атомные свойства
Состояние окисления	-1, +1 (сильно базовый оксид)
Электроотрицательность	Шкала Полинга: 0,93
Энергии ионизации	1-я: 495,8 кДж / моль 2-я: 4562 кДж / моль 3-й: 6910,3 кДж / моль (подробнее )
Атомный радиус	эмпирический: 186 pm
Ковалентный радиус	166 ± 9 пм
Ван- дер-Ваальсовый радиус	227 пм
Спектральные линии натрия
Другие свойства
Естественное происхождение	основное
Кристаллическая структура	​объемно-центрированный анная кубическая (bcc)
Скорость звука тонкий стержень	3200 м / с (при 20 ° C)
Тепловое расширение	71 мкм / (м · К) (при 25 ° C)
Тепловое удельная электропроводность	142 Вт / (м · К)
Удельное электрическое сопротивление	47,7 нОм · м (при 20 ° C)
Магнитное упорядочение	парамагнитное
Магнитная восприимчивость	+ 16,0 · 10 см / моль (298 K)
Модуль Юнга	10 ГПа
Модуль сдвига	3,3 ГПа
Объемный Модуль	6,3 ГПа
Твердость по Моосу	0,5
Твердость по Бринеллю	0,69 МПа
Номер CAS	7440-23-5
История
Открытие и первая изоляция	Хамфри Дэви (1807)
Главная изотопы натрия
Изотоп Изобилие Период полураспада (t1/2) Режим распада Продукт Na след 2,602 лет β Ne Na 100% стабильный Na следы 14,96 часов β Mg
Категория: Натрий. вид обсуждение | ссылки

Натрий — это химический элемент с символом Na(от латинского «натрий») и атомным номером 11. Это мягкий серебристо-белый металл с высокой реакционной способностью . Натрий представляет собой щелочной металл, находящийся в группе 1 периодической таблицы. Его единственный стабильный изотоп — это Na. Свободный металл не встречается в природе и должен быть получен из соединений. Натрий является шестым поанию в земной коре и присутствует в содержании минералах, таких как полевые шпаты, содалит и каменная соль (NaCl). Многие соли натрия хорошо растворимы в воде: ионы натрия были выщелочены под водой из минералов Земли в течение многих лет, и, следовательно, натрия и хлор — самые распространенные в Мировом океане растворенные элементы по весу.

Натрий был впервые выделен Хамфри Дэви в 1807 году электролизом гидроксида натрия. Среди множества других полезных соединений натрия гидроксид натрия (щелок ) используется в мыловарении, и хлорид натрия (съедобный соль ) представляет собой противообледенительный агент и питательное вещество для животных, включая человека.

Натрий является незаменимым элементом для всех животных и некоторых растений. Ионы основного катионом во внеклеточной жидкости (ECF) и, как таковые, вносят основной вклад в осмотическое давление ECF и объем отсека ECF. Потеря воды из отделения ECF повысит концентрацию натрия, состояние, называемое гипернатриемией. Изотоническая потеря воды и натрия из отсека ECF уменьшает размер этого отсека в состоянии, называемом ECF гиповолемией.

с помощью натрий-калиевого насоса, живые клетки человека выкачивают из три клетки иона натрия в обмен на два закачанных иона калия; сравнивая концентрацию через клеточную мембрану, внутри и снаружи, калий составляет примерно 40: 1, а натрий — примерно 1:10. В нервных клетках электрический заряд через клеточную мембрану через данный нервный импульс — потенциал действия — когда заряд рассеивается; натрий играет ключевую роль в этой деятельности.

Содержание

• 1 Характеристики
  • 1.1 Физические свойства
  • 1.2 Изотопы
• 2 Химия
  • 2.1 Соли и оксиды
  • 2.2 Водные растворы
  • 2.3 Электриды и содиды
  • 2.4 Натрийорганические соединения
  • 2.5 Интерметаллические соединения
• 3 История
• 4 Возникновение
  • 4.1 Астрономические наблюдения
• 5 Коммерческое производство
• 6 Использование
  • 6.1 Теплопередача
• 7 Биологическая роль
  • 7.1 Биологическая роль В организме человека
    • 7.1.1 Питание
      • 7.1.1.1 Диета
      • 7.1.1.2 Рекомендации по питанию
    • 7.1.2 Здоровье
  • 7.2 Биологическая роль в растениях
• 8 Безопасность и меры предосторожности
• 9 См. Также
• 10 Ссылки
• 11 Библиография
• 12 Внешние ссылки

Характеристики

Физические

Спектр излучения натрия, показывающий D-линия.

Натрий при стандартной температуры и давления представляет собой мягкий серебристый металл, который соединяется с кислородом в воздухе и образует серовато-белый оксид натрия, если он не погружен в масло или инертный газ, в котором он находится. обычно хранится в. Мета натрия l можно легко разрезать ножом, потому что он имеет только один электрон в своей валентной оболочке, что приводит к слабой металлической связи и свободным электронам, которые переносят энергию. Из-за низкой атомной массы и большого атомного радиуса натрий занимает третье место по плотности среди всех элементов металлов и является одним из трех металлов, которые плавятся в воде, а двумя другими являются литий и калий. Точки плавления (98 ° C) и кипения (883 ° C) натрия ниже, чем у лития, но выше, чем у более тяжелых щелочных металлов, калия, рубидия и цезия, следуя периодическим тенденциям вниз по группе. Эти свойства резко меняются при повышенных давлениях: при 1,5 мбар цвет меняется с серебристо-металлического на черный; при 1,9 мбар материал становится прозрачным с красным цветом; а при 3 мбар натрий представляет собой прозрачное твердое вещество. Все эти аллотропы высокого давления являются изоляторами, а электридами.

Положительный результат испытания пламенем на натрий имеет ярко-желтый цвет.

В пламени тест, натрий и его соединения светятся желтым, потому что возбужденные 3s электроны натрия испускают фотон, когда они падают с 3p до 3s; длина волны этого фотона соответствует линии D примерно при 589,3 нм. Спин-орбитальные взаимодействия с участием электрона на 3p-орбитали расщепляют линию D на две части: 589,0 и 589,6 нм; сверхтонкие структуры,, включающие оба орбитали, вызывают больше линий.

Изотопы

Известно двадцать изотопов натрия, но стабильным является только Na. Na создается в процессе сжигания углерода в звездах путем слияния двух атомов углерода вместе; для этого требуются температуры выше 600 мегакельвинов и звезда не менее трех солнечных масс. Два радиоактивных, космогенных изотопа являются побочным продуктом расщепления космических лучей : Na имеет период полураспада 2,6 года и Na, период полураспада 15 часов; все остальные изотопы имеют период полураспада менее одной минуты. Были обнаружены два ядерных изомера, более долгоживущим является Na с периодом полураспада около 20,2 миллисекунды. Острое нейтронное излучение, например, в результате ядерной аварии с критичностью, превращает часть стабильного Na в крови человека в Na; Доза нейтронного излучения может быть рассчитана путем использования Na по отношению к Na.

Химия

Атомы натрия имеют 11 электронов, на один больше, чем в стабильной конфигурации благородный газ неон. Первая и вторая энергии ионизации составляют 495,8 кДж / моль и 4562 кДж / моль) соответственно. В результате натрий обычно образует ионные соединения с участием катиона Na.

Металлический натрий обычно менее активен, чем калий, и более активен, чем литий. Металлический натрий сильно восстанавливает: стандартный потенциал восстановления для пары Na / Na составляет -2,71 вольт, хотя калий и литий имеют еще более отрицательные потенциалы.

Соли и оксиды

Структура хлорида натрия, демонстрирующая октаэдрическую координацию центров Na и Cl. Этот каркас распадается при растворении в воде и снова собирается при испарении воды.

Соединения натрия имеют огромное коммерческое значение, особенно в отраслях, производящих стекло, бумагу, мыло и текстиль. Наиболее важными соединениями натрия являются поваренная соль (Na Cl ), кальцинированная сода (Na 2CO3 ), пищевая соль (Na HCO 3 ), каустическая сода (NaOH), нитрат натрия (Na NO3 ), ди- и трифосфаты натрия, тиосульфат натрия ( Na 2S2O3 · 5H 2 O) и бура (Na 2B 4O7· 10H 2 O). В соединениях натрий обычно ионно связан с водой и анионами и рассматривается как твердый кислота Льюиса.

Два эквивалентных химических структуры натрия стеарат, обычное мыло.

Большинство мыла представьте собой натриевые соли жирных кислот. Натриевые мыла имеют более высокую температуру плавления (и кажутся «более твердыми»), чем калиевые мыла.

Как и все щелочные металлы, натрий реагирует экзотермически с водой. В результате реакции образуется едкий натр (гидроксид натрия ) и легковоспламеняющийся газ водород. При сжигании на воздухе он образует в основном пероксид натрия с несколькими оксида натрия.

Водные растворы

Натрий имеет тенденцию к образованию водорастворимых соединений, таких как галогениды, сульфаты, нитраты, карбоксилаты и карбонаты. Основными водными формами являются комплексы аква [Na (H 2O)n], где n = 4–8; n = 6 указано на основе данных рентгеновской дифракции и компьютерного моделирования.

Прямое осаждение солей из водных водных видов встречается редко. Исключение составляет висмутат натрия (NaBiO 3). Из-за высокой растворимости соединения соли натрия обычно выделяют в виде твердых веществ упариванием или осаждением органическим антирастворителем, таким как этанол ; например, только 0,35 г / л хлорида натрия растворяется в этаноле. Краун-эфиры, подоб 15-краун-5, использование в качестве альтернативы в катализаторафазного переноса.

Содержание натрия в образцах определяется атомно-абсорбционной спектрофотометрией или потенциометрией с ионоселективных электродов.

Электриды и содиды

Подобно другим щелочным металлам, натр ий растворяется в аммиаке и некоторых аминах с глубоко окрашенными растворами; испарение этих растворов оставляет блестящую пленку металлического натрия. Растворы содержат координационный комплекс (Na (NH 3)6) с положительным зарядом, уравновешенным электронами в анионов ; криптанды позволяют изолировать эти виде системы в виде твердого кристаллического вещества. Натрий образует комплексы с краун-эфирами, криптандами и другими лигандами., 15-краун-5 имеет высокое сродство к натрию, поскольку размер полости 15-краун-5 составляет 1,7–2,2 Å., что достаточно для размещения иона натрия (1,9 Å). Криптанды, такие как краун-эфиры и другие ионофоры, также обладают высоким сродством к иону натрия; производные алкалида Na можно получить путем добавления криптандов к растворам натрия в аммиаке посредством диспропорционирования.

Натрийорганические соединения

Структура комплекса натрия (Na, показан желтым) и антибиотика монензина -A.

Было получено много натрийорганических соединений. Из-за высокой полярности связей C-Na они ведут себя как источники карб. анионов (солей с орг. анион анионы ). Некоторые хорошо известные производные включают циклопентадиенид натрия (NaC 5H5) и тритил натрия ((C 6H5)3CNa). нафталинид натрия, Na [C 10H8•], сильный восстанавливает, образует при смешивании Na и нафталина в эфирных растворах.

Интерметаллические соединения

Натрий образует сплавы со многими металлами, такими как калий, кальций, свинец и элементы группы 11 и 12. Натрий и калий образуют KNa 2 и NaK. NaK составляет 40 –90% калия, Он является жидким при температуре окружающей среды. Он является отличным проводником тепла и электричества. Сплав натрия и кальция побочных продуктов электролитического производства натрия из смесей бинарных солей NaCl-CaCl 2 и трехкомпонентная смесь. NaCl-CaCl 2 -BaCl 2. Кальций лишь частично смешивается с натрием. В жидком состоянии натрий полностью смешивается со свинцом. одов изготовления натрий-свинцовых сплавов. Один из них заключается в их плавлении и она заключается в электролитическом осаждении натрия на расплавленных свинцовых катодах. NaPb 3, NaPb, Na 9Pb4, Na 5Pb2и Na 15Pb4являются одними из известных сплавов натрий-свинец. Натрий также образует сплавы с золотом (NaAu 2) и серебром (NaAg 2). Известно, что металлы группы 12 (цинк, кадмий и ртуть ) делают сплавы с натрием. NaZn 13 и NaCd 2 представляют собой сплавы цинка и кадмия. Натрий и ртуть образуют NaHg, NaHg 4, NaHg 2, Na 3Hg2и Na 3 Hg.

История

Из-за своей важности для здоровья человека соль долгое время было важным товаром, о чем свидетельствует английское слово salarium, которое происходит от salarium — соленых облаток, которые иногда давали римским солдатам вместе с другой заработной платой. В средневековой Европе использовалось соединение натрия с латинским названием sodanum как средство от головной боли. Считается, что название натрий происходит от арабского слова suda, что означает головную боль, как успокаивающие головную боль, свойства карбоната натрия или соды были хорошо известны в древние времена. Хотя натрий, иногда называемый содой, уже давно обнаружен в соединениях, сам металл не был выделен до 1807 года сэром Хамфри Дэви посредством электролиза гидроксида натрия. В 1809 году немецкий физик и химик Людвиг Вильгельм Гильберт использует название «натрониум» для «натрия» Хэмфри Дэви и «калиум» для «калия» Дэви. Химическая аббревиатура впервые опубликована в 1814 году Йенсом Якобом Берцелиусом в его системе атомных символов и представляет собой сокращение от нового латинского названия элемента натрия, которое относится к египетскому натрон, природная минеральная соль, в основном состоящая из гидратированного карбоната натрия. Натрон исторически имеет несколько важных промышленных и бытовых применений, которые позже были вытеснены другими соединениями натрия.

Натрий придает интенсивный желтый цвет пламени. Еще в 1860 г. Кирхгоф и Бунзен отметили высокую чувствительность испытания натриевым пламенем и заявили в Annalen der Physik und Chemie :

В районе нашего 60 наиболее удаленного от аппарата помещения мы взорвали 3 мг хлората суд с молочным сахаром, наблюдая за несветящимся пламенем перед щелью. Через некоторое время он засветился ярко-желтым и показал сильную линию натрия, которая исчезла через 10 минут. Исходя из веса натриевой соли и объема воздуха в комнате, мы легко вычисляем, что одна часть воздуха не может содержать более 1/20 миллионной доли натрия.

Возникновение

Земная кора содержит 2,27% натрия, что делает ее седьмым по распространенности элементом на Земле и пятым по распространенности металлом после алюминия, железа, кальция., и магний и опережает калий. По оценкам, содержание натрия в океане составляет 1,08 × 10 миллиграммов на литр. Из-за его высокой реакционной способности он никогда не встречается в чистом виде. Он содержится во многих минералах, некоторые из которых очень растворимы, такие как галит и натрон, другие гораздо менее растворимы, такие как амфибол и цеолит <17.>. Нерастворимость некоторых минералов натрия, таких как криолит и полевой шпат, возникает из-за их полимерных анионов, которые в случае полевого шпата являются полисиликатом.

Астрономические наблюдения

Атомарный натрий имеет очень сильную спектральную линию в желто-оранжевой части спектра (та же линия, что используется в парах натрия уличные фонари ). Это проявляется как линия поглощения у многих типов звезд, включая Солнце. Эта линия была впервые изучена в 1814 г. Йозефом фон Фраунгофер во время его исследования линий солнечного спектра, ныне известных как линии Фраунгофера. Фраунгофер назвал ее линией ‘D’, хотя теперь известно, что она на самом деле представляет собой группу близко расположенных линий,раздел тонкой структурой и сверхтонкой структурой.

Сила линии D означает, что это был обнаружен во многих других астрономических средах. В звездах это наблюдается в любой, поверхность которой действует холодна, чтобы натрий существовал в атомной форме (а не в ионизированной форме). Это соответствует звездам примерно F-типа и более холодных. У многих других звезд есть линия, вызванная действием натрия, но на самом деле это вызвано газом на переднем плане межзвездной среды. Их можно различить с помощью спектроскопии высокого разрешения, потому что межзвездные линии намного больше, чем линии, уширенные вращением звезды.

Натрий также обнаружен во многих средах Солнечной системы, включая Атмосфера Меркурия, экзосфера Луны Луны и множество других тел. Некоторые кометы натриевый хвост, который был впервые обнаружен при наблюдениях кометы Хейла-Боппа в 1997 году. Натрий был обнаружен даже в атмосфере некоторых внесолнечных планет с помощью транзитной спектроскопии.

Коммерческое производство

При использовании только в довольно используемых приложениях ежегодно производится только около 100 000 металлического натрия. Металлический натрий был впервые коммерчески произведен в конце XIX века карботермического восстановления карбоната натрия при 1100 ° C в качестве первого этапа процессаилля для производства алюминия:

Na2CO3+ 2 C → 2 Na + 3 CO

Высокий спрос на алюминий создал потребность в производстве натрия. Внедрение процесса Холла-Эру для производства алюминия путем электролиза в ванне расплава соли устранило потребность в больших количествах натрия. Родственный процесс, основанный на восстановлении гидроксида натрия, был разработан в 1886 году.

В настоящее время натрий коммерчески производится посредством электролиза расплавленного хлорида натрия на основе процесса запатентовано в 1924 году. Это делается в ячейке Даунса, в которой NaCl смешивается с хлоридом кальция для понижения точки плавления ниже 700 ° C. Времена кальций менее электроположителен, чем натрий, кальций не будет откладываться на катоде. Этот метод менее дорог, чем предыдущий процесс Кастнера (электролиз гидроксида натрия ).

Рынок натрия нестабилен из-за его сложности хранения и транспортировки; он должен храниться в сухой инертный газ атмосфера или безводное минеральное масло для предотвращения образования поверхностного слоя оксида натрия или супероксида натрия.

Использует

Хотя металлический натрий имеет несколько важных применений, в основных областях применения используются соединения; миллионы тонн хлорида натрия, гидроксида и карбонат производятся ежегодно. от обледенения и от обледенения и в консерванта; примеры использования бикарбоната натрия включают выпечку в качестве разрыхлителя и натрийблокировку. добавлен натрий для улучшения их биодоступности ; хотя в больши В соответствии с этим, он выбран из-за его более низкого качества и атомного веса. Гидрид натрия используется в качестве основы для различных факторов (таких как альдольная реакция ) в органической химии и в качестве восстановителя в неорганическая химия.

Металлический натрий используется в основном для производства боргидрида натрия, азида натрия, индиго и трифенилфосфина. Когда-то обычным явлением было изготовление тетраэтилсвинца и металлического титана; из-за отхода от TEL и новых методов производства титана производство натрия снизилось после 1970 года. Натрий также используется в качестве легирующего металла, агента образования накипи и в качестве восстановителя металлов, когда другие материалы неэффективны. Обратите внимание, что свободный элемент не используется в качестве отвердителя, ионы в воде обмениваются на ионы натрия. Натриевые плазменные («паровые») лампы часто используются для уличного освещения в городах, они излучают свет от желто-оранжевого до персикового цвета при увеличении давления. Сам по себе или с калием натрий является осушителем ; он дает интенсивную синюю окраску с бензофеноном, когда десикат сухой. В органический синтезе натрий используется в различных реакциях, таких как восстановление по Березе, и тест слияния натрия проводится для качественного анализа соединений. Натрий реагирует со спиртом и дает алкоксиды, а когда натрий растворяется в растворе аммиака, его можно использовать для восстановления алкинов до транс-алкенов. Лазеры, излучающие свет на линии D натрия, используются для создания искусственных лазерных направляющих звезд, которые обеспечивают в адаптивной оптике для наземных телескопов видимого света.

Теплопередача

NaK фазовая диаграмма, показывающая точка плавления натрия как концентрация калия. NaK с 77% калия является эвтектическим и имеет самую низкую температуру плавления среди сплавов NaK при -12,6 ° C

Жидкий натрий используется в качестве теплоносителя в некоторые Тип ядерных реакторов, поскольку они имеют теплопроводность и низкое поглощение нейтронов поперечное сечение, необходимое для достижения высокого потока нейтронов в реакторе. Высокая температура кипения натрия позволяет реактору работать при атмосферном (нормальном) давлении, но к недостаткам можно отнести его непрозрачность, затрудняющую визуальное обслуживание, и его взрывоопасные свойства. Радиоактивный натрий-24 может образовываться в результате нейтронной бомбардировки во время работы, что создает небольшую радиационную опасность; радиоактивность прекращается в течение нескольких дней после удаления из реактора. Если реактор необходимо часто останавливать, используется NaK ; NaK является жидкой при комнатной температуре, охлаждающая жидкость не затвердевает в трубах. В этом пирофорность калия требует дополнительных мер предосторожности для предотвращения и обнаружения утечек. Другое применение теплопередачи — тарельчатые клапаны в высокопроизводительных двигателях внутреннего сгорания; штоки клапанов частично заполнены натрием и работают как тепловая трубка для охлаждения клапанов.

Биологическая роль

Биологическая роль в организме человека

В у людей натрий является важным минералом, который регулирует объем крови, кровяное давление, осмотическое равновесие и pH. Минимальная физиологическая потребность в натрия примерно оценивается в диапазоне от 120 миллиграммов в день у новорожденных до 500 миллиграммов в день в возрасте старше 10 лет.

Питание

Диета

Хлорид натрия является основным источником натрия в рационе и используется в качестве приправы и консерванта в таких товарах, как маринованные консервы и вяленое мясо ; для американцев большая часть хлорида натрия поступает из обработанных пищевых продуктов. Другими источниками натрия являются его естественное содержание в пище и такие пищевые добавки, как глутамат натрия (MSG), нитрит натрия, сахарин натрия, пищевая сода (бикарбонат натрия) и бензоат натрия.

Рекомендации по питанию

США Институт медицины установил свой допустимый верхний уровень потребления натрия на уровне 2,3 грамма в день, но средний человек в США потребляет 3,4 грамма в день. Американская кардиологическая ассоциация рекомендует не более 1,5 г натрия в день.

Здоровье

Исследования показали, что снижение давления натрия на 2 г в день тенденций к снижению систолическое артериальное давление примерно на два-четыре мм рт. Было подсчитано, что такое снижение приведет к снижению экологического риска гипертонии.

на 9-17%. Гипертония ежегодно вызывает 7,6 миллиона преждевременных смертей во всем мире. (Обратите внимание, что соль содержит около 39,3% натрия, остальное — хлор и следы химикатов; таким, 2,3 г натрия составляет около 5,9 г или 5,3 мл соли — около одной чайной ложки США.)

Одно исследование показало, что люди с гипертонией или без нее, которые выделяли менее 3 граммов натрия в день (и, следовательно, приняли менее 3 г / день), имели более высокий риск смерти, инсульта или сердечного приступа. чем те, которые выделяют от 4 до 5 граммов в день. Уровни 7 г в день или более у людей с гипертонией были связаны с более высокой смертностью и сердечно-сосудистыми событиями, но это не оказалось верным для людей без гипертонии. FDA США утверждает, что взрослым с гипертонией и предгипертонией следует снизить суточное потребление до 1,5 г.

ренин-ангиотензиновая система регулирует количество жидкости и концентрацию натрия в теле. Снижение артериального давления и почвы в почках приводит к выработке ренина, который, в свою очередь, альдостерон и ангиотензин, стимулирует обратное всасывание натрия. в кровоток. Когда повышается тариф на перевозку грузов, продукция повышается, и товар возвращается к норме. Ион натрия (Na) является важным электролитом в функции нейрона и в осморегуляции между клетками и внеклеточной жидкостью. У всех животных это достигается с помощью Na / K-АТФазы, активного переносчика, накачивающего ионы против градиента, и натриевых / калиевых каналов. Натрий наиболее распространенным ионом металла во внеклеточной жидкости.

Необычно низкие или высокие уровни у людей признаются в медицине как гипонатриемия и гипернатриемия. Эти состояния могут быть вызваны генетическими факторами, старением или продолжительной рвотой или диареей.

Биологическая роль в растениях

В растениях C4 натрий является микронутриентом, который способствует метаболизму, в частности, регенерации фосфоенолпирувата и синтезу хлорофилла. В других случаях он заменяет калий в нескольких функциях, таких как поддержание тургорного давления и помощь в открытии и закрытии устьиц. Избыток натрия в почве может ограничивать поглощение воды за счет снижения водного, что может привести к увяданию растений; избыточные концентрации в цитоплазме могут привести к ингибированию ферментов, что, в свою очередь, вызывает некроз и хлороз. В ответ некоторые растения разработали механизмы для ограничения систем натрия корнями, для хранения его в проводах вакуолей и ограничения транспорта соли от корней к листьям; избыток натрия может также накапливаться в тканях растений, ограничивая повреждение нового роста. Галофиты приспособились к жизни в среде, богатой натрием.

Безопасность и меры предосторожности

Натрий

Опасности
Пиктограммы GHS
Сигнальное слово GHS	Опасность
Указания об опасности GHS	H260, H314
Меры предосторожности GHS	P223, P231 + 232, P280, P305 + 351 + 338, P370 + 378, P422
NFPA 704 (огненный алмаз)	2 3 2 W

Натрий образует легковоспламеняющийся водород и едкий натр гидроксид натрия при контакте с водой; проглатывание и попадание влаги на кожу, глаза или слизистые оболочки может вызвать сильные ожоги. Натрий самопроизвольно взрывается в воде из-опасного образования водорода (очень взрывоопасный) и гидроксида натрия (который растворяется в воде, освобождая большую поверхность). Однако натрий, подвергшийся воздействию воздуха и воспламеняющийся или достигший самовоспламенения (как сообщается, происходит, когда температура расплавленной ванны натрия достигает около 290 ° C), проявляет относительно умеренное возгорание. В случае массивных (нерасплавленных) частиц реакция с кислородом в кристаллическом пространстве замедляется из-за образования защитного слоя. Огнетушители на основе воды ускоряют натриевое возгорание; препараты на основе диоксида углерода и бромхлордифторметана не следует использовать при пожаре натрия. Пожары металла относятся к классу D, но не все огнетушители класса D работают с натрием. Эффективным средством тушения натриевых пожаров является Met-L-X. Другие эффективные агенты включают Lith-X, который содержит порошок графита и органофосфат антипирен, а также сухой песок. В ядерных реакторах возгорание натрия предотвращается путем изоляции натрия от кислорода путем окружения натриевых труб инертным газом. Натриевые пожары бассейнового типа предотвращаются с помощью различных конструктивных мер, называемых системами улавливания. Они собирают протекающий натрий в резервуар для сбора утечек, где он изолирован от кислорода.

См. Также

Ссылки

Библиография

• Гринвуд, Норман Н. ; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 978-0-08-037941-8.

Внешние ссылки

• Натрий в Периодическая таблица видео (Ноттингемский университет)
• Этимология «натрий» — источник символа Na
• Запись о натрии в деревянной таблице Менделеева
• Данные изотопов натрия из проекта изотопов Лаборатории Беркли