11 Na
Պարզ նյութի արտաքին տեսք արծաթա-սպիտակավուն մետաղ
Ատոմի հատկություններ Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ Նատրիում/Natrium (Na), Na , 11 22,98976928(2)[1] զ. ա. մ. (գ/մոլ) Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա [Ne] 3s1 Ատոմի շառավիղ 190 պմ Քիմիական հատկություններ Կովալենտ շառավիղ 154 պմ Իոնի շառավիղ 97 (+1e) պմ Էլեկտրաբացասականություն 0,93 (Պոլինգի սանդղակ) Էլեկտրոդային պոտենցիալ -2,71 Օքսիդացման աստիճաններ 1 495,6(5,14) կՋ/մոլ (էՎ) Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ Հալման ջերմաստիճան 370,96 Կ Եռման ջերմաստիճան 1156,1 Կ Գոլորշիացման տեսակարար ջերմունակություն 97.9 կՋ/մոլ Մոլային ծավալ 23,7 սմ³/մոլ Պարզ նյութի բյուրեղային ցանց Բյուրեղացանցի կառուցվածք խորանարդ Բյուրեղացանցի տվյալներ 4,2820 Դեբայի ջերմաստիճան 150 Կ Այլ հատկություններ Ջերմահաղորդականություն (300 Կ) 142,0 Վտ/(մ·Կ) CAS համար CAS գրանցման համար? Նատրիում , քիմիական տարր է, քիմիական բանաձևն է Na (լատ.՝ Natrium )։ 3-րդ պարբերության 1-ին խմբի տարր, կարգահամարը՝ 11, ատոմային զանգվածը՝ 22,98977։ s-տարր է, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 3s1 ։ K և L թաղանթները լրացված են։
Բնական նատրիումը բաղկացած է միայն 23 Na կայուն իզոտոպից։ Ստացվել են 20-22, 24 և 25 ռադիոակտիվ իզոտոպները (22 Na-ի T½ = 2,64 տարի)։
Նատրիումը (7440-23-5 ) արծաթա-սպիտակավուն, ալկալիական մետաղ է։
Բովանդակություն 1 Պատմություն և անվան ծագում 2 Բնության մեջ 3 Ստացում 4 Ֆիզիկական հատկություններ 5 Քիմիական հատկություններ 6 Կիրառություն 7 Բժշկության մեջ 8 Տես նաև 9 Ծանոթագրություններ 10 Գրականություն 11 Արտաքին հղումներ Պատմություն և անվան ծագում | Նատրիումի միացությունները՝ կերակրի աղը և սոդան, հայտնի են շատ հին ժամանակներից։ Եբրայերեն neter (հունարեն՝ νίτρον , լատ.՝ nitrum ) բառը հանդիպել է Աստվածաշնչում որպես նյութի անվանում, որը, ըստ Սողոմոնի եռացել է քացախում[2] : Եգիպտոսում սոդան բնության մեջ հանդիպում է սոդայի լճերի ջրերում։ Բնական սոդան հին եգիպտացիները օգտագործել են զմռսելու, կտավների սպիտակեցման համար, խոհանոցում սննդի մեջ, ինչպես նաև ներկերի պատրաստման համար։
«Նատրիում» անվանումը ծագել է լատ.՝ natrium (հունարեն՝ νίτρον ) բառից, որը փոխ են առել Մերձավոր եգիպտական լեզվից (nṯr ), որտեղ նա ունեցել է այլ նշանակություններ. «սոդա», «ուտիչ նատր»[3] :
«Na» հապավումը և natrium բառը առաջին անգամ օգտագործել են ակադեմիկոսները, հիմնադիրը՝ շվեդ բժիշկ Հակոբոս Բերցելիուս (Jöns Jakob Berzelius , 1779-1848)։ Հետագայում տարրը անվանեցին նաև սոդա (լատ.՝ sodium )։ Sodium անվանումը հավանաբար գալիս է արաբական suda բառից, որը նշանակում է «գլխացավ», քանի որ այդ ժամանակ սոդան օգտագործում էին որպես դեղ գլխացավի համար[4] :
Մետաղական նատրիումը առաջինն անջատել է Հ․ Դևին (1807, նոյեմբերի 19), ով առաջին անգամ այդ մասին տեղեկացրել է Բեկերսկի դասախոսություններում[5] (իր դասախոսություններում նա նշել է, որ 1807 թվականի հոկտեմբերի 6-ին հայտնաբերել է կալիումը, իսկ նատրիումը կալիումից[6] մի քանի օր անց)։ Նա նատրիումը ստացել է խոնավ նատրիումի հիդրօքսիդը էլեկտրոլիզի ենթարկելով։
Բնության մեջ | Բնության մեջ տարածված տարր է, երկրակեղևում 2,83 %, ըստ զանգվածի յոթերորդն է։ Նատրիումի գլխավոր միներալներն են՝ հալիտը, չիլիական բորակը, տենարդիտը, միրաբիլիտը, որոնք նատրիումի և նրա միացությունների ստացման հիմնական աղբյուրն են։ Ազատ վիճակում բնության մեջ չի հանդիպում, մտնում է 222 միներալների բաղադրության մեջ։
Պարունակվում է գրանիտներում մինչև 2,77 %, բազալտներում՝ 1,94 %։ Հողում և նստվածքային ապարներում՝ կավեր, թերթաքարեր, նատրումի պարունակությունը փոքր է (0,63-0,66 %)։ Լուծվելով հոսող ջրերում՝ կուտակվում է ծովերում և օվկիանոսներում, որտեղ հիմնական մետաղական տարրն է (1,035 %)։ Ծովափնյա, տափաստանային և անապատային լճերում գոլորշիացման հետևանքով անջատվող նատրիումի աղերն առաջացնում են աղային նստվածքներ։ Նատրիումի տարեկան հանույթը մոտ 108 տ է։
Այն կարևոր կենսատարր է, կենդանի նյութում նրա միջին պարունակությունը 0,02 % է։ Մարդու և կենդանիների օրգանիզմում մասնակցում է հանքային փոխանակությանը, օսմոտիկ ճնշման և թթվահիմնային հավասարակշռության պահպանմանը, նյարդային ազդակների հաղորդմանը։ Պարունակվում է հիմնականում արտաբջջային հեղուկներում (մարդու էրիթրոցիտներում՝ մոտ 10 մմոլ/կգ, արյան շիճուկում՝ 143 մմոլ/կգ)։
Նատրիումի քլորիդի՝ մարդու օրական պահանջը 2-10 գ է։ Նատրիումի իոնների կոնցենտրացիան օրգանիզմում կարգավորվում է ալդոստերոն հորմոնով։
Գնդաձողային մոդելը (Na
+ , դեղին)
Ստացում | Արդյունաբերության մեջ նատրիումը ստանում են միջնորմավոր էլեկտրոլիզարարներում՝ կերակրի աղի հալույթի էլեկտրոլիզով, որի հալման ջերմաստիճանն (մինչև 575-585 °C) իջեցնելու, էներգիայի ծախսը փոքրացնելու և նատրիումի գոլորշիացումը կանխելու նպատակով ավելացնում են KCl, CaCl2 , NaF և այլն։ Որպես կաթոդ օգտագործում են պղինձ կամ երկաթ, որպես անոդ՝ գրաֆիտ, որը չի փոխազդում անջատվող քլորի հետ։
2NaCl →elektroliz 2Na+Cl2displaystyle mathsf 2NaCl xrightarrow elektroliz 2Na+Cl_2 4NaOH →elektroliz 4+O2+2H2Odisplaystyle mathsf 4NaOH xrightarrow elektroliz 4+O_2+2H_2O Նատրումը ստանում են նաև նատրիումի կարբոնատը 1000 °C ջերմաստիճանում ածխով վերականգնելիս.
Na2CO3+2C →1000oC 2Na+3CO.displaystyle mathsf Na_2CO_3+2C xrightarrow 1000^oC 2Na+3CO. Ֆիզիկական հատկություններ |
Նատրիումը բոցին տալիս է դեղնավուն գույն։
Սենյակային ջերմաստիճանում նատրիումը սպիտակ, արծաթափայլ մետաղ է։ Բոլոր մետաղների նման նա լավ հաղորդում է էլեկտրական հոսանքը։ Նատրիումը փափուկ է՝ հեշտությամբ կտրվում է դանակով։ Նա փոքր-ինչ թեթև է ջրից և պատկանում է թեթև մետաղների թվին։ Նատրիումը դյուրահալ մետաղ է։ Եթե մի կտոր նատրիում տեղավորենք փորձանոթում և տաքացնենք, ապա նա արագ կհալչի։ Նատրիումի հալման ջերմաստիճանն է 98 °C, եռմանը՝ 882,9 °С, խտությունը՝ 968 կգ/մ3 , պարամագնիսական է։
Նատրիումի և նրա միացությունների գոլորշիները բոցը ներկում են բնորոշ դեղին գույնով։ Նատրումի գոլորշիները կարմրածիրանագույն են։ Քիմիապես ակտիվ տարր է, հայտնի բոլոր միացություններում միարժեք է, օդում արագ օքսիդանում է՝ առաջացնելով օքսիդ, գերօքսիդ, հիդրօքսիդ և կարբոնատ։ Նատրումի նորմալ էլեկտրոդային պոտենցիալը -2,74 վ է, հալույթում՝ -2,4 վ։
Նատրիումը և նրա միացությունները բոցին տալիս են դեղին գույն։ Այս հատկությունը հաճախ օգտագործվում է որպես նյութում նատրիումի առկայության ստուգման միջոց։
Քիմիական հատկություններ | Շատ բուռն փոխազդում է ջրի և թթուների լուծույթների հետ (ստացվում է NaOH և ջրածին)։ 200-400 °C-ում միանում է ջրածնի հետ, առաջացնելով հիդրիդ՝ NaH, որը սպիտակ բյուրեղական խոնավածուծ փոշի է, ուժեղ վերականգնիչ, ջրի առկայությամբ հիդրոլիզվում է։
2Na+H2 →250−400oC,p 2NaHdisplaystyle mathsf 2Na+H_2 xrightarrow 250-400^oC,p 2NaH Հալոգենների հետ՝ նատրիումի հալոգենիդներ․ ֆտորի և քլորի հետ միանում է սովորական պայմաններում, բրոմի և յոդի հետ՝ տաքացնելիս։ Ծծմբի հետ առաջացնում է սուլֆիդ, ազոտի հետ (էլեկտրական դանդաղ պարպումների ազդեցությամբ)՝ նիտրիդ (Na3 N), ածխածնի հետ (800-900 °C) նատրիումի կարբիդ (Na2 C2 )։ Նատրիումը լուծվում է հեղուկ ամոնիակում։
Na+4NH3 →−40oC Na[NH3]4displaystyle mathsf Na+4NH_3 xrightarrow -40^oC Na[NH_3]_4 Հալված նատրիումի հետ (300-350 °C) NН3 -ն առաջացնում է նատրիումամին՝ NaNH2 , որը ջրում քայքայվող սպիտակ բյուրեղական նյութ է։ Հայտնի են բազմաթիվ նատրիումօրգանական միացություններ, որոնք որպես ալկալիացնող միջոցներ օգտագործվում են օրգանական սինթեզում։ Մետաղների հետ նատրիումը առաջացնում է համաձուլվածքներ և ներմետաղական միացություններ (NaPb), որոնցից շատերը (ամալգամները, կալիումի հետ են) ուժեղ վերականգնիչներ են։
2Na+Cl2 → 2NaCldisplaystyle mathsf 2Na+Cl_2 xrightarrow 2NaCl 6Na+N2 → 2Na3Ndisplaystyle mathsf 6Na+N_2 xrightarrow 2Na_3N Նատրիումն ունի քիմիական մեծ ակտիվություն։ Հետևաբար, նատրիումով աշխատելիս պետք է չափազանց զգույշ լինել։ Իր միացությունների մեջ նատրիումը միշտ միավալենտ է։
Նատրումը թթվածնի հետ առաջացնում է օքսիդ Na2 O և գերօքսիդներ Na2 O2 , Na2 O4 ։ Եթե փոքր գդալում հալված նատրիումը մտցնենք թթվածին պարունակող անոթի մեջ, ապա այն բոցավառվում է և այրվում պայծառ դեղին բոցով, փոխարկվելով սպիտակ պինդ նյութի՝ սպիտակ «ծխի», որը նստում է անոթի պատերին։ Այս դեպքում առաջանում են նատրիումի միացություններ թթվածնի հետ, այդ թվում (փոքր քանակով) նաև նատրիումի օքսիդը (Na2 O)՝
4Na+O2 → 2Na2Odisplaystyle mathsf 4Na+O_2 xrightarrow 2Na_2O 2Na+O2 → Na2O2displaystyle mathsf 2Na+O_2 xrightarrow Na_2O_2 Եթե մի փոքրիկ կտոր նատրիում իջեցնենք ջրի մեջ, ապա նա իսկույն դուրս կլողա նրա երեսը, կհալչի, փոխարկվելով փայլուն կաթիլի, ջրի երեսին կշարժվի զանազան ուղղություններով և աստիճանաբար կանհետանա։ Նատրիումի և ջրի հետ փոխազդման ժամանակ ստացվում են կծու նատրոն (NaOH) և ջրածին՝
2Na+2H2O → 2NaOH+H2↑displaystyle mathsf 2Na+2H_2O xrightarrow 2NaOH+H_2uparrow Եթե ջրի մեջ իջեցրած նատրիումի կտորները մեծ լինեն, ապա պայթյուն տեղի կունենա։
Ավելի եռանդուն, քան ջրի հետ, նատրիումը ռեակցիայի մեջ է մտնում թթուների հետ։ Եթե կոնցենտրիկ աղաթթու պարունակող բաժակի մեջ գցենք նատրիումի մի փոքրիկ կտոր, ապա կարելի է նկատել բուռն ռեակցիա, որի հետևանքով ստացվոմ են կերակրի աղի բյուրեղներ և ջրածին, իսկ ազոտական թթվի նոսր լուծույթի հետ ազոտը վերականգնվում է ամոնիումի նիտրատի՝
8Na+10HNO3 → 8NaNO3+NH4NO3+3H2Odisplaystyle mathsf 8Na+10HNO_3 xrightarrow 8NaNO_3+NH_4NO_3+3H_2O Օդի մեջ նատրիումը արագ կերպով խամրում է և աստիճանաբար ծածկվում կեղևով, որովհետև ռեակցիայի մեջ է մտնում օդում պարունակվող թթվածնի և ջրային գոլորշիների հետ։ Դրա հետևանքով առաջանում է կծու նատրոն։ Իր հերթին կծու նատրոնի հետ ռեակցիայի մեջ է մտնում օդում պարունակվող ածխաթթու գազը, առաջացնելով սոդա (Na2 CO3 )։ Ուստի նատրիումը ծածկող կեղևը կազմված է կծու նատրոնից և սոդայից։
Շնորհիվ այն բանի, որ նատրիումը օդի մեջ շատ հեշտությամբ փոփոխվում է, այն պահում են նավթ պարունակող անոթի մեջ։
Կիրառություն | Նատրիումը և նրա համաձուլվածքներն օգտագործվում են միջուկային վառելանյութով աշխատող սարքերում և ինքնաթիռային շարժիչներում, որպես համաչափ տաքացնող (450-650 °C-ում) ջերմության կրողներ։ Կապարային համաձուլվածքը (0,58 % Na, 0,73 % Ca և 0,04 % Li) օգտագործվում է երկաթուղային վագոնների գնդառանցքակալներ պատրաստելու համար։
Նատրիումի միացությունը կապարի հետ՝ NaPb (10 % Na), օգտագործվում է քառաէթիլկապարի արտադրության համար։ Որպես վերականգնիչ նատրիումը օգտագործվում է մետաղա-ջերմային եղանակով հազվագյուտ տարրերի (Ti, Zr, Та) ստացման ժամանակ և օրգանական սինթեզում։ Աշխատանքը նատրիումի հետ պահանջում է անվտանգության կանոնների խիստ պահպանում, անհրաժեշտ է օգտագործել պաշտպանիչ ակնոցներ և ռետինե հաստ ձեռնոցներ։
Բժշկության մեջ | Բժշկության մեջ օգտագործվում են նատրիումի սուլֆատը և նատրիումի քլորիդը (արյունահոսությունների, ջրազրկման, փսխումների և այլն ժամանակ) , տետրաբորատը՝ Na2 B4 O7 •10H2 0 (որպես հականեխիչ միջոց), նատրիումի բիկարբոնատը, նատրիումի թիոսուլֆատը, ցիտրատը։ Ռադիոակտիվ 22 Na և 24 Na օգտագործվում են արյան հոսքի արագությունը, անոթների թափանցելիությունը, նյարդային գործունեության վիճակը որոշելու համար և այլ նպատակներով։
Տես նաև | Պարբերական աղյուսակ Նատրիումի հիդրօքսիդ Նատրիումի քլորիդ Ծանոթագրություններ | ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report)(անգլ.) // Pure and Applied Chemistry . — 2013. — Т. 85. — № 5. — С. 1047-1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02 ↑ Алексеев М. Т., Колотов С. С., Менделеев Д. И. Натрий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907. ↑ Петровский Н. С., ЕГИПЕТСКИЙ ЯЗЫК. Введение в иероглифику, лексику и очерк грамматики среднеегипетского языка. Л., 1958. (стр. 83) ↑ Newton, David E.. Chemical Elements. ISBN 0-7876-2847-6. ↑ Davy, H. (1808)։ «The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies»։ Philosophical Transactions 98 : 1–44 ↑ Davy, John (1839)։ The Collected Works of Sir Humphry Davy I ։ London: Smith, Elder, and Company։ էջ 109 Գրականություն | Յու․ Վ․ Խոդակով, Լ․ Ա․ Ցվետկով և ուրիշներ։ «Քիմիա», Երևան, 1961։ Алексеев М. Т., Колотов С. С., Менделеев Д. И. Натрий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907. Արտաքին հղումներ | Նատրիումը Webelements-ում Periodic Table of Videos: Նատրիում Նատրիումի քիմիական տարրերի հայտնի գրադարանում
Մենդելեևի պարբերական աղյուսակ
Կատեգորիաներ:
Քիմիական տարրեր Ալկալիական մետաղներ Բարձրաստիճան վտանգավոր նյութեր Նատրիում Թաքցված կատեգորիաներ:
Pages using ISBN magic links Վիքիպեդիա:Վիքիտվյալների արժեքների վերաձևակերպմամբ հոդվածներ
Նավարկման ցանկ Անձնական գործիքներ Դուք չեք մտել համակարգ Քննարկում Ներդրումներ Ստեղծել մասնակցային հաշիվ Մուտք գործել Դիտումները Կարդալ Խմբագրել Խմբագրել կոդը Դիտել պատմությունը
Նավարկում Գլխավոր էջ Կատեգորիաներ Օրացույց Պատահական էջ Նոր էջեր Ընթացիկ իրադարձություններ Մասնակցել Էությունը Խորհրդարան Վերջին փոփոխություններ Օգնություն Նվիրաբերել Գործիքներ Այստեղ հղվող էջերը Կապված փոփոխություններ Սպասարկող էջեր Մշտական հղում Էջի վիճակագրություն Վիքիտվյալների տարր Մեջբերել այս էջը Տպել/արտահանել Ստեղծել գիրք Ներբեռնել որպես PDF Տպելու տարբերակ 
