Научная работа на тему " Химия натрия и его соединений".

ВВЕДЕНИЕ

          По распространенности на нашей планете натрий занимает шестое место среди всех элементов. Природные соединения натрия – это полевые шпаты и каменная соль, криолит и селитра, мирабилит и бура, нефелин и ультрамарин. И не удивительно, что с соединениями натрия наши предки познакомились очень давно. Питекантропу хлористый натрий был так же необходим, как и современному человеку.

          Об этом же веществе под названием «нитрон» писали позже греческие авторы Аристотель, Диоскорид, а древнеримский историк Плиний Старший, упоминая это же вещество, называл его уже «нитрум». (Как это часто бывает, в конце концов возникла путаница, и в XVI веке термином «нитрум» обозначали селитру – азотнокислый натрий.) У арабских алхимиков вместо «нитрум» употреблялся термин «натрон». От «натрона» и произошло современное название «натрий». В XVIII веке химикам было известно уже очень много различных соединений натрия. Соли натрия широко применялись в медицине, при выделке кож, при крашении тканей. И хотя о соединениях натрия знали очень много, сам элемент вплоть до XIX века открыт не был. Слишком активен этот металл, чтобы его можно было выделить традиционными химическими методами. Натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви в 1807 году электролизом твердого NaOH. [1,C.360].

Актуальность темы: Решение многих проблем науки и техники связано с разработкой технологии и созданием новых материалов. Натрий как щелочной металл, его сплавы и соединения являются перспективными материалами для различных областей современной науки, техники и технологии. Он обладает сочетанием таких уникальных физико-химических свойств, как самые низкая плотность и вязкость среди металлических систем, низкий потенциал ионизации и работа выхода электрона, высокие тепло- и электропроводность, низкая температура плавления, высокая электронная эмиссия и др. В связи с этим возрос интерес исследователей, проявляемый в последнее время к  натрию и его соединений.

Цель работы: обобщить знания о натрии и его важнейших соединениях, доказать высокую химическую активность натрия как щелочного металла.    С этой целью поставлены следующие задачи:                                                            

-         изучить способы получения натрия в лаборатории и промышленности;

-         изучить строения атома элемента, его возможные валентности и степени окисления, строение конденсированных форм простых веществ элемента;

-         изучить физические и химические свойства простых веществ элемента натрия;

-         изучить химические свойства сложных соединений элемента натрия: оксидов, оснований, кислот, солей, координационных соединений и т.д.;

-         применение натрия в промышленности.

Нахождение в природе натрия и его соединений.

          Натрий - типичный элемент верхней части земной коры. Среднее содержание его в литосфере 2,5% по массе, в кислых изверженных породах (граниты и др.) 2,77%, в основных (базальты и др.) 1,94%, в ультраосновных (породы мантии) 0,57%. Благодаря изоморфизму Na и Ca, обусловленному близостью их ионных радиусов, в магматических породах образуются натриево-кальциевые полевые шпаты (плагиоклазы). В биосфере происходит резкая дифференциация натрия: осадочные породы в среднем обеднены натрием (в глинах и сланцах 0,66%), мало его в большинстве почв (среднее 0,63%). Общее число минералов натрия 222. Натрий слабо задерживается на континентах и приносится реками в моря и океаны, где его среднее содержание 1,035%. Na - главный металлический элемент морской воды,  1литр морской воды содержит 10,6 граммов ионов Na⁺. При испарении в прибрежно-морских лагунах, а также в континентальных озёрах степей и пустынь осаждаются соли натрия, формирующие толщи соленосных пород. Главные минералы, являющиеся источником натрия и его соединений, - галит (каменная соль) NaCI, чилийская селитра NaNO, тенардит NaSO, мирабилит или глауберова соль NaSO10HO, трона NaH(CO)2HO, бура NaBO10HO, сильвинит KCI NaCI. Мировая добыча натрия оценивается 110 тонн. Na - важный биоэлемент, в живом веществе в среднем содержится 0,02% натрия. В животных его больше, чем в растениях. Натрий - один из основных элементов, участвующих в минеральном обмене животных и человека. Содержится главным образом во внеклеточных жидкостях (в эритроцитах человека около 10 ммоль/кг, в сыворотке крови 143 ммоль/кг); содержание натрия в тканях растений около 0,01% на сырую массу. [1,C.378].

Получение натрия.

            Первым промышленным способом получения натрия стала карботермическая реакция восстановления карбоната натрия углем при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000 °C (способ Девилля): Na₂CO₃ + 2C = 2Na + 3CO.

          Но на сегодняшний день один из  распространенных способов получения натрия в промышленности  - электролиз расплава поваренной соли NaCI, содержащей добавки KCI, NaF, CaCI и др. (пироэлектрометаллургия), которые снижают температуру плавления соли до 575−585С. Электролиз чистого NaCI привёл бы к большим потерям натрия от испарения, так как температуры плавления NaCI (801С) и кипения Na (882,9С) очень близки. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой (анодное и катодное пространство разделено диафрагмой, которая изолирует образующийся хлор от натрия, чтобы не произошло обратной реакции), катоды изготовляют из железа или меди, аноды -  из графита. [2,C.5].

2NaCl 2Na + Cl₂.

Сохранился и старый способ получения натрия — электролиз расплавленного едкого натра NaOH, который значительно дороже NaCI, однако электролитически разлагается при более низкой температуре (320−330С).

                                                K(-): Na⁺ + 1e → Na⁰
                                                A(+): 4OH^- - 4e → 2H₂O + O₂
                                                Суммарный процесс: 4NaOH → 4Na + 2H₂O + O₂

 

Натрий, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома.

            В периодической таблице химических элементов натрий Na расположен в третьем периоде I группы главной подгруппы. Графическая схема и электронная формула:           

                

3s1 уровень незавершен. Рассматривая модель атома натрия можно увидеть, что она состоит из положительно заряженного ядра (заряд + 11) и отрицатльно заряженных электронов (электон с зарядом -1). Всего электронов  у атома натрия 11. Они расположены около ядра на разных расстояниях: ближе к ядру – 2 электрона, дальше – 8 электронов и на внешнем слое – 1 электрон. Этот электрон, находящийся снаружи, слабее других притягивается к ядру и может отделиться от атома, переместиться к другим атомам. Эти блуждающие электроны как бы объединяют все атомы металла в кристалл.  В связи с тем, что электроны внешнего слоя атома натрия  слабо связаны с ядром, они могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях: 
Na – e = Na⁺ Свойство атома натрия отдавать электрон является его характерным химическим свойством и свидетельствует о том, что натрий как металл проявляют восстановительные свойства. Основная степень окисления натрия в соединениях будет +1, причем соединения, в которых атом натрия будет находиться в этой степени окисления, значительно устойчивее, чем атомы натрия, поскольку в них атом натрия имеет устойчивую конфигурацию благородного газа. Во всех известных соединениях натрий одновалентен. [2,C.107].

Химическая связь. Строение вещества в конденсированном сос­тоянии.

Основным объектом изучения химии являются химические процессы (химические реакции). В ходе любой химической реакции происходит изменение химических связей между атомами (старые связи исчезают, новые - появляются). Поэтому понятие химической связи является, пожалуй, наиболее важным понятием химии.

Химическая связь - это взаимодействие атомов по законам квантовой механики, при котором:

1. Происходит перекрывание валентных орбиталей атомов.

2. Происходит обобществление валентных электронов взаимодействующих атомов.

3. Понижается общая энергия системы (под системой понимается: молекула, сложный ион, радикал, кристалл).

Деление химической связи на типы появилось до объяснения ее с позиций квантовой механики. Деление это условно. Различают 3 основных типа химических связей (ионная, ковалентная, металлическая).

Ионная связь. Рассмотрим взаимодействие между двумя атомами, один из которых является типичным металлом (натрий), а другой - сильным неметаллом (например, хлор). Валентные электроны атомов изобразим точками:

Как видно из приведенной схемы, натрий отдает хлору свой единственный валентный электрон и становится ионом Na⁺ с электронным строением , как у инертного газа неона. В то же время хлор, принимая один дополнительный электрон, становится ионом Cl , у которого строение электронных оболочек аналогично аргону. Между ионами Na⁺ и Сl возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Аналогичным образом можно объяснить появление ионной связи в любой паре атомов металл - неметалл. И вообще, для того, чтобы связь в веществе была “чисто” ионной, необходимо, чтобы энергия сродства к электрону неметалла была больше энергии ионизации металла. Ни для одной пары металл - неметалл это условие не выполняется. Поэтому можно говорить о том, что в соединениях, образованных достаточно сильными металлами и неметаллами химическая связь носит преимущественно ионный характер. [2,C.128].

Ковалентная связь. Ковалентная связь возникает между атомами неметаллов. Это самый распространенный тип химического взаимодействия. Во всех органических и во многих неорганических веществах присутствует ковалентная связь. Но так как натрий типичный металл, ковалентную связь атом натрия ни в каких соединениях образовать не может.

Металлическая связь. Рассмотрим возможность взаимодействия между атомами натрия с точки зрения их “стремления к завершению” электронной оболочки:

Попарное взаимодействие в этой системе невозможно, поэтому связь в данном случае не может быть ковалентной или ионной. Для появления металлической связи все атомы натрия, находящиеся в кристалле металла должны отдать по одному валентному электрону и превратиться в ионы с “завершенной” электронной оболочкой благородного газа - неона. Ионы натрия образуют кристаллическую решетку, а их валентные электроны являются теперь общими для всех атомов в кристалле. Эти общие электроны обеспечивают одну металлическую связь, охватывающую весь кристалл. В пределах кристалла валентные электроны, обеспечивающие металлическую связь, могут перемещаться практически беспрепятственно, поэтому их называют свободными (точнее - квазисвободными) или - “электронным газом”. Металлическая связь по своей природе является ненасыщенной, так как в образовании ее может принять участие любое число атомов металлов. Она ненаправлена и многоэлектронна, т.к. ее может обеспечивать любое достаточно большое число электронов. По этим свойствам металлическая связь является противоположностью ковалентного взаимодействия, которое направленно, насыщенно и строго двухэлектронно. Металлическая связь в “чистом” виде существует только в кристаллах щелочных и щелочно-земельных металлов. В случае d- и f- металлов, кроме металлической связи между атомами, имеет место ковалентное взаимодействие за счет валентных d- и f- электронов, а также свободных d- и f- орбиталей. [2,C.130].

Именно наличие металлической связи в веществе определяет его особые механические (пластичность, ковкость), электрические (огромная электропроводность с отрицательным температурным коэффициентом) и оптические (высокая отражательная способность в видимой части спектра) свойства. Подобно ионной, металлическая связь может существовать только у веществ в конденсированном состоянии (твердом или жидком).

Физические свойства натрия.

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 давлением становится прозрачным и красным, как рубин. [3,C.107].

Химические свойства натрия.

Взаимодействие с простыми веществами:

1) Реакция с галогенами: 2Na + CI₂= 2NaCI (хлорид натрия)                С фтором и хлором натрий взаимодействует непосредственно при обычной температуре (энергично сгорает в хлоре, что особенно хорошо наблюдать в хлоркальциевой трубке, в которой через расплавленный и сильно разогретый натрий пропускают ток хлора), с бромом — только при нагревании; с йодом прямого взаимодействия не наблюдается.              Хлорид натрия (поваренная соль) NaCI кристаллизуется в виде кубических кристаллов, не имеет запаха, обладает солёным вкусом, хорошо растворим в воде. С изменением температуры его растворимость почти не меняется. Это имеет определенное значение при выделении поваренной соли из растворов других солей методом перекристаллизации. [3,C.109].

2) Реакция с кислородом: 2Na + O_{2(воздух)}= 2Na₂O₂ (пероксид натрия)             На воздухе натрий быстро окисляется. Поэтому его хранят под слоем органических растворителей (керосин или парафин, причем парафин предпочтительнее, так как в керосине всё же растворяется некоторое количество воздуха и окисление натрия, хотя и медленно, но происходит). Желтоватый порошок пероксида натрия Na₂O₂ взаимодействует  с углекилым газом, выделяя кислород, на чем основано применение его для регенерации воздуха в закрытых помещениях:  2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ +O₂↑ , [4,C.98].

3) Реакция с серой: 2Na + S = Na₂S (сульфид натрия)                                     При растирании в ступке с серой натрий реагирует бурно, образуя сульфид натрия. Реакция сопровождается вспышками, поэтому ступку нужно держать подальше от глаз и обернуть руку полотенцем. Для реакции берут небольшие кусочки натрия.

4) Реакция с азотом: 6Na + N₂= 2Na₃N (нитрид натрия)              Взаимодействие паров натрия с азотом в поле тихого электрического разряда приводит к образованию нитрида натрия.

5) Реакция с углеродом: 2Na + 2C = Na₂C₂ (карбид натрия)        Взаимодействие паров натрия с углеродом при 800−900С приводит к получению карбида Na₂C₂.

6) Реакция с фосфором: 3Na + P = Na₃P (фосфид натрия)
[200◦ C, в атмосфере Ar].

7) Реакция с водородом: 2Na + H₂= 2NaH (гидрид натрия)                       Реакция натрия с водородом начинается при 200С и приводит к получению гидрида NaH — бесцветного гигроскопичного кристаллического вещества. Это солеподобное соединение, которое по характеру химической связи и величине степени окисления отличается от летучих водородных соединений элементов главных подгрупп IV — VII группы. Натрий является сильным восстановителем, поэтому восстанавливает водород до степени окисления -1. [4,C.98].

Взаимодействие со сложными веществами:

1) С кислотами: 2Na + 2HCl (разб.) = 2NaCl + H₂↑.             В электрохимическом ряду напряжений металлов натрий находится до водорода, поэтому восстанавливает ионы водорода из разбавленных кислот. Минеральные кислоты образуют с натрием соответствующие растворимые в воде соли, однако по отношению к 98−100%-ной серной кислоте натрий сравнительно инертен.

2) С водой: 2Na + 2H₂О = 2NaOH + H₂↓                                                       Натрий реагирует с водой, вытесняя из неё водород (так как является весьма активным металлом, в ряду напряжений стоит намного левее водорода), при обычных условиях, и в результате этой реакции образуется растворимое в воде основание NaOH и выделяется H₂; реакция может сопровождаться взрывом.

4) С аммиаком: 2Na + 2NH₃(г) = 2NaNH₂(амид) +H₂
Натрий растворяется в жидком аммиаке (34,6 г на 100 г NH при 0С) с образованием аммиачных комплексов. При пропускании газообразного аммиака через расплавленный натрий при 300−350С образуется амид натрия NaNH₂ — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагаемое водой.

5) Со спиртами: 2C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂↑                                        При взаимодействии натрия со спиртами водород гидроксила замещается натрием с образованием алкоголятов (C₂H₅ONa - этилат натрия). [4,C.98].

Свойства основных соединений  натрия.                                                     

Na₂O - Оксид натрия: Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные основные свойства; энергично взаимодействует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением).

1.  Na₂O+H₂O = 2NaOH.
2. Na₂O+ 2HCl(разб.)= 2NaCl + H₂O.
3. Na₂O+CO₂ = Na₂CO₃ (при 450–550◦ C).
4. Na₂O+NO+NO₂ = 2NaNO₂ ( нитрит натрия при 250◦ C).
5. Na₂O+Al₂O₃ = 2NaAlO₂(алюминат натрия при 1200◦ C).
6. 2Na₂O+O₂ = 2Na₂O₂ (пероксид натрия 250–350◦ C, p).

Na₂O₂   - Пероксид натрия:   Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением О₂. Имеет
ионное строение (Na+)2(O2−2 ). Поглощает CO2 из воздуха. Полностью раз-
лагается водой, кислотами (выделение О₂ при кипячении – качественная реакция на пероксиды) . Энергично реагирует с кислородом, серой, натри-
ем, моно и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

1. Na₂O₂ + 2H₂O(на холоду)= H₂O₂ +2NaOH,
    2Na₂O₂ + 2H₂O(кип.)= O₂↑ +4NaOH.
2. Na₂O₂ + 2HCl(разб., хол.)= 2NaCl + H₂O₂,                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                  
    2Na₂O₂ + 4HCl(разб., кип.)= 4NaCl+2Н2О+ O₂↑.                                                                     3. 2Na₂O₂ + 2H₂SO4(разб., гор.)= 2Na₂SO₄ + 2H₂O+O₂↑.
4. Na₂O₂ +O₂ = 2NaO₂ (450–500◦ C, p).                                                                                                         5. 2Na₂O₂ + S = Na₂SO₃ +Na₂O (100◦ C),
    2Na₂O₂ +C(графит)= Na₂CO₃ +Na₂O (100◦ C),
    3 Na₂O₂ + 2Al(порошок)= 2NaAlO₂( алюминат натрия) + 2Na₂O (70–120◦ C).
6. 2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ +O₂,  Na₂O₂ +CO = Na₂CO₃ (комн.).
7. Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O (130–200◦ C, в атмосфере Ar).
8. 5Na₂O₂ +8H₂SO₄(разб.)+2KMnO4 = 5O₂↑ +2MnSO4+8H₂O+5Na₂SO₄+ +K₂SO₄.
9. Na₂O₂ + 2H₂SO₄ (разб.)+2NaI = I₂↓ +2 Na₂SO₄ + 2H₂O.
10. 3Na₂O₂+ 2Na₃[Cr(OH)₆](гор.)= 2Na₂CrO₄ + 8NaOH+ 2H₂O.                  
11. Na₂O₂ + 2H₂SO₄ (разб.)+2FeSO₄ = Fe₂(SO4)₃ +Na₂SO₄ + 2H₂O.

NaO₂ - Надпероксид натрия: Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (Na+)(O−2 ). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода. Сильный окислитель.               

1. 2NaO₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂ + O₂↑

2. 2NaO₂ + 2HCl(разб., хол.)= 2NaCl + H₂O₂ +O₂↑.
3. 4NaO₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + 3O₂ (комн.).
4. 2NaO₂ +CO = Na₂CO₃ +O₂ (100◦ C).
5. 4NaO₂ + 3C(графит)= 2Na₂CO₃ +CO₂ (100◦ C).
6. NaO₂ +Al(порошок)= NaAlO₂ (100◦ C).

NaOH - Гидроксид натрия: Основной гидроксид, щелочь. Белый, имеет ионное строение Na⁺OH^-. Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ. Хорошо растворим в воде (с высоким экзо-эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло. Применяется в производстве бумаги, мыла и искусственного волокна, как осушитель газов. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

1.   NaOH · H₂O = NaOH+H₂O (100–400◦ C, вак.).
2.   2NaOH(конц.)+3H₂O+ Al₂O₃= 2Na[Al(OH)₄].
3.   NaOH+HCl(разб.)= NaCl + H₂O.
4.   2NaOH+H₂SO₄(разб.)= Na₂SO₄ +H₂O,
      NaOH+ H₂SO₄ (конц., хол.)= NaHSO₄ +H₂O.
5.   NaOH+HNO₃(разб.)= NaNO₃ +H₂O.
6.   NaOH(разб.)+H₃PO₄(конц.)= NaH₂PO₄ +H₂O,
      2NaOH(разб.)+ H₃PO₄(разб.)= Na₂HPO4 + 2H₂O,                                                     3NaOH(конц.)+ H₃PO₄(разб.)= NA₃PO4 + 3H₂O.
7.   NaOH+HF(разб.)= NaF + H₂O, NaOH+ 2HF(конц.)= Na(HF2) + H₂O.
8.   NaOH(конц.)+HCN = NaCN+H₂O.
9.   6NaOH(разб.)+4F₂ = OF₂↑ +6NaF+ O₂↑ +3H₂O.
10. 2NaOH(кон., хол.)+E₂ = NaEO+NaE + H₂O (E = Cl,Br, I),
      6NaOH(кон., гор.)+3E₂ = NaEO₃ + 5NaE+ 3H₂O.
11. 12NaOH(конц., гор.)+5Cl₂ +Br₂ = 2NaBrO₃ + 10NaCl + 6H₂O.
12. 20NaOH(разб., гор.)+7Cl₂ + I₂ = 2Na₃H₂IO₆↓ +14NaCl + 8H₂O,
      24NaOH(конц., хол.)+7Cl₂ + I₂ = 2Na₅IO₆↓ +14NaCl + 12H₂O.
13. 6NaOH+ 3Br₂ + 2(NH₃ · H₂O) −−τ→ 6NaBr + N₂↑ +8H₂O (комн.).
14. 2NaOH(гор.)+I₂ +H₂O₂ = 2NaI + O₂↑ +2H₂O,
      2NaOH(хол.)+I₂ +H₂S(г) = 2NaI + S↓ +2H₂O.
15. 2NaOH+ 2Na = 2Na₂O+H₂ (600◦ C).
16. 4NaOH+ 3Ca = 3CaO+ Na₂O+ 2Na + 2H₂ (600◦ C).
17. 2(NaOH ·H2O) + 2Al = 2NaAlO₂ + 3H₂ (400–500◦ C),
      2NaOH(конц.)+6H₂O(гор.)+2Al = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.
18. 2NaOH(конц.)+2H₂O+ Zn = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑.
19. NaOH(разб.)+EO₂ = NaHEO₃ (E = C, S).
20. 4NaOH(конц.)+SiO₂ −−τ→ Na4SiO₄ + 2H₂O,
      2NaOH+ SiO₂ = Na₂SiO₃ +H₂O (900–1000◦ C).
21. 4NaOH+ 6NO = 4NaNO₂ +N₂ + 2H₂O (350–400◦ C).
22. 2NaOH(хол.)+NO+NO₂ = 2NaNO₂ +H₂O,
      4NaOH(гор.)+4NO₂ +O₂ = 4NaNO₃ + 2H₂O.
23. 2NaOH+Al₂O₃ = 2NaAlO₂ +H₂O (900–1100◦ C),
      NaOH+Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O (1000◦ C).
24. 2NaOH(конц., гор.)+3H₂O+Al₂O₃ = 2Na[Al(OH)₄],
      NaOH(конц.)+Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄].
25. 2NaOH(60%-й)+H₂O+ ZnO = Na₂[Zn(OH)₄] (90◦ C),
      2NaOH(конц.)+Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄] (комн.).
26. NaOH(конц.)+NH₄Cl(конц.)= NaCl + NH₃↑ +H₂O (кип.).
27. 2NaOH(разб.)+FeI₂ = 2NaI + Fe(OH)₂↓ ( в атмосфере N₂),
      2NaOH(разб.)+2AgNO₃ = Ag₂O↓ +H₂O+ 2NaNO₃.
28. 3NaOH(разб.)+AlCl₃ = Al(OH)₃↓ +3NaCl,
      4NaOH(конц.)+AlCl₃ = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl.
29. 2NaOH(разб.)+ZnCl₂ = Zn(OH)₂↓ +2NaCl.

Na₂CO₃- Карбонат натрия: Сода (гидрат), сода кальцинированная, или стиральная (безводный). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами. Восстанавливается углеродом. Вступает в реакции двойного обмена. Качественная реакция на ион CO₃^2- -  образование белого осадка карбоната бария, разлагаемого сильными кислотами (HCl, HNO₃) с выделением углекислого газа. Применяется для синтеза соединений натрия, устранения постоянной жесткости пресной воды, в производстве стекла, мыла, целлюлозы, минеральных красок.

1. Na₂CO₃ = Na₂O +CO₂ (выше 1000◦ C).
2. Na₂CO₃ + 2HCl(разб.)= 2NaCl + CO₂↑ +H₂O.
3. Na₂CO₃ (насыщ.)+H₂O+CO₂ = 2NaHCO₃↓ (30–40◦ C).
4. Na₂CO₃ + 2HF(разб.)= 2NaF + H2O+CO₂↑,
    Na₂CO₃ + 4HF(конц.)= 2Na(HF₂) + CO₂↑ +H₂O.
5. 3Na₂CO₃ (конц.)+2H₃PO₄(разб.)= 2Nа₃PO₄ + 3H₂O+ 3CO₂↑ (кип.).
6. Na₂CO₃+M(OH)₂(насыщ.)= MCO₃↓ +2NaOH (M = Ca, Sr,Ba).
7. 3Na₂CO₃ + 3H₂O(гор.)+2AlCl₃ = 2Al(OH)₃↓ +3CO₂↑ +6NaCl.
8. Na₂CO₃ (конц., гор.)+3E₂ = 5NaE+ NaEO₃ + 3CO₂↑ (E = Cl,Br, I).
9. Na₂CO₃ + 2C(кокс)= 2Na + 3CO (900–1000◦ C).
10. Na₂CO₃+C(кокс)+CaCN₂ = 2NaCN+ CaCO₃ (600–700◦ C).
11. Na₂CO₃(конц.)+SO₂ = Na₂SO₃ +CO₂↑.

NaHCO₃ – Гидрокарбонат натрия: Кислая оксосоль. Белый рыхлый порошок. При слабом нагревании разлагается без плавления, во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной температуре. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по аниону в небольшой степени. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции двойного обмена. Качественная реакция на ион НСО₃^2- - образование белого осадка карбоната бария при действии баритовой воды и разложение осадка сильными кислотами (HCl, HNO₃) с выделением углекислого газа. Применяется в пищевой промышленности и как лекарственное средство.

1. 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ +CO₂ + H₂O (250–300◦ C).
3. NaHCO₃ +HCl(разб.)= NaCl + CO₂↑ +H₂O.
4. NaHCO₃ +NaOH(конц.)= Na₂CO₃ +H₂O.
5. 6NaHCO₃(конц.)+3Cl₂ = NaClO₃ + 5NaCl + 6CO₂↑ +3H₂O (кип.).
6. NaHCO₃ + SO₂(г) = NaHSO₃ +CO₂↑.
7. NaHCO₃ +NaH₂PO₄ = Na₂HPO₄ +CO₂↑ +H₂O.
8. 4NaHCO₃+ 2CuSO₄ = Cu₂CO₃(OH)₂↓ +2Na₂SO₄ + 3CO₂↑ +H₂O (кип.).

NaNO₃ - Нитрат натрия: Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.

1. 2NaNO₃ = 2NaNO₂ +O₂ (380–500◦ C, примеси Na₂O, NO₂).
4. 2NaNO₃ + (NH₄)₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2N₂O+ 4H₂O (230–300◦ C).
5. 8NaNO₃ + 10Na = N₂ +Na₃NO₄ (250◦ C, вак.),
     NaNO₃ +Na₂O = Na₃NO₄ (310–320◦ C).
6. NaNO₃ + Pb = PbO +NaNO₂ (выше 350◦ C).
7. 3NaNO₃ +4NaOH+Cr₂O₃ = 2Na₂CrO₄ +3NaNO₂ +2H₂O (350–400◦ C).

Na₂SO₄ – Сульфат натрия: Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).  Реагирует с  H₂SO₄ . Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом при нагревании. Качественная реакция на ион SO₄^2- - образование белого осадка сульфата бария, не реагирует с сильными кислотами (HCl, HNO₃). Применяется в производстве стекла, целлюлозы, минеральных красок и как лекарственное средство.

1. Na₂SO₄(т) +H₂SO₄(конц.)= 2NaHSO₄(р).
2. Na₂SO₄+ SO₃ = Na₂S₂O₇.
3. Na₂SO₄ + 4H₂ = Na₂S + 4H₂O (550–600◦ C, кат. Fe₂O₃).
4. Na₂SO₄ + 2F₂ = 2NaF + SO₂F₂ +O₂ (100–150◦ C).
5. Na₂SO₄ + 2C(кокс)+CaCO₃ = Na₂CO₃ +CaS + CO₂ (1000◦ C).
6. Na₂SO₄ +BaX2 = BaSO4↓(бел.) +2NaX (X = Cl−,OH−).

NaF - Фторид натрия: Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции обмена.

1. 2NaF + H₂SO₄(конц.)= Na₂SO₄ + 2HF↑ (кип.).
2. NaF + LiOH(насыщ.)= NaOH+ LiF↓.
3. 2NaF(конц.)+H₂[SiF₆] = Na₂[SiF₆]↓ +2HF.
4. 3NaF(конц.)+AlF₃ = Na₃[AlF₆]↓.
5. NaF(ж) −э−ле−к−тр−ол−и→з 2Na↓(катод)+F₂↑(анод).

NaCl - Хлорид натрия: Поваренная соль, галит. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей магния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается
в присутствии HCl, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть природных залежей каменной соли, сильвинита, соляных озер.

1. NaCl(т) +H₂SO₄(конц.)= NaHSO₄ +HCl↑ (до 50◦ C).
    2NaCl(т) + H₂SO₄ (конц.)= Na₂SO₄ + 2HCl↑ (кип.).
2. NaCl + NaHSO₄ = Na₂SO₄ +HCl (450–800◦ C).
3. 2NaCl(т) +4H₂SO₄ (конц.)+PbO₂ = Cl₂↑ +Pb(HSO₄)₂ +2NaHSO₄ +2H₂O  (комн.),
    2NaCl(т) + 2H₂SO₄ (конц.)+MnO2 = Cl₂ ↑+MnSO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O (100◦ C).
4. 10NaCl(т) + 8H₂SO₄ (конц., гор.)+2KMnO₄(т) = 5Cl₂ ↑+2MnSO₄+5Na₂SO₄+K₂SO₄+8H₂O.
5. NaCl(насыщ.)+AgNO₂(насыщ.)= NaNO₂ +AgCl↓,
    NaCl(разб.)+AgNO₃ = NaNO₃ +AgCl↓.
6. NaCl(насыщ.)+H₂O+NH₃ +CO₂ = NaHCO₃↓ +NH₄Cl.
7. NaCl + AlCl₃ = Na[AlCl₄] (до 300◦ C).
8. 2NaCl(ж) −э−ле−к−тр−ол−и→з 2Na(катод)+Cl₂↑(анод).
9. 2NaCl + 2H₂O −э−ле−к−тр−ол−з→ H₂↑(катод)+Cl₂↑(анод)+2NaOH.

NaBr – Бромид натрия: Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Восстановитель.

1. 2NaBr(т) +H₂SO₄(10–50%, хол.)= Na₂SO₄ + 2HBr,
    2NaBr(т) + 3H₂SO₄ (> 50%-я, гор.) = 2NaHSO₄ +Br₂ + SO₂ + 2H₂O.
2. 2NaBr(гор.)+Cl₂ = 2NaCl + Br₂↑.
3. 5NaBr + 3H₂SO₄(разб.)+NaBrO₃ = 3Br₂ + 3Na₂SO₄ + 3H₂O,
    2NaBr + 2H₂SO₄ (конц.)+MnO₂ = Br₂ + Na₂SO₄ +MnSO₄ + 2H₂O (кип.). . 4.NaBr(разб.)+4H₂O = [Na(H₂O)₄]+ +Br−

Na₂S- Сульфид натрия: Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичен. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе  раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции двойного обмена. Качественные реакции на ион S^2- - осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в HCl (разб.). Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент аналитической химии. [5,C.56].

1. Na₂S(разб.)+8H₂O = 2Na[H₂O)₄]⁺ + S²⁻,
2. Na₂S + 2HCl(разб.)= 2NaCl + H₂S↑.
3. Na₂S + 3H+ 2SO₄(конц.)= 2NaHSO₄ + SO₂↑ +S↓ +2H₂O,
4.  Na₂S + 4HNO₃(конц.)= 2NaNO₃ + 2NO₂↑ +S↓ +2H₂O.
5. Na₂S (т) + 2O₂ = Na₂SO₄ (выше 400◦ C).
6.   Na₂S + H₂S(насыщ.)= 2NaHS.
7.   Na₂S + CaCO₃ = Na₂CO₃ +CaS (1200◦ C).
8. Na₂S + 4H₂O₂(конц.)= Na₂SO₄ + 4H₂O

NaNH₂ – Амид натрия: Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется в воде, реагирует с кислотами. [6,C.147].

1. 6NaNH₂ = 6Na + 4NH₃ +N₂ (500–600◦ C).
2. NaNH₂ + 2H₂O(хол.)= NaOH+NH₃ · H₂O,
    NaNH₂ +H₂O(гор.)= NaPH+NH₃↑.
3. NaNH₂ + 2HCl(разб.)= NaCl + NH₄Cl.
4. 2NaNH₂ + 2HNO₃ = NaN₃ +NaNO₃ + 3H₂O (кип.).
5. NaNH₂ +C(кокс)= NaCN +H₂ (500–600◦ C).
6. NaNH₂ +NH₄Cl = 2NH₃ +NaCl (−40◦ C, в жидк. NH3).

Применение натрия.

            Металлический натрий и его соединения довольно широко используются в различных отраслях промышленности. Благодаря своей высокой реакционной способности этот щелочной металл используется в металлургии в качестве восстановителя для получения методом металлотермии таких металлов, как ниобий, титан, гафний, цирконий. Еще в первой половине XIX века натрий применяли для выделения алюминия (из хлористого алюминия), в наши дни одиннадцатый элемент и его соли по-прежнему используется в качестве модификатора при производстве некоторых сортов литейных алюминиевых сплавов. Также натрий используется в сплаве на основе свинца (0,58 % Na), который применяется при изготовлении осевых подшипников железнодорожных вагонов, щелочной металл в этом сплаве является упрочняющим элементом. Натрий и его сплавы с калием - жидкие теплоносители в ядерных реакторах -  ведь оба элемента имеют малые сечения поглощения тепловых нейтронов (для Na 0,49 барн). Кроме того, эти сплавы отличаются высокими температурами кипения и коэффициентами теплопередачи и не взаимодействуют с конструкционными материалами при высоких температурах, развиваемых в энергетических ядерных реакторах, таким образом, не влияя на ход цепной реакции.

         Однако не только атомная энергетика использует натрий в качестве переносчика тепла - элемент №11 широко применяется как теплоноситель для процессов, требующих равномерного обогрева в интервале температур от 450 до 650 °C - в клапанах авиационных двигателей, в выпускных клапанах грузовиков, в машинах для литья под давлением. Сплав натрия, калия и цезия (Na 12 %, K 47 %, Cs 41 %) имеет рекордно низкую температуру плавления (всего 78 °C), по этой причине он был предложен в качестве рабочего тела ионных ракетных двигателей. В химической промышленности натрий применяют при производстве цианистых солей, синтетических моющих средств (детергенидов), фармацевтических препаратов. В производстве искусственного каучука натрий играет роль катализатора, соединяющего молекулы бутадиена в продукт, не уступающий по свойствам лучшим сортам естественного каучука. Соединение NaPb (10 % Na по массе) применяется в производстве тетраэтилсвинца - наиболее эффективного антидетонатора. Пары натрия используют для наполнения газоразрядных ламп высокого и низкого давления.Натриевая лампа наполнена неоном и содержит небольшое количество металлического натрия, при включении такой лампы разряд начинается в неоне. Тепло, выделяющееся при разряде, испаряет натрий, и, спустя некоторое время, красный свет неона сменяется желтым свечением натрия. Натриевые лампы являются мощными источниками света с высоким КПД (в лабораторных условиях до 70 %). Высокая экономичность натриевых ламп дала возможность использовать их для освещения автострад, вокзалов, пристаней и других масштабных объектов. Кроме того, существуют лампы ДНаС, ДНаМТ (Дуговая Натриевая Матовая), ДНаЗ (Дуговая Натриевая Зеркальная) и ДНаТБР (Дуговая Натриевая Трубчатая Без Ртути). Натрий используется в производстве весьма энергоёмких натриево-серных аккумуляторов. В органическом синтезе натрий используется в реакциях восстановления, конденсации, полимеризации и других. Изредка металлический натрий применяется в качестве материала для электрических проводов, предназначенных для очень больших токов. [7,C.135].

         Не менее широко используются и многочисленные соединения натрия: поваренная соль NaCl используется в пищевой промышленности; гидроксид натрия NaOH (каустическая сода) используется в мыловаренной промышленности, при производстве красок, в целлюлозно-бумажной и нефтяной промышленности, при производстве искусственного волокна, а также в качестве электролита. Сода - карбонат натрия Na2CO3 применяется в стекольной, целлюлозно-бумажной, пищевой, текстильной, нефтяной и других отраслях промышленности. В сельском хозяйстве в качестве удобрения широко используется натриевая соль азотной кислоты NaNO3, известная под названием чилийской селитры. Хлорат натрия NaClO3 применяется для уничтожения нежелательной растительности на железнодорожном полотне. Фосфат натрия Na3PO4 - компонент моющих средств, применяют в производстве стекол и красок, в пищевой промышленности, в фотографии. 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). Силикаты mNa2O•nSiO2 - компоненты шихты в производстве стекла, для получения алюмосиликатных катализаторов, жаростойких, кислотоупорных бетонов.

Вывод.

Важнейшими областями практического использования  натрия как щелочного металла  и его сплавов, являются ядерная энергетика, химические источники тока, аэрокосмическое материаловедение, эмиссионная электроника, медицина и т.д. Применение многокомпонентных систем натрия как наиболее перспективных высокотемпературных теплоносителей принципиально нового типа обусловлено широкой температурной областью жидкого состояния, высокой критической температурой и низкими температурами плавления, достигающими для тройных эвтектических сплавов до -78°С. Варьируя их компонентный состав, можно создавать теплоносители с заданными физико-химическими характеристиками. Отсюда понятна актуальность комплексного исследования физико-химических свойств натрия и его многокомпонентных сплавов.

Список литературы.

1.      И.Л. Кнунянц. // Химический энциклопедический словарь. - 2003.

2.     Г.Д. Клинский, Л.Л. Дмитриевский, В.Д. Скопинцев. // Неорганическая химия. - 2003.

3.     Р. А. Лидин. // Справочник по общей и неорганической химии. - 1997

4.     Р. А. Лидин. // Химические свойства неорганических веществ. – 2014.

5.     Н.Ф. Стась. // Справочник по общей и неорганической химии. - 2016.              

6.     А.З. Кашежев, А.Х. Мамбетов, В.А. Созаев. // Свойства соединений  щелочных металлов  и их сплавов на основе натрия. -  2000.

7.     Б.Б. Алчагиров , Х.Б. Хоконов , Р.Х. Архестов. // Температурная зависимость работы выхода электрона щелочных металлов. – 1992.