YaChudo

Натрій

Переглядів: 0. Оновлено 10.10.2026.

Натрій (Na)
Атомний номер11
Зовнішній вигляд простої речовини
Натрій
Натрій
сріблясто-білий м'який метал
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса)22,989768 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома190 пм
Енергія іонізації (перший електрон)495,6(5,14) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація[Ne] 3s1
Хімічні властивості
Ковалентний радіус154 пм
Радіус іона97 (+1e) пм
Електронегативність (за Полінгом)0,93
Електродний потенціал-2,71 в
Ступені окиснення1
Термодинамічні властивості
Густина0,971 г/см³
Молярна теплоємність1,222 Дж/(К·моль)
Теплопровідність142,0 Вт/(м·К)
Температура плавлення370,96 К
Теплота плавлення2,64 кДж/моль
Температура кипіння1156,1 К
Теплота випаровування97,9 кДж/моль
Молярний об'єм23,7 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґраткикубічна об'ємноцентрована
Період ґратки4,230 Å
Відношення с/аn/a
Температура Дебая150 К
Інші властивості
Критична точкан/д
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
CMNS: Натрій у Вікісховищі Редагувати інформацію у Вікіданих

На́трій (Natrium, Na) — хімічний елемент з атомним номером 11 та відповідна проста речовина — лужний сріблясто-білий м'який метал, хімічно дуже активний, на повітрі швидко окиснюється. Густина 0,968; tплав 97,83 °С; tкип 882,9 °С; коефіцієнт твердості за Моосом 0,5.

Натрій — дуже поширений літофільний елемент (шосте місце серед хімічних елементів), його кларк 2,64 за масою. Відомо понад 220 мінералів натрію різних класів (польові шпати, плагіоклази, галіт, селітра, тенардит, мірабіліт). Поширеність натрію в кам'яних метеоритах — 0,7 % за масою, в ультраосновних гірських породах — 0,57 %, в основних — 1,94 %, в середніх — 3,0 %, в кислих — 2,77 %, в глинах — 0,96 %, в пісковиках — 0,33 %, в карбонатних породах — 0,04 %, в океанічній воді — 1,03534 %. Застосовують натрій як відновник, теплоносій тощо. Солі натрію знаходять велике застосування в різних галузях економіки.

Історія

Установка Деві на який вперше було отримано натрій

Кухонна сіль (хлорид натрію, NaCl) та сода (карбонат натрію, Na2CO3 ) були відомі з ще доісторичних часів, першу використовували як ароматизатор та консервант, а другу — для виробництва скла. Сіль отримували з морської води, тоді як або з попелу деяких рослин. Хімічний склад цих речовин не був повністю зрозумілий до 1807 року, коли англійський хімік Гамфрі Деві отримав натрій електролізом твердого NaOH[1].

У 1808 році Жозеф Луї Гей-Люссак та Луї-Жак Тенар отримали натрій, нагріваючи до суміш каустичної соди та залізних стружок[1].

В 1890 Гамільтон Кастнер винайшов комерційно успішний спосіб (відомий як процес Кастнера) добувати великі кількості натрію з гідроксиду. Більш сучасний метод отримання натрію електролізом хлориду натрію став розповсюдженим лише у 20 столітті, після винайдення процесу Даунса в 1924 році[2]. В лабораторних умовах хлорид натрію розкладали електролізом і до того[3], але Даунс зміг зробити цей процес комерційно доступним. При електролізі розчину солі у воді замість натрію виділяється водень, оскільки чистий натрій вступає в реакцію з водою, тому для отримання натрію необхідно було розкладати розплавлену сіль — що було енергетично затратним процесом через її високу температуру плавлення.

Назва

Назва походить від слова древніх єгиптян "ntr", яке означає "сода" або "їдкий натр"[4]. Озера в долині Ваді-Натрун у Єгипті здавна були джерелами соди. В англійській мові натрій звучить як sodium, що походить від слова «soda», оскільки його було добуто з каустичної соди (гідроксиду натрію)[1].

Поширення в природі

Натрій належить до найпоширеніших елементів. На нього припадає 2,64% маси земної кори. У зв'язку з високою хімічною активністю він зустрічається тільки у вигляді різних сполук. Деякі з них, як хлорид натрію, сульфат натрію, утворюють потужні родовища.

Найбільші поклади хлориду натрію NaCl (кам'яна сіль, або галіт) є на Уралі в районах м. Солікамська та м. Соль-Ілецька, на Донбасі та в інших місцях. Значні кількості хлориду натрію добуваються у вигляді самосадної солі з соляних озер Ельтон і Баскунчак, які розташовані в Росії біля Казахстанського кордону. Величезні запаси сульфату натрію Na2SO4·10H2O (мірабіліт) нагромаджені в затоці Кара-Богаз-Гол у східній частині Каспійського моря.

Натрій є важливим компонентом життєдіяльності організмів. Натрієві йонні струми є найшвидшими у клітині і велику частину потенціалу дії нервових клітин складає саме натрієвий компонент.

Фізичні властивості

У вільному стані натрій — сріблясто-білий легкий і м'який метал. Густина — 0,968  г/см³. Температура плавлення 97,83°С, кипіння — 882,9 °С.

Натрій є моноізотопним елементом, тобто у природі зустрічається виключно один ізотоп натрію — 23Na, який є стабільним[5].

Усього відомо 23 ізотопи натрію (без урахування ядерних ізомерів) із атомними масами від 17 до 39. Із 22 синтезованих ізотопів натрію найстабільнішим є нуклід 22Na з періодом напіврозпаду у 2,6 роки. Відносно стабільним є нуклід 24Na з періодом напіврозпаду 15 годин. Усі інші ізотопи натрію значно менш стабільні[5].

Найважчим синтезованим нині[коли?] ізотопом натрію є 39Na з магічним числом нейтронів (N = 28) та періодом напіврозпаду меншим за 1 мс[6].

Хімічні властивості

Натрій належить до головної підгрупи першої групи періодичної системи Менделєєва. Його атоми мають на зовнішньому електронному шарі по одному електрону, який вони легко втрачають і перетворюються на іони з одним позитивним зарядом. Тому в своїх сполуках натрій буває лише позитивно одновалентним.

Натрій — дуже активний метал. Легко втрачаючи свої валентні електрони, він є дуже сильним відновником. В електрохімічному ряді напруг він займає друге місце зліва від водню.

У сухому повітрі натрій енергійно взаємодіє з киснем повітря і перетворюється на пероксид:

  • 2Na + O2 = Na2O2

Тому його зберігають під шаром гасу або мінеральної оливи. З галогенами натрій реагує дуже енергійно з утворенням солей галогеноводневих кислот: NaCl, NaBr тощо. З рідким бромом він сполучається навіть з вибухом. З сіркою при деякому нагріванні утворює сульфіди: Na2S. З водою реагує дуже бурхливо, навіть з вибухом. Ще більш бурхливо реагує з кислотами (теж з вибухом). У вологому повітрі метал легко перетворюється на гідроксид:

  • 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑

а останній, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря, — в карбонат:

  • 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

При високій температурі натрій може відновлювати оксиди алюмінію, кремнію, тощо до вільних елементів:

  • Al2O3 + 6Na = 2Al + 3Na2O

За звичайних умов натрій згорає в атмосфері фтору і хлору[7]:

  • 2Na + F2 = 2NaF

Лужні властивості

Натрій має високу реактивність, взаємодіє із киснем та з водою з утворенням оксиду та гідроксиду, відповідно:

4 Na + O 2 ⟶ 2 Na 2 O {\displaystyle {\ce {4Na + O2 -> 2Na2O}}}

2 Na + 2 H 2 O ⟶ 2 NaOH + H 2 {\displaystyle {\ce {2Na + 2H2O -> 2 NaOH + H2}}} [8]

Отримання

У вільному стані натрій одержують електролізом розплавлених хлоридів або гідроксидів. При електролізі розплавлених їдких лугів позитивно заряджені іони металів притягаються до негативно зарядженого катода, приєднують по одному електрону (відновлюються) і перетворюються на атоми вільних металів, а негативно заряджені іони гідроксилу притягуються до позитивно зарядженого анод, віддають йому по одному електрону і перетворюються на електро-нейтральні групи OH, які розкладаються з утворенням води і кисню, що виділяється на аноді. Одержання металічного натрію електролізом NaOH можна зобразити такими рівняннями: 

                      NaOH
                       ↑↓
      — Катод <-   Na+ + OH-    -> Анод +
  4Na+ + 4e = 4Na°              4OH- — 4е = 4OH°
               4OH° = 2H2O + O2 ↑

Застосування

У харчовій промисловості

Сполуки натрію активно використовують у кулінарних цілях. Перш за все — це кухонна сіль, яка є хлоридом натрію і яку використовують як у промислових масштабах, так і в повсякденному житті при приготуванні їжі, а також як консервант.

Глутамат натрію, рецептори якого відповідальні за смак умамі — популярна харчова добавка.

Гідрокарбонат натрію, відомий як харчова сода, використовують як розпушувач для випікання.

У металургії

Натрій використовують як відновник при виплавці титану, цирконію, торію, урану та інших металів з їх хлоридів і фторидів. Важливу роль відіграє натрій у виплавці алюмінію — як у процесі отримання оксиду алюмінію з бокситів, так і надалі виділенні безпосередньо алюмінію електролізом.[9] Відновлюючи гідроксид калію натрієм, отримують чистий калій.[10] Також натрій використовують як модифікатор для створення різноманітних сплавів.

У медицині

Натрій входить до ряду лікарських препаратів.[7]

Хлорид натрію є основним (окрім води) компонентом фізіологічного розчину, який використовують для ін'єкцій багатьох препаратів, а також при порушенні електролітичного балансу, гіпертонічних розчинів, що мають протимікробну дію та багатьох інших фармакологічних молекул. Достатня концентрація натрію є надзвичайно важливою для нормальної роботи мембранного транспорту, м'язових скорочень, передачі нервових імпульсів і багатьох інших життєво необхідних функцій, а його нестача (гіпонатріємія) викликає судоми, невралгію, втрату ваги, блювоту, порушення травлення, кому, смерть.[11]

Натрій гідрогенкарбонат (NaHCO3) нейтралізує хлоридну кислоту шлункового соку, виявляючи антацидні властивості. Його застосовують при захворюваннях, що супроводжуються вираженим ацидозом, а також для боротьби з ацидозом при хірургічних втручаннях тощо. Натрій нітрит (NaNO2) належить до серцево-судинних засобів, які виявляють антиангінальну дію, його застосовують внутрішньо при стенокардії та спазмах судин мозку. Препарати, що містять натрій бромід (NaBr), виявляє заспокійливу дію.[7]

Енергетика та техніка

Натрієві лампи використовують в освітленні вулиць. При розігріванні внутрішнього пальника лампи, світло набуває спектрального відтінку парів натрію.

Легкість металу та його теплопровідність можна використовувати у промисловості, де потрібне ефективне відведення тепла. Так, розробляли концепції атомних реакторів з натрієвим охолодженням де як теплоносій використовують натрієво-калієвий сплав у першому контурі охолодження реактора.[10]

Натрій застосовують у будівництві двигунів для авіагалузі, де у тілі поршнів знаходиться натрій, при роботі поршня, натрій розплавлюється, та ефективніше переносить тепло від головки поршня до його основи, запобігаючи перегріванню тарілки поршня.[12][13]

У освітленні є дугові трубчаті натрієві лампи (ДНАТ), де натрій є робочим тілом у досить енергоефективних натрієвих газорозрядних лампах із характерним помаранчево-жовтим спектром випромінювання, недоліком яких є спектр випромінювання.

Солі натрію

Натрій утворює солі з усіма кислотами. Переважна більшість солей натрію у воді розчиняється добре. Найважливіші з них:

Біологічні властивості

Натрій належить до макробіогенних елементів, які регулюють метаболізм живої клітини. При надлишку іонів натрію Na+ підвищується ламкість судин та порушується водний баланс в організмі. За дією на серцевий м’яз натрій є антагоністом калію, оскількинатрій розслабляє міокард. Нормальна робота серцевого м’яза (ритм) здійснюється при співвідношенні натрію і калію 0,5:1 та рН крові становить 7,0–7,425.[7]

Галерея

  • Кольоровий тест карбонату натрію.
    Кольоровий тест карбонату натрію.
  • Металева решітка.
    Металева решітка.
  • Оксидна плівка.
    Оксидна плівка.
  • Натрій у воді в присутності пару крапель фенолфталеїну.
    Натрій у воді в присутності пару крапель фенолфталеїну.
  • Дослідження Натрію на науковому фестивалі в Кембріджі.
    Дослідження Натрію на науковому фестивалі в Кембріджі.

Джерела

  • Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0
  • Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2007. — Т. 2 : Л — Р. — 670 с. — ISBN 57740-0828-2.
  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
  • Машковский М.Д. Лекарственные препараты: В 2 т. — К., 2000. — Т. 1;
  • Суховєєв В.В., Сенченко Г.Г., Ковтун Г.О., Приплавко С.О. Металовмісні лікарські препарати. — К., 2000;
  • Химическая энциклопедия. — М., 1992. — Т. 3;
  • Чекман И.С., Пелещук А.П., Пятак О.А. и др. Справочник по клинической фармакологии. — К., 1987.

Посилання

Примітки

  1. ↑ а б в Sodium - Element information, properties and uses | Periodic Table. periodic-table.rsc.org. Процитовано 21 червня 2026.
  2. ↑ Sodium Production (англ.)
  3. ↑ The Electrolysis of Sodium Chloride(англ.)
  4. ↑ Походження назв хімічних елементів. Всеосвіта (укр.). 10 січня 2024. Процитовано 21 червня 2026.
  5. ↑ а б Atomic Weight of Sodium | Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights. www.ciaaw.org. Процитовано 20 листопада 2022.
  6. ↑ Ahn, D. S.; Amano, J.; Baba, H.; Fukuda, N.; Geissel, H.; Inabe, N.; Ishikawa, S.; Iwasa, N.; Komatsubara, T. (14 листопада 2022). Discovery of $^{39}\mathrm{Na}$. Physical Review Letters. Т. 129, № 21. с. 212502. doi:10.1103/PhysRevLett.129.212502. Процитовано 20 листопада 2022.
  7. ↑ а б в г НАТРІЙ. Фармацевтична енциклопедія (укр.). Процитовано 21 червня 2026.
  8. ↑ Хімія. Дистанційне навчання. - Натрій. Нітрій гідроксид. Луги. sites.google.com (укр.). Процитовано 12 травня 2026.
  9. ↑ Получение алюминия(рос.)
  10. ↑ а б Общая химия(рос.)
  11. ↑ Гіпонатріємія. Архів оригіналу за 20 грудня 2017. Процитовано 27 вересня 2018.
  12. ↑ Зачем в клапанах мотора натрий? — проверьте свои знания. zr.ru (рос.).
  13. ↑ Розлом поршня двигуна літака який містить натрій. youtube.com (рос.).

Джерело: стаття у Вікіпедії та історія редагувань (автори).