Նատրիում

Նատրիում, քիմիական տարր է, քիմիական բանաձևն է Na (լատին․՝ 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։

11 Նեոն ← Նատրիում → Մագնեզիում Քիմիական տարրերի պարբերական համակարգ 11Na
Պարզ նյութի արտաքին տեսք
արծաթա-սպիտակավուն մետաղ
Ատոմի հատկություններ
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ	Նատրիում/Natrium (Na), Na, 11
Ատոմային զանգված (մոլային զանգված)	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
Իոնացման էներգիա (առաջին էլեկտրոն)	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?

11	Նատրիում
Na 22,989
[Nе]3s1

Բնական նատրիումը բաղկացած է միայն ²³Na կայուն իզոտոպից։ Ստացվել են 20-22, 24 և 25 ռադիոակտիվ իզոտոպները (²²Na-ի T_½ = 2,64 տարի)։

Նատրիումը (7440-23-5) արծաթա-սպիտակավուն, ալկալիական մետաղ է։

Պատմություն և անվան ծագում

Հեմֆրի Դևի

Նատրիումի միացությունները՝ կերակրի աղը և սոդան, հայտնի են շատ հին ժամանակներից։ Եբրայերեն neter (հունարեն՝ νίτρον, լատին․՝ 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 լատին․՝ 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 (լատին․՝ 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 ${\displaystyle 10^{8}}$ 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 ${\displaystyle KCl,CaCl_{2},NaF}$ և այլն։ Որպես կաթոդ օգտագործում են պղինձ կամ երկաթ, որպես անոդ՝ գրաֆիտ, որը չի փոխազդում անջատվող քլորի հետ։

${\displaystyle {\mathsf {2NaCl\ {\xrightarrow {elektroliz}}\ 2Na+Cl_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {4NaOH\ {\xrightarrow {elektroliz}}\ 4+O_{2}+2H_{2}O}}}$

Նատրումը ստանում են նաև նատրիումի կարբոնատը 1000 °C ջերմաստիճանում ածխով վերականգնելիս.

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2C\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 2Na+3CO.}}}$

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 ${\displaystyle NaOH}$ և ջրածին)։ 200-400 °C-ում միանում է ջրածնի հետ, առաջացնելով հիդրիդ՝ ${\displaystyle NaH}$, որը սպիտակ բյուրեղական խոնավածուծ փոշի է, ուժեղ վերականգնիչ, ջրի առկայությամբ հիդրոլիզվում է։

${\displaystyle {\mathsf {2Na+H_{2}\ {\xrightarrow {250-400^{o}C,p}}\ 2NaH}}}$

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 (${\displaystyle Na_{N}}$), ածխածնի հետ (800-900 °C) նատրիումի կարբիդ (${\displaystyle Na_{2}C_{2}}$)։ Նատրիումը լուծվում է հեղուկ ամոնիակում։

${\displaystyle {\mathsf {Na+4NH_{3}\ {\xrightarrow {-40^{o}C}}\ Na[NH_{3}]_{4}}}}$

Հալված նատրիումի հետ (300-350 °C) ${\displaystyle NH_{3}}$-ն առաջացնում է նատրիումամին՝ ${\displaystyle NaNH_{2}}$, 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 (${\displaystyle NaPb}$), որոնցից շատերը (ամալգամները, կալիումի հետ են) ուժեղ վերականգնիչներ են։

${\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2NaCl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {6Na+N_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2Na_{3}N}}}$

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 ${\displaystyle Na_{2}O}$ և գերօքսիդներ ${\displaystyle Na_{2}O_{2},Na_{2}O_{4}}$։

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 (${\displaystyle Na_{2}O}$)՝

${\displaystyle {\mathsf {4Na+O_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2Na_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Na+O_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ Na_{2}O_{2}}}}$

• Ռեակցիան ջրի հետ.

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 (${\displaystyle NaOH}$) և ջրածին՝

${\displaystyle {\mathsf {2Na+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ }}\ 2NaOH+H_{2}\uparrow }}}$

Եթե ջրի մեջ իջեցրած նատրիումի կտորները մեծ լինեն, ապա պայթյուն տեղի կունենա։

• Ռեակցիան թթուների հետ

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՝

${\displaystyle {\mathsf {8Na+10HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ 8NaNO_{3}+NH_{4}NO_{3}+3H_{2}O}}}$

• Ռեակցիան օդի հետ

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 (${\displaystyle Na_{2}CO_{3}}$)։ 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 % ${\displaystyle Na}$, 0,73 % ${\displaystyle Ca}$ և 0,04 % ${\displaystyle Li}$) օգտագործվում է երկաթուղային վագոնների գնդառանցքակալներ պատրաստելու համար։

Նատրիումի միացությունը կապարի հետ՝ ${\displaystyle NaPb}$ (10 % ${\displaystyle Na}$), օգտագործվում է քառաէթիլկապարի արտադրության համար։ Որպես վերականգնիչ նատրիումը օգտագործվում է մետաղա-ջերմային եղանակով հազվագյուտ տարրերի (${\displaystyle Ti,Zr,Ta}$) 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՝ ${\displaystyle Na_{2}B_{4}O_{7}\cdot 10H_{2}O}$ (որպես հականեխիչ միջոց), նատրիումի բիկարբոնատը, նատրիումի թիոսուլֆատը, ցիտրատը։ Ռադիոակտիվ ²²Na և ²⁴Na օգտագործվում են արյան հոսքի արագությունը, անոթների թափանցելիությունը, նյարդային գործունեության վիճակը որոշելու համար և այլ նպատակներով։

Տես նաև

• Պարբերական աղյուսակ
• Նատրիումի հիդրօքսիդ
• Նատրիումի քլորիդ

Ծանոթագրություններ

1. 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. — ISSN 0033-4545. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02
2. 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.
3. Петровский Н. С., ЕГИПЕТСКИЙ ЯЗЫК. Введение в иероглифику, лексику и очерк грамматики среднеегипетского языка. Л., 1958. (стр. 83)
4. Newton, David E.. Chemical Elements. ISBN 0-7876-2847-6.
5. 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.
6. Davy, John (1839). The Collected Works of Sir Humphry Davy. Vol. 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 Արխիվացված 2015-04-03 Wayback Machine

Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից  (հ․ 8, էջ 198)։