Izjava o odgovornosti - molimo pročitati Kolovoz 18, 2019, 06:48:05
baza znanja baza kemikalija baza sinteza razno

     

Dobrodošli, Gost. Molimo, prijavite se ili se registrirajte.
Jeste li propustili aktivacijsku email poruku?
*

Pokusi s elementarnim natrijem
 Str: [1]
  Ispis  

  Pokusi s elementarnim natrijem
Autor Poruka
Alojzij3
Ludi znanstvenik
*****
Postova: 740



« na: Siječanj 16, 2013, 09:09:04 »


O samom elementu i njegovim spojevima možete više naći ovdje.

Evo 3 pokusa s natrijom, ali PAZITE, VELIKI OPREZ S NJIM JER IZAZIVA OPEKOTINE, KORISTITE SVU ZAŠTITNU OPREMU!

Demonstracijski pokus: "Postojanost natrija na zraku"

Pribor i kemikalije: nož, pinceta, filtrirni papir i natrij (natrij se čuva u bočici s petrolejom).

Postupak: Pincetom se iz bočice izvadi komad natrija, stavi na filtrirni papir i nožem odreže mali komadić. Na svježem je prerezu natrij srebrnastog sjaja, ali se stajanjem na zraku izgled površine brzo mijenja. Nakon uočenih promjena natrij se vrati u bočicu s petrolejom, a rabljenu pincetu i nož ispere alkoholom ili ižari plamenom. Zbog male tvdoće, natrij se lako reže nožem. Na svježem prerezu srebrnasti sjaj brzo nestaje jer reakcijom s kisikom, ugljikovim(IV) oksidom i vodenom parom iz zraka nastaje natrijev hidrogenkarbonat (NaHCO3) prema sljedećoj reakciji:

4Na(s) + O2 (g) + 4CO2 (g) + 2H2O(g) -> 4NaHCO3 (s)

Zbog nepostojanosti na zraku natrij se čuva u petroleju, a zbog velike reaktivnosti u prirodi ga nema u elementarnom stanju, već samo u spojevima. Najviše ga ima u: alumosilikatima (sastojcima mnogih stijena), kamenoj soli (NaCl), čilskoj salitri (NaNO3), kriolitu (Na3AlF6), boraksu (Na2B4O7 x 10H2O) i drugdje.

Demonstracijski pokus: "Reakcija natrija s vodom"

Pribor i kemikalije: nož, filtrirni papir, pinceta, staklena čaša od 400 mL, natrij, fenolftalein, gumene rukavice, zaštitne naočale i zaštitno staklo.

Postupak: Pincetom se uzme komadić natrija i oprezno stavi u komadić filtrirnog papira koji pliva na vodi u čaši koja je do 1/3 napunjena vodom. U dodiru s navlaženim papirom (odnosno vodom), natrij burno reagira, a razvijeni se plin zapali. Nakon završene reakcije, u vodu se doda 1 do 2 kapi fenolftaleina. Iz pokusa proizlazi da natrij burno reagira s vodom i da reakcijom nastaju natrijeva lužina i vodik, koji se zbog egzotermnosti rekacije zapali te gori žutim plamenom zbog prisutnosti natrija.

2Na(s) + 2H2O(l) -> 2 Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2 (g) (delta H < 0)

Demonstracijski pokus: "Gorenje natrija"

Pribor i kemikalije: nož, filtrirni papir, pinceta, porculanska zdjelica ili bolje njena krhotina, plamenik, željezni stalak, glineni trokut, natrij, gumene rukavice i zaštitne naočale.

Postupak: Pincetom valja uzeti komad natrija, staviti ga na filtrirni papir, odrezati komadić veličine zrna graška, ukloniti površinski sloj i osušiti filtrirnim papirom. Preostali komadići natrija vrate se u bocu s otpadnim natrijem. Tako priređeni natrij stavi se u porculansku zdjelicu koja se zagrijava sve jačim plamenom. Zagrijavanje se prekine čim se natrij zapali. Nakon završene reakcije, kada se sadržaj u zdjelici ohladi, doda se malo destilirane vode i pomoću univerzalnog indikatorskog papirića ispita reakcija nastale otopine. Budući da je talište natrija nisko, zagrijavanjem se brzo rastali i poprimi oblik kuglice. Na površini kuglice nastaje opna natrijeva oksida (Na2O), a unutar opne rastaljeni natrij, kojeg valja dalje zagrijavati jer se zapali tek pri temperaturi između 800 i 900 °C. Natrij gori žutim plamenom. Spektroskopskom je analizom para natrija utvrđeno da u vidljivom dijelu spektra ima samo dvije vrlo bliske žute crte, tzv. natrijev dublet. Izgaranjem natrija nastaje uglavnom natrijev peroksid (Na2O2) svijetlo-žute boje, po obliku sličan koraljima.

Evidentirano
Alojzij3
Ludi znanstvenik
*****
Postova: 740



« Odgovor #1 na: Prosinac 01, 2013, 04:03:55 »

Natrij (prema arap.: salitra, lat.:natrium), je kemijski element iz grupe alkalijskih elemenata, s jednim stabilnim izotopom (maseni br.23). Natrij je najčešći i najpoznatiji među alkalijskim metalima. Pripada prvoj skupini elemenata PSE (alkalijski metali). Naziv alkalijski potječe od arapske riječi „al quili“, što znači biljni pepeo, budući da pepeo sadrži mnogo natrijeva i kalijeva karbonata. Naziv natrij je dobio po arapskoj riječi natron, što znači sredstvo za pranje. Elektronska mu je konfiguracija 1s2  2s2  2p6  3s1.
Elementarni natrij vrlo je mekan srebrnobijeli metal modrikasta sjaja poput olova, te se vrlo lako zbog male tvrdoće može rezati nožem.
Izgledom ne podsjeća na metale poznate iz svakidašnjeg života, kao što su: željezo, bakar, zlato, olovo i drugi. Na svježem je prerezu sjajne srebrnobijele boje.
Na svježem prerezu srebrnasti sjaj brzo nestaje jer reakcijom s kisikom, ugljikovim dioksidom i vodenom parom iz vlažnog zraka nastaje natrijev hidrogenkarbonat:

4 Na(s) + O2(g) + 4 CO2(g) + 2 H2O --> 4 NaHCO3(s)

Talište mu je na 98 °C. Zagrijavanjem se brzo rastali i poprimi oblik kuglice. Gorenjem natrija na zraku nastaje natrijev peroksid.

Burno reagira s vodom (čak i ledom), pri čemu nastaje natrijev hidroksid, odnosno natrijeva lužina i vodik (koji sa zrakom može stvoriti eksplozivni plin praskavac) prema jednadžbi:

2 Na(s) + 2 H2O --> 2 Na+ + 2 OH- + H2(g)

Osim što brzo oksidira kad se izreže, žestoko i burno reagira sa vodom uz stvaranje hidroksida i razvijanje vodika, koji se zbog velike egzotermnosti reakcije može spontano zapaliti.

Zbog svoje velike reaktivnosti, nepostojanosti na zraku jer se prevlači slojem hidroksida, čuva se u petroleju ili parafinskom ulju, kao i litij i kalij.

Zagrijan, na vlažnom zraku izgara intenzivno žutim plamenom, pri čemu nastaje peroksid (Na2O2).

Burno reagira i s halogenim elementima, sumporom, kiselinama i mnogim anorganskim i organskim spojevima, lako s vodikom, redukcijsko je sredstvo pri dobivanju metala (posebno prijelaznih) iz njihovih spojeva.
Pri sobnoj temperaturi reagira s fluorom, ali ne reagira s dušikom, argonom, bromom i jodom.
Dobro se otapa u tekućem amonijaku, sumporovom(IV) oksidu, živi i rastaljenim metalima, npr. olovu, cinku i kositru.
Topljiv je u ukapljenom amonijaku, pri čem nastaje intenzivno modra otopina velike električne provodnosti. Otapanjem u amonijaku nastaje crvena otopina također dobre provodnosti električne struje. Razrijeđene otopine u amonijaku su plave boje.
Natrij se ne otapa u mineralnim uljima i ugljikovodicima, već s njima stvara koloidne disperzije.
Tvori niskotaljive slitine s drugim alkalijskim metalima; slitina (-78°C). Legira se i s mnogim drugim metalima; sa živom tvori 7 amalgama različita sastava.

Ima prostorno centriranu kubičnu strukturu. Pri temperaturama iznad vrelišta dio natrijevih para nalazi se u obliku dvoatomnih molekula Na2. Tipična metalna svojstva natrija očituju se u velikoj toplinskoj i električnoj vodljivosti, malom specifičnom električnom otporu i niskoj elektronegativnosti koja je uzrok vrlo velikoj kemijskoj reaktivnosti.

Zapaljiv je, a kod gorenja zrači intenzivnu, skoro monokromatsku, žutu svjetlost. Spektroskopskom analizom zračenja para natrija utvrđeno je da u vidljivom dijelu spektra ima samo dvije, vrlo bliske, emisijske linije žute boje koje se u početku nisu mogle niti razlučiti.

U prirodi je natrij vrlo raširen, a zbog velike reaktivnosti u prirodi ga nalazimo isključivo u spojevima. Prijeko je potreban sastojak živih organizama.

Natrij je otkrio/izolirao engleski kemičar Sir Humphry Davy (1807.g.) na Kraljevskom Institutu u Londonu, dobivši ga elektrolizom rastaljena natrijeva hidroksida.

Rasprostranjenost:

Natrij je najrašireniji alkalijski metal i pripada najčešćim elementima u prirodi. U Zemljinoj kori je maseni udio natrija 2,83%, što će reći da je šesti element po zastupljenosti. Ovog elementa ima u Zemljinoj kori toliko mnogo i toliko je rasprostranjen da je vrlo teško naći uzorak neke tvari (materije) u kojem se, bar u tragovima ne nalazi poneki spoj natrija.

Pojavljuje se samo u obliku spojeva, sastojak je mnogih stijena i minerala, i to alumosilikata (natrijev glinenac, NaAlSi3O8), kamene i morske soli (natrijev klorid, NaCl), čilske salitre (natrijev nitrat, NaNO3), Glauberove soli (natrijev sulfat, Na2SO4 x 10H2O), kriolita (Na3AlF6), boraksa (natrijev tetraborat) i dr.
Goleme količine natrijeva klorida nalaze se otopljene u moru, čineći gotovo 80% od ukupne količine svih u njemu otopljenih tvari. U svjetskim je oceanima oko 14 000 000 000 000 000 [[tona]] tog elementa - more je otopina uglavnom [[natrijev klorid|natrijevog klorida]] (kuhinjske soli).
Osobito njime se bogate i eruptivne stijene. U količinama većima od tragova natrij se nalazi u zvijezdama i Suncu.

Proizvodnja i dobivanje prije i sad:

Komercijalna proizvodnja elementarnog natrija započela je 1854.g..

Zbog negativnog redukcijskog potencijala, elementarni natrij se ne može dobiti elektrolizom iz vodenih otopina, već elektrolizom taline njegovog hidroksida ili klorida (NaOH, NaCI). Zato se mora upotrijebiti elektroliza taline nekog natrijeva spoja i sav natrij koji se danas proizvodi dobiva se na ovaj način. Kao prikladni spojevi, iz čijih talina bi se mogao elektrolizom dobiti metalni natrij, dolaze u obzir natrijev hidroksid i natrijev klorid. Premda su se svojedobno oba ta postupka upotrebljavala za dobivanje metalnog natrija, danas, iz ekonomskih razloga, sve više prevladava elektroliza taline natrijevog klorida. Dobivanje elementarnog natrija pripada među najdelikatnije elektrometalurške procese, osobito s obzirom na veliku reaktivnost produkata na temperaturama pri kojima se oni stvaraju.
Prednost postupka s hidroksidom jest u niskom talištu ovog spoja (318°C), zbog čega je potrebno trošiti manje energija za održavanje elektrolita u rastaljenom stanju. Procesi na elektrodama jesu ovi:

Katoda: 4Na+ + 4e- --> 4 Na(I)
Anoda: 4OH- --> O2(g) + 2H2O + 4e-

Voda oslobođena na anodi difundira kroz elektrolit i dolazi u kontakt s elementarnim natrijem na katodi, što dovodi do gubitaka već izlučenog natrija:

2Na(I) + 2 H2O --> 2NaOH(I) + H2(g).

Ta reakcija može se znatno zakočiti ako se na neki način spriječi difuzija vode kroz elektrolit. Jedan od načina je stvaranje zone od čvrstog NaOH u elektrolitu, što se postiže hlađenjem. Moguće su i druge sekundarne reakcije na katodi (natrij reagira s anodnim ili atmosferskim kisikom). Sve one uzrokuju gubitak izlučenog natrija pa, prema tome, i povećani utrošak energije. Konačno, najveći je nedostatak ovog postupka visoka cijena natrijeva hidroksida.
Kod elektrolize taline natrijeva klorida elektrodne reakcije su ove:

Katoda: 2Na+ + 2e- --> 2 Na(I)
Anoda: 2Cl- --> Cl2(g) + 2e-

Tim se postupkom ne dobiva voda, pa je iskorištenje struje veće. Druga velika prednost ovog postupka je upotreba i anodnog produkta. Konačno, natrijev klorid je znatno jeftiniji od natrijevog hidroksida. Na žalost, ovaj postupak ima i svoju nepovoljnu stranu. To je u prvom redu visoko talište natrijevog klorida (806°C), pa se pri toj temperaturi, uslijed isparavanja, gube velike količine izlučenog natrija. Mogućnost reagiranja produkata elektrolize također je velika, posebno kod tako visokih temperatura. Konačno, da bi se elektrolit održavao u rastaljenom stanju pri tako visokoj temperaturi, potreban je i veći utrošak energije. Srećom, ti nepovoljni čimbenici mogu se znatno ublažiti. Talište elektrolita može se smanjiti na otprilike 600°C dodatkom dovoljnih količina kalcijeva klorida. Prikladnom konstrukcijom ćelije i upotrebo dijafragme sprečava se reakcija između produkata elektrolize i gubitak natrija isparavanjem. Sve to čini da je utrošak energije po toni proizvedenog natrija otprilike jednak za oba procesa (oko 15 MWh) i pored nižeg tališta NaOH. Jeftinija sirovina i mogućnost upotrebe klora čini danas elektrolizu taline natrijeva klorida postupkom koji sve više prevladava u dobivanju metalnog natrija.


Industrijska primjena Davyjeve metode elektrolize taline natrijevog hidroksida počela 1891. g. kada je H.Y. Castner patentirao elektrolitičku ćeliju. Na anodi se izlučuje kisik (pri čemu nastaje i voda), a na katodi se izlučuje natrij koji se djelomično gubi jer voda oslobođena na anodi difundira kroz elektrolit i dolazi u kontakt s elementarnim natrijem razvijajući vodik prevodeći natrij ponovno u natrijev hidroksid. Ova reakcija može se znatno usporiti ako se spriječi difuzija vode kroz elektrolit. Jedan od načina je stvaranje zone od čvrstog NaOH u elektrolitu što se postiže hlađenjem. Prednost ovog postupka je u niskom talištu natrijevog hidroksida (-318°C) zbog čega je potrebno manje energije za održavanje elektrolita u rastaljenom stanju. Nedostaci ovog postupka su gubitak dijela izlučenog natrija, kratak vijek trajanja elektroda i ćelija te visoka cijena NaOH.

Postupak proizvodnje natrija elektrolizom taline NaCI uveden je 1921. g. kada je američka tvrtka Rossler Hasslacher Chemical & Co. u Niagara Fallsu (New York) patentirala Downsovu ćeliju za elektrolizu. Ona se sastoji od kotla načinjenog od vatrostalnih opeka u koji s donje strane ulazi anoda od grafita, a katoda je željezni valjak koji prstenasto okružuje anodu. Anoda je odozgo pokrivena zvonom od željeznog lima kroz koje se plinoviti klor odvodi na čišćenje u spremnike. Anodni prostor je od katodnog odvojen dijafragmom.

Budući da NaCI ima visoko talište (801°C), dodaje mu se CaCl2 koji ga snižava na ok 600°C. Zbog toga se na katodi, pored natrija, izlučuje i kalcij. Nastali tekući natrij, koji im manju gustoću od taline, ispliva na površinu taline iznad katode u obodni žlijeb zvona, uzdiže se uzduž okomite željezne cijevi i prelijeva u spremnik. Nastali kalcij, zbog hlađenja u željezne cijevi, kristalizira i pada natrag u talinu te reagirajući s njom daje kalcijev klorid i natrij.

Prednost ovog postupka je u znatno nižoj cijeni natrijevog klorida u odnosu na natrijev hidroksid, što u tijeku procesa ne nastaje voda pa je i iskorištenje električne struje veće i što kao anodni proizvod nastaje klor koji se može upotrijebiti u druge svrhe.

Nedostatak ovog postupka je visoko talište natrijevog klorida pri čemu se, uslijed isparavanja, gube velike količine izlučenog natrija, te je utrošak energije veći. Unatoč tome danas sve više prevladava postupak elektrolize otopine NaCl.


Danas se natrij uglavnom dobiva elektrolizom taline natrijeva klorida (NaCl) sa živinom katodom zbog prenapona vodika na živi. U talini se nalaze Na+ i Cl- ioni. Pritom nastane amalgam natrija i žive. Iz njega se natrij odvaja destilacijom.
(tv(Hg) = 257°C; tv(Na) = 883°C).
Elektroliza se provodi u Downsovom uređaju za elektrolizu. Budući da je talište natrijeva klorida visoko (801°C, dodaje se kalcijev klorid (w = 60%), čim se talište snizuje ZA (ne: na!) oko 60°C. Na taj se način uštedi mnogo energije.

Na katodi se reducira natrij (Na+ + e- --> Na), a na anodi se oksidira klor (2Cl- -->Cl2 + 2e-). Cijela jednadžba reakcije glasi:

2 Na+ + 2 Cl- --> 2 Na(s) + Cl2(g)

Downsova se ćelija sastoji od kotla načinjenog od vatrostalnih opeka (i nekih keramičkih dijelova), u koji s donje strane ulazi grafitna anoda.
Katoda u obliku željeznog valjka prstenasto okružuje anodu, koja je odozgo pokrivena zvonom od željeznog lima kroz koji se odvodi nastali plinoviti klor. Anodni i katodni prostor odvojeni su dijafragmom. Dobiveni tekući natrij odvodi se u poseban spremnik.

Biološko značenje i uloga natrija:

Natrij je esencijalni makroelement za većinu vrsta, uključujući čovjeka, tj. prijeko potreban svim živim organizmima. U ljudskom organizmu sastojak je izvanstanične tekućine. Prijenos kalijevih i natrijevih iona kroz staničnu membranu regulira tzv. Ionospecifična adenozin-trifosfatazna crpka, čime se njihov omjer u organizmu održava stalnim. Manjak natrija u organizmu, npr. Većim gubitkom tjelesne tekućine, može dovesti organizam u stanje opasno za život, dok suvišak natrija može uzrokovati povišeni krvni tlak.
U biološkim sustavima sudjeluje u održavanju kiselo-bazne ravnoteže, te u prenošenju živčanih podražaja.

Natrijevi spojevi, što se tiče sadržaja natrija, nisu opasni, ali prevelika količina NaCl u prehrani može biti toksična. Dnevni unos veći od preporučenih 2-3 g nije preporučljiv osobama sa srčanim problemima. Dnevno potrebna količina je od 2 do 15 mg. Ukupna masa elementa u 70 kg teškoj (prosječnoj) osobi je 100 g.


loni Na+ u izvanstaničnim tjelesnim tekućinama imaju važnu ulogu u organizmu jer održavaju osmotsku ravnotežu. Natrij se u organizam unosi hranom kao natrijev klorid, a njegovu koncentraciju u tijelu reguliraju bubrezi. Pomanjkanje iona Na+ u krvnoj plazmi (hiponatrijemija) uzrokuje dehidriranje, acidozu i atrofiju tkiva, a povećanje koncentracije iona Na+ (hipernatrijemija) dovodi do stvaranja edema i hipertenzije (stanje povišenog krvnog tlaka).


Uporaba:

Kao metal natrij se u metalurgiji gotovo uopće ne primjenjuje. Međutim, industrijska upotreba natrija osniva se na njegovim redukcijskim osobinama.
U elementarnome stanju rabi se poglavito (oko 80%) u organskoj kemijskoj industriji kao snažno redukcijsko sredstvo u proizvodnju boja – tetraetilolova (tzv. olovnog tetraetila) i tetrametilolova koji se koristi u standardnim olovnim benzinima (kao antidetonator, danas je uglavnom ekološki neprihvatljiv), sinteza indiga, različitih vitamina, silikona, barbiturata, mirisa, u polimerizaciji butadiena, izoprena, stirena, za dobivanje nekih svojih spojeva koji se ne mogu zgodno pripraviti na drugi način; natrijevog peroksida, natrijeva superoksida (Na2O2), amida (NaNH2), cijanida (NaCN), hidrida (NaH), te pri mnogim drugim organskim reakcijama.
Upotrebljava se za dobivanje titanija redukcijom titanijevog(IV) klorida, a na sličan način i za dobivanje tantala, uranija, cirkonija, torija i berilija.
Također se koristi i kao katalizator plimerizacije, kondenzacije i sl., pripravi slitina (npr. legura NaK kao sredstvo za hlađenje, ledište -10°C), za punjenje visokotlačnih žarulja s izbojem u parama natrija koje daju karakterističnu narančasto-žutu boju svjetla (dublet spektralnih linija približne valne duljine 589 nm), tzv. natrijske lampe/žarulje (natrijeva svjetiljka).
Radi male gustoće i viskoznosti taline natrija, relativno niskog tlaka para pri višim temperaturama i većeg toplinskog kapaciteta u tekućem stanju, natrij se upotrebljava kao prenosilac topline - za izmjenu topline, npr. kao sredstvo za hlađenje na visokim temperaturama u oplodnim nuklearnim elektranama i termoelektranama, te u podmorničkim i brodskim nuklearnim reaktorima.

OPREZ !!!

*Natrij nije toksičan, ali zbog njegove zapaljivosti i zbog stvaranja lužine u dodiru s vlagom s njim se mora pažljivo rukovati. Izjeda kožu stvarajući opekline i duboke rane te je jako opasan za sluznicu i oči. Ako dođe u dodir s kožom, a još nije stvorio opekline, koža se mora dobro isprati alkoholom, nakon toga vodom i na kraju s vrlo razrijeđenom [[Octena kiselina|octenom kiselinom]]!

*Sve pokuse s njim, valja izvoditi u [[digestor]]u, i pri radu s natrijem rabe se zaštitne naočale i gumene rukavice.

*Posuda u kojoj natrij reagira s vodom mora biti okrugla da se natrij ne bi zaustavio u kutu posude, pri čemu se staklo može jako ugrijati i puknuti, ili natrij iskočiti.

*Požar izazvan natrijem gasi se pijeskom, suhom kuhinjskom soli, željeznom piljevinom, sodom, cementom ili grafitnom prašinom. Požar se nikako ne smije gasiti vodom niti vatrogasnim aparatima za gašenje požara s ugljikovim(IV) oksidom ili tetraklorugljikom jer natrij pri povišenoj temperaturi reagira s tim tvarima.
Evidentirano

 Str: [1]
  Ispis  
 

Skoči na: