Natrium
|
|||||
| Yleistä | |||||
| Nimi | Natrium | ||||
| Tunnus | Na | ||||
| Järjestysluku | 11 | ||||
| Luokka | metalli | ||||
| Lohko | s | ||||
| Ryhmä | 1, alkalimetalli | ||||
| Jakso | 3 | ||||
| Tiheys | 0,968×103 kg/m3 | ||||
| Kovuus | 0,4[1] (Mohsin asteikko) | ||||
| Väri | hopeisen valkoinen | ||||
| Löytövuosi, löytäjä | 1807, Sir Humphry Davy | ||||
| Atomiominaisuudet | |||||
| Atomipaino | 22,989796928[2] amu | ||||
| Atomisäde, mitattu (laskennallinen) | 180 (190) pm | ||||
| Kovalenttisäde | 154 pm | ||||
| Van der Waalsin säde | 227 pm | ||||
| Orbitaalirakenne | [Ne] 3s1 | ||||
| Elektroneja elektronikuorilla | 2, 8, 1 | ||||
| Hapetusluvut | +I | ||||
| Kiderakenne | tilakeskeinen kuutiollinen (BCC) | ||||
| Fysikaaliset ominaisuudet | |||||
| Olomuoto | kiinteä | ||||
| Sulamispiste | 370,87 K (97,72 °C) | ||||
| Kiehumispiste | 1156 K (883 °C) | ||||
| Moolitilavuus | 23,78×10−6 m3/mol | ||||
| Höyrystymislämpö | 97,42 kJ/mol | ||||
| Sulamislämpö | 2,60 kJ/mol | ||||
| Höyrynpaine | 1,43 × 10-5 Pa 1234 K:ssa | ||||
| Äänen nopeus | 3 200 m/s 293,15 K:ssa | ||||
| Muuta | |||||
| Elektronegatiivisuus | 0,93 (Paulingin asteikko) | ||||
| Ominaislämpökapasiteetti | 1,228 kJ/kg K | ||||
| Sähkönjohtavuus | (20 °C) 21,0×106 S/m | ||||
| Lämmönjohtavuus | (300 K) 142 W/(m×K) | ||||
| CAS-numero | 7440-23-5 | ||||
| Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa | |||||
Natrium (lat. natrium, engl. sodium) on pehmeä, kevyt ja reaktiivinen alkalimetalli. Natriumin kemiallinen merkki on Na ja järjestysluku 11. Sen sulamispiste on 97,4 °C, kiehumispiste 880 °C ja CAS-numero 7440-23-5.[3]
Sisällysluettelo |
Historia [muokkaa]
.jpg)
Natriumin yhdisteistä ruokasuola eli natriumkloridi sekä sooda eli natriumkarbonaatti ovat olleet tunnettuja jo tuhansia vuosia. Vapaana alkuaineena natriumin eristi ensimmäisenä 1807 englantilainen kemisti Sir Humphry Davy elektrolyysin avulla sulasta lipeästä eli natriumhydroksidista.[4]
Esiintyminen [muokkaa]
Maapallolla natrium esiintyy aina kemiallisina yhdisteinä. Natriumioni on yhdenarvoinen kationi, Na+. Merivedessä on liuenneena noin 3,5 % natriumkloridia eli ruokasuolaa. Natriumkloridi liukenee veteen täydellisesti Na+-ionina ja Cl--ionina.
Natriumia on myös kasvi- ja eläinorganismeissa, erityisesti natriumkloridina. Natriumia on vähän myös ihmisen veressä, luustossa ja lihaksissa. Natriumkloridi on ihmiselle tärkeä nestetasapainon ylläpitäjä.
Natriumyhdisteitä on myös monissa kallioperän mineraaleissa, esimerkiksi maasälvässä, josta se rapautumisen kautta levittäytyy maaperään.
Natriumia valmistetaan elektrolysoimalla natriumkloridia (NaCl) tai natriumhydroksidia (NaOH).
Neutraalia atomista natriumia esiintyy myös ilmakehättömillä planeetoilla ja kuilla, kuten Kuussa ja Merkuriuksessa, erittäin ohuen "ilmakehän" kaasuna. Mikrometeoroidit ja aurinkotuuli irrottavat natriumia ja vety aurinkotuulessa pelkistää natriumin neutraaleiksi atomeiksi. Kuun "ilmakehässä" on 70 atomia natriumia kuutiosenttiä kohden.[5]
Ominaisuudet [muokkaa]
Ilman vaikutuksesta metallinen natrium hapettuu hieman harmaaksi, kosteassa ilmassa silmänräpäyksessä. Natriumia säilytetään petrolissa. Tavallisissa olosuhteissa se syttyy fluorin ja kloorin vaikutuksesta, mutta lievästi kuumennettuna se reagoi kiivaasti monien aineiden kuten bromin, jodin, vedyn ja rikin kanssa. Veden ja ilman kanssa natrium aiheuttaa palo- ja räjähdysvaaran[3], koska veden kanssa syntyy natriumhydroksidia ja vetyä, ja ilmassa reaktiolämpö sytyttää vedyn palamaan. Kaiken lisäksi kevyenä natrium kelluu vedessä. On havaittu, että tietyn kokoiset natriumpalaset hyppivät itsekseen vedessä, koska osuma veteen vapauttaa vetyä, joka räjähtää ja ampuu palan uudelleen ilmaan.
Natrium on reaktiivisempi kuin kevyempi alkalimetalli litium ja vähemmän reaktiivinen kuin raskaampi kalium. Natrium esiintyy yhdisteissään ionina, jonka hapetusaste on +I (Na+). Useimmat natriumyhdisteet ovat erittäin vesiliukoisia, ja sille tunnetaan harvoja saostavia reagensseja. Liukenemattomia natriumsuoloja ovat natriumbismutaatti (NaBiO3), -oktamolybdaatti (Na2Mo8O25•4H2O), -tioplatinaatti (Na4Pt3S6) ja -uranaatti (Na2UO4); natriummetafosfaatilla (NaPO3) on sekä liukoinen että liukenematon kidemuoto. Natriumpitoisista mineraaleista maasälvät ovat liukenemattomia.
Natriumin värjää liekin kirkkaan oranssiksi ja samasta johtuu natriumvalojen oranssi väri.
Käyttökohteet [muokkaa]
Natriumia tuotetaan ja käytetään melko runsaasti kemianteollisuudessa valmistettaessa esimerkiksi natriumperoksidia (Na2O2) ja natriumsyanidia (NaCN). Lisäksi natriumia käytetään räjähdysaineteollisuudessa, butadieenin (CH2=CH-CH=CH2) polymeroinnissa sekä muissa orgaanisissa synteeseissä. Metallurgiassa sitä käytetään muun muassa titaanin erottamisessa yhdisteistään, kullan ja hopean metallurgisessa puhdistamisessa, sekä niin ikään alumiinilejeerinkien valmistuksessa.
Natriumia sisältäviä lamppuja käytetään esimerkiksi katuvaloissa tuottamaan valoa, joka läpäisee erityisen hyvin sumua ja usvaa. Natriumin tuottama valo on keltaista aallonpituudella 589 nanometriä.[4]
Natrium sulaa matalahkossa lämpötilassa, ja metallina se johtaa lämpöä tehokkaasti. Sulaa natriumia käytetään lämmönsiirtoaineena ydinreaktoreissa, vaikka se on reaktiivisuutensa takia vaarallisempi kuin yleisemmin käytetty vesi. Natriumia käytetään myös tehokkaiden, erityisesti turbomoottoreiden pakoventtiilien sisällä. Natrium auttaa siirtämään nestemäisessä muodossa ollessaan lämpöä tehokkaasti venttiilikanteen edestakaisen liikkeen johdosta. Pakoventtiilin ontto tila ei ole aivan kokonaan täytetty, joten natrium pääsee "hölskymään" ja näin viemään lämpöä venttiilin lautasen läheisyydestä venttiilin varren kautta kanteen. Tekniikkaa on käytetty esimerkiksi ensimmäisissä Saab 99 turbo:ssa.
Lähteet [muokkaa]
- ↑ Antti Kivinen, Osmo Mäkitie: Kemia, s. 325. Otava, 1988. 951-1-10136-6.
- ↑ Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
- ↑ a b Natriumin kansainvälinen kemikaalikortti
- ↑ a b Marko Hamilo: Vesimyrkytykseen voi kuolla Helsingin Sanomat (alkuainesarjan artikkeli natriumista). Viitattu 7.7.2010.
- ↑ S. Alan Stern (1999). "The Lunar atmosphere: History, status, current problems, and context". Rev. Geophys. 37 (4): 453–491. doi:. Bibcode: 1999RvGeo..37..453S.
Aiheesta muualla [muokkaa]
- Natriumin OVA-ohje
- Helsingin yliopiston avoin yliopisto: Ravitsemustieteen perusteita: Natrium
- Fineli: Natriumin lähteet ruoka-aineissa
- The Isotopes Project Home Page: Luettelo natrium isotoopeista (englanniksi)
- Webmineral: Mineral Species containing Sodium (Na) (englanniksi)
- Americanelements: Sodium Technical and Safety Data (englanniksi)
