| Natrium 11Na | |||||||||
| engl. Sodium; arab. natrun, hebr. neter („Soda“) | |||||||||
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| Physikalisch-chemische Eigenschaften |
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Reines Natrium glänzt hell silbrig und besitzt ähnlich wie Silber ein sehr hohes Reflexionsvermögen für Licht. Diese optische
Eigenschaft kann jedoch im normalen Alltagsgebrauch nicht genutzt
werden: Das sehr reaktionsfähige Alkalimetall läuft an feuchter Luft sofort grau an. Es ist ein sehr weiches Metall, die Härte nach Mohs beträgt 0,5. Es lässt sich mit dem Messer leicht schneiden.
Nur Kalium, Cäsium und Rubidium sind noch weicher.
An offener Luft bindet elementares
Natrium Sauerstoff, Wasser und Kohlenstoffdioxid
und wandelt sich allmählich zu einem Gemisch aus Natriumhydroxid, Natriumcarbonat und Natriumhydrogencarbonat
um. Daher wird es unter Paraffinöl oder Petroleum als Schutzflüssigkeit aufbewahrt. Nach Lithium und Kalium ist es das Element mit der geringsten Dichte. Bei völliger Dunkelheit tritt Chemolumineszenz
in Form eines grünen Leuchtens auf. Natrium hat einen niedrigen Schmelzpunkt und besitzt gute elektrische Leitfähigkeit und gute Wärmeleitfähigkeit. Das
Alkalimetall
ist sehr reaktionsfähig und verbrennt an der Luft mit
gelber Flamme. Dabei entsteht gelb gefärbtes Natriumperoxid Na2O2 und farbloses Natriumoxid Na2O. Wie
viel jeweils von den beiden Oxiden bei
der Verbrennung entsteht, hängt von der vorhandenen
Feuchtigkeit, vom
Sauerstoffgehalt und von der Verbrennungstemperatur ab. Bei
höheren Verbrennungstemperaturen entsteht eher Natriumperoxid.
4 Na + O2 
2 Na2O ΔHR = −418 kJ/mol 2 Na + O2
Na2O2 ΔHR = −513 kJ/mol Bei hohem Druck lässt sich Natrium in reinem Sauerstoff zum orangefarbenen Natriumhyperoxid NaO2 oxidieren. Beim Überleiten von Ozon über das stark abgekühlte Hyperoxid erhält man rotes Natriumozonid NaO3,
das durch das Extrahieren mit flüssigem Ammoniak abgetrennt werden
kann. Das Ozonid zersetzt sich aber wieder bei Raumtemperatur. [Lit 5]
Eine gelbe Flammenfarbe
erzeugen auch die Salze des Natriums wie Natriumchlorid oder Natriumcarbonat. Mit Wasser reagiert
elementares Natrium stürmisch unter Bildung von Wasserstoff und Natriumhydroxid. Dieses löst
sich sofort in dem im Überschuss vorhandenen Wasser zu Natronlauge.
2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2 ΔHR = −285,6 kJ/mol Dabei verformt sich das
zuvor gut entrindete, erbsengroße Natriumstück unter Zischen
zunächst zu einer Kugel, die dann über die Wasseroberfläche
flitzt. Versetzt man das Wasser vor dem Versuch mit Phenolphthalein-Lösung,
färbt der Indikator aufgrund der sich bildenden alkalischen Lösung das Wasser pinkfarben.
Kann die dabei entstehende
Reaktionswärme nicht abgeführt werden, beispielweise bei der
Verwendung von sehr wenig Wasser durch Unterlegen eines Filterpapiers
oder durch Einwickeln in ein Tuch, erfolgt eine Entzündung des Natriums
oder sogar eine Explosion. Brennendes Natrium zeigt eine kräftige, gelbe Flamme.
Mit Fluor reagiert Natrium explosionsartig. In flüssigem Brom oder beim Überleiten von Bromdämpfen verbrennt es heftig. Bei der Verwendung von flüssigem Brom kann auch eine Explosion auftreten. In Chlorgas verbrennt Natrium mit gelber Flamme zu Natriumchlorid: 2 Na + Cl2
2 NaCl ΔHR = −514 kJ/mol
Natrium
reagiert auch mit anderen Stoffen. Mit Salzsäure bildet sich unter Wasserstoffentwicklung Natriumchlorid, mit Schwefelsäure entsteht Wasserstoff und Natriumsulfat. Mit Alkoholen erhält man Alkoholate.
Durch Auflösen von Natrium in Ethanol kann man das Alkalimetall sicher entsorgen:
2 Na + 2 C2H5OH
2 C2H5ONa + H2 |
| Physiologie |
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Die
Natrium-Ionen Na+ regulieren zusammen mit den Kalium-Ionen
den Wasserhaushalt und den osmotischen Druck im menschlichen Körper,
beispielsweise im Blut. Sie sind unerlässlich bei der Weiterleitung
von Nervenreizen, bei der Entspannung der Muskulatur, bei der Aufnahme
von Traubenzucker, beim Transport von Nährstoffen und sie stabilisieren
auch das Säure-Base-Gleichgewicht. Natrium wird in chemischen Verbindungen
über Brot, Fleisch, Milch, Mineralwasser und vor allem über das
Speisesalz aufgenommen. Bei Natriummangel treten Muskelkrämpfe, Schwächeanfälle,
Verwirrtheit bis hin zum Koma auf. Zu viel Natrium kann einen hohen Blutdruck
erzeugen. In großen Mengen aufgenommen treten Krampfanfälle,
Fieber, Erbrechen, Übelkeit, Atemnot und starker Durst auf.
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| Vorkommen |
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Häufigkeit sehr häufig
Natrium kommt aufgrund seiner großen Reaktionsfähigkeit in der Natur nicht elementar vor. Natriumverbindungen findet man dagegen sehr häufig. Meerwasser enthält Natriumchlorid in einer Konzentration von durchschnittlich 26,8 Gramm pro Liter, das ist ein Gehalt von knapp drei Prozent. Die Konzentration schwankt je nach Meer. Im Toten Meer kann der Gesamt-Salzgehalt bis zu 28 Prozent betragen.
Zur Gewinnung von Natriumchlorid aus dem Mineral Halit pumpt man Wasser in die Salzlagerstätten und fördert die entstehende Sole nach oben. Durch Eindampfen erhält man dann das begehrte Salz. Salzlagerstätten finden sich beispielsweise in Bad Reichenhall, in Muttenz bei Basel und am Oberrhein, im österreichischen Salzkammergut, in der norddeutschen Tiefebene, in Südpolen, in Südspanien, in Kalifornien oder im Ural.
Zu den Mineralen, aus
denen sich weitere Natriumverbindungen gewinnen lassen, zählen der Nitronatrit, der im Chilesalpeter
enthalten ist, oder der Thenardit,
der ein natürliches Vorkommen des Glaubersalzes darstellt. |
| Geschichte |
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Der englische Chemiker Sir
Humphry Davy führte Schmelzflusselektrolysen
von Natriumhydroxid und von Kaliumhydroxid durch. Voltasäulen standen als Stromquelle zur Verfügung. Als Produkte entstanden Natrium und Kalium. Im November 1807 stellte Davy die Ergebnisse vor der Royal Society in London vor. Er nannte das eine gewonnene Metall Sodium, da er es
auch durch eine Elektrolyse von Soda gewinnen konnte. Das andere Metall bezeichnete er als Potassium, da er es auch aus Pottasche gewinnen konnte. L.W. Gilbert führte den
lateinischen Namen Natronium ein, was sich von „natron“ ableitete, der alchimistischen Bezeichnung für Soda und
Pottasche. Im Mittelalter konnte man diese beiden Stoffe nicht
voneinander unterscheiden.
Der deutsche Name Natrium wurde von J.J. Berzelius vorgeschlagen.
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| Herstellung |
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Die
Herstellung von elementarem Natrium erfolgt in einer Schmelzfluss-Elektrolyse
nach dem Downs-Verfahren. Die Elektrolyse erfolgt
bei sieben Volt und bei bis zu 40000
Ampere oder mehr. Zur Verhinderung der Rückreaktion von Natrium und Chlor ist
die Eisenkathode durch feine Drahtnetze aus Stahl von der übrigen
Zelle getrennt. Das sich an der Kathode abscheidende flüssige Natrium
steigt nach oben und sammelt sich in einer Rinne, von wo es über ein
eisernes Steigrohr kontinuierlich abfließt. Als Nebenprodukt erhält
man Chlor, das an der Anode gebildet wird.
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| Verwendung |
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Natrium
wird zur Herstellung von Natriumverbindungen wie Natriumchlorid, Natriumcarbonat, Natriumperoxid oder
Natriumcyanid eingesetzt. Früher benötigte man es in großen
Mengen zur Herstellung der Antiklopfmittel Bleitetramethyl oder Bleitetraethyl.
Flüssiges Natrium dient aufgrund seiner guten Wärmeleitfähigkeit
als Kühlmittel in Kernreaktoren oder als Wärmeüberträger
in Kraftwerken. Im Labor verwendet man es, um Lösungsmitteln Wasser
zu entziehen, so auch bei Benzol, Diethylether oder Ethanol.
Natriumdampf-Lampen enthalten neben Edelgasen Natrium, das beim Einschalten
der Lampe verdampft und ein gelbes, sehr helles Licht erzeugt. Bei der
Herstellung von Titan oder von Uran wird Natrium als Reduktionsmittel eingesetzt.
Bei einer Reduktion der Erze mit Kohlenstoff würden Carbide entstehen,
die sich kaum noch abtrennen lassen. Bei der Herstellung von Kalium wird geschmolzenes Kaliumchlorid mit Natrium reduziert.
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| Experimente – Medien |
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| Demonstrationen
mit Alkalimetallen Digitale Folien zu den Alkalimetallen Geschichte der Salzgewinnung |
| Natriumverbindungen |
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| Ausgewählte Natriumminerale |
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|
Gefahr
