„Natrium“ – Versionsunterschied

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Natrium, Na, 11
Elementkategorie
Gruppe, Periode, Block	1, 3, s
Aussehen	silbrig weiß
ECHA-InfoCard	100.028.302
Massenanteil an der Erdhülle	2,64
Atomar
Atommasse	22,989770 u
Atomradius (berechnet)	180 (190) pm
Kovalenter Radius	154 pm
Van-der-Waals-Radius	227 pm
Elektronenkonfiguration	[Ne] 3s1
1. Ionisierungsenergie	495,8
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	kubisch raumzentriert
Dichte	0,968 g/cm3
Mohshärte	0,5
Magnetismus	paramagnetisch
Schmelzpunkt	370,87 K (97,72 °C)
Siedepunkt	1156 (883 °C)
Molares Volumen	23,78 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	96,96
Schmelzenthalpie	2,598 kJ·mol−1
Dampfdruck	1,43 · 10−5 Pa bei 1234 K
Schallgeschwindigkeit	3200 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1230 J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit	2,28–2,4
Elektrische Leitfähigkeit	21 · 106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	141 W·m−1·K−1
Chemisch
Oxidationszustände	1
Normalpotential	−2,71 V (Na++ e− → Na)
Elektronegativität	0,93 (Pauling-Skala)
Isotope
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Sicherheitshinweise
	GHS-Gefahrstoffkennzeichnung{{{GHS-Piktogramme}}}
H- und P-Sätze	H: {{{H}}}
	EUH: {{{EUH}}}
	P: {{{P}}}
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. ; Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Version vom 16. Oktober 2007, 17:07 Uhr

Natrium (von ägypt. netjerj „Natron“ aus arab. natrun „Natron“, da Natrium den Hauptbestandteil von Natron bildet, veraltete und englisch-französische Bezeichnung Sodium, Soda) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Na. Es gehört zur 1. Hauptgruppe des Periodensystems und hat die Ordnungszahl 11. Natrium ist ein wachsweiches, silberglänzendes, hochreaktives Alkalimetall. Wegen seiner hohen Reaktionsfreudigkeit kann metallisches Natrium nicht an der Luft aufbewahrt werden, sondern muss unter inerten Bedingungen, wie zum Beispiel in Paraffinöl, gelagert werden.

Natrium wurde 1807 erstmals von Humphry Davy in reiner Form hergestellt, indem er Strom durch eine Schmelze von Natriumhydroxid fließen ließ. Natrium ist in großen Mengen in den Meeren als Natriumchlorid vorhanden. Es ist essentiell für alle Lebewesen und wird häufig in der Form von Natriumchlorid (Kochsalz) dem Essen beigegeben. Das einzige stabile Isotop von Natrium ist ²³Na.

Geschichte

Die Ägypter prägten in der Antike für das aus Sodaseen gewonnene Soda den Begriff netjerj (neter). Die Römer übernahmen dieses Wort als nitrium, die Araber als natrun.^[1] Natriumverbindungen sind im Gegensatz zum elementaren Metall schon sehr lange bekannt und wurden seither aus Meerwasser oder Seen gewonnen, aus Erdlagerstätten abgebaut und gehandelt. Die wichtigste Natriumverbindung Kochsalz (Natriumchlorid) wurde in Bergwerken oder durch Trocknen von Meerwasser in Salinen gewonnen. Der Handel mit Salz war für viele Städte die Grundlage ihres Reichtums, und prägte teils sogar ihren Namen (Salzgitter). Auch andere natürlich vorkommende Natriumverbindungen wie Natriumcarbonat (Soda oder Natron) und Natronsalpeter wurden seit der Antike gewonnen und gehandelt.

Die Herstellung von elementarem Natrium gelang erst im Jahre 1807 Sir Humphry Davy durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumhydroxid (Ätznatron) unter Verwendung von Voltaschen Säulen als Stromquelle. Er gewann zwei verschiedene Metalle: das in Soda enthaltene Natrium nannte er Sodium, was die noch heute gebräuchliche Bezeichnung des Metalls im französischen und englischsprachigen Raum ist; das andere Metall nannte er Potassium (Kalium). Berzelius schlug 1811 den heutigen Namen Natrium vor.^[1]

Vorkommen

Im Universum zählt Natrium zu den häufigen Elementen, nach Häufigkeit geordnet steht es an 14ter Stelle^[2]. Ähnlich häufig sind Elemente wie Calcium oder Nickel. Im ausgestrahlten Licht vieler Himmelskörper, auch dem der Sonne, können die gelben Spektrallinien der D-Serie gut nachgewiesen werden.

Auf der Erde ist Natrium mit einem Anteil an der Erdkruste von 2,36 %^[3], das sechsthäufigste Element. Es kommt aufgrund seiner Reaktivität nicht elementar, sondern stets in Verbindungen, den Natrium-Salzen vor. Daneben kommt es auch in größeren Mengen im Meerwasser vor. Ein Liter Meerwasser enthält durchschnittlich 11 Gramm Natriumionen^[4] . Im menschlichen Körper sind durchschnittlich 100 g Natrium (bei einem Körpergewicht von etwa 70 kg) enthalten.^[5]

Häufige Natriumminerale sind Albit, auch Natronfeldspat genannt, NaAlSi₃O₈ und Oligoklas (Na,Ca)Al(Si,Al)₃O₈. Neben diesen gesteinsbildenden Mineralen, die zu den Feldspaten zählen, kommt Natrium in großen Salzlagerstätten vor. Es existieren vor allem große Lagerstätten an Halit, (Natriumchlorid (umgangssprachlich auch Steinsalz genannt), die durch das Austrocknen von Meeresteilen entstanden sind. Diese stellen auch die wichtigste Quelle zur Gewinnung von Natrium und seinen Verbindungen dar. Bekannte deutsche Salzförderstätten sind u. a. Salzgitter, Bad Reichenhall, Stade und Bad Friedrichshall.

Neben Natriumchlorid kommen auch andere Natriumsalze in der Natur vor. So ist Nitratin oder Natronsalpeter (auch Chilesalpeter genannt) NaNO₃ eines der wenigen natürlichen Nitratminerale. Es kommt wegen seiner guten wasserlöslichkeit aber nur in der besonders trockenen Gegenden, wie der Atacamawüste in Chile vor. Vor Erfindung des Haber-Bosch-Verfahrens war dies der wichtigste Rohstoff für wichtige Düngemittel und Sprengstoffe.

Natriumcarbonat Na₂CO₃ wird ebenfalls natürlich in mehreren Mineralen gefunden. Das bekannteste Mineral ist Soda Na₂CO₃ · 10H₂O. Es wird in großen Mengen abgebaut und vor allem in der Glasherstellung verwendet.

Es existiert noch eine Vielzahl weiterer Natriummineralen (siehe auch: Kategorie:Natriummineral). Ein bekanntes ist der Kryolith (Eisstein, Na₃[AlF₆]), der in geschmolzenem Zustand als Lösungsmittel für Aluminiumoxid bei der Aluminiumherstellung dient. Da das einzige bekannte Kryolith-Vorkommen in Grönland ist allerdings abgebaut ist, wird Kryolith heute künstlich hergestellt.

Gewinnung und Darstellung

Natrium wird hauptsächlich aus Natriumchlorid gewonnen, welches meist bergmännisch oder durch Austrocknung salzhaltiger Lösungen wie dem Meerwasser erhalten wird. Nur ein kleiner Teil des Natriumchlorids wird zu elementarem Natrium weiterverarbeitet, der größte Teil wird als Speisesalz oder für die Herstellung anderer Natriumverbindungen verwendet.

Die großtechnische Herstellung von Natrium erfolgt heute durch Schmelzflusselektrolyse von trockenem Natriumchlorid in einer sogenannten Downs-Zelle. Zur Schmelzpunkterniedrigung wird ein eutektisches Salzgemisch aus 60 % Calciumchlorid und 40 % Natriumchlorid eingesetzt, das bei 580 °C schmilzt. Auch Bariumchlorid ist als Zusatz möglich. Es wird eine Spannung von etwa sieben Volt^[4] angelegt. Für die Herstellung von einem Kilogramm Natrium werden während der Elektrolyse etwa 10 kWh Strom verbraucht, im gesamten Produktionsprozess etwa 12 kWh.^[6]

$\mathrm {Na_{}^{+}+e^{-}\rightarrow Na^{0}}$

Bildung von Natrium an der Kathode

$\mathrm {2\ Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2\ e^{-}}$

Bildung von Chlor an der Anode

$\mathrm {2\ Na^{+}+2\ Cl^{-}\rightarrow 2\ Na+Cl_{2}}$

Gesamtreaktion

Die zylindrische Elektrolysezelle besteht aus einer mittigen Graphitanode und einem seitlichen Kathodenring aus Eisen. Oberhalb der Zelle ist eine Glocke, die das entstandene Chlor sammelt und abführt. Das entstandene Natrium sammelt sich oberhalb der Kathoden und wird durch ein gekühltes Steigrohr aus der Zelle entfernt. Ebenfalls entstandenes Calcium kristallisiert dort aus und fällt in die Schmelze zurück.

Die Elektrolyse von Natriumchlorid löste das Castner-Verfahren ab. Dabei wurde das Natrium durch Schmelzflusselektrolyse von Natriumhydroxid gewonnen. Dieses hatte zwar den Vorteil des geringeren Schmelzpunktes von Natriumhydroxid (318 °C), es wird aber mehr elektrische Energie benötigt. Seit Einführung der Chlor-Alkali-Schmelzfluss-Elektrolyse hat sich der Preis für Natrium drastisch verringert. Damit ist Natrium volumenbezogen das preiswerteste Leichtmetall überhaupt. Der Preis hängt allerdings stark von den Stromkosten und dem Preis für das ebenfalls entstehende Chlor ab.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Kristallstruktur von Natrium, a=429 pm^[7]

Natrium ist ein silberweißes, weiches Leichtmetall. In vielen Eigenschaften steht es zwischen Lithium und Kalium. So liegt der Schmelzpunkt mit 97,82 °C zwischen dem des Lithiums (180,54 °C) und dem des Kaliums (63,6 °C).^[4] Ähnlich ist dies beim Siedepunkt und der spezifischen Wärmekapazität. Mit einer Dichte von 0,971 g · cm⁻¹^[4] ist Natrium eines der leichtesten Elemente. Nur Lithium und Kalium sind von den bei Raumtemperatur festen Elementen leichter. Mit einer Mohshärte von 0,5^[8] ist Natrium so weich, dass man es mit dem Messer schneiden kann.

Natrium kristallisiert wie die anderen Alkalimetalle in einer kubisch innenzentrierten Kugelpackung. Unterhalb von 51 °C geht es in eine hexagonal dichteste Kugelpackung mit den Gitterparametern a=376 pm und c=615 pm über^[7].

Natriumdampf besteht sowohl aus einzelnen Metallatomen, als auch aus Dimeren der Form Na₂. Am Siedepunkt liegen 16 %^[4] der Atome als Dimer vor. Die Bindungslänge der Natrium-Natrium-Bindung liegt bei 371,6 pm^[8] Der Dampf ist gelb und erscheint bei der Durchsicht purpurfarben.

Chemische Eigenschaften

Wie die anderen Alkalimetallen ist Natrium ein sehr unedles Element (Normalpotential: −2,71 V^[4]) und reagiert leicht mit vielen anderen Elementen und zum Teil auch mit Verbindungen. Die Reaktionen sind vor allem mit Nichtmetallen, wie Chlor oder Schwefel, sehr heftig und laufen unter leuchtend gelber Flammenerscheinung ab.

Der ansonsten reaktive Sauerstoff stellt eine Besonderheit dar. Natrium und Sauerstoff reagieren ohne Anwesenheit von Wasser bei Raumtemperatur und auch beim Erwärmen nicht direkt miteinander. Unter einer vollkommen wasserfreien Sauerstoff-Atmosphäre kann Natrium sogar geschmolzen werden, ohne dass es zur Reaktion kommt. Sind dagegen Feuchigkeitsspuren vorhanden, verbrennt es leicht zu Natriumperoxid.

$\mathrm {2\ Na+O_{2}\rightarrow Na_{2}O_{2}}$

Reaktion von Natrium mit Sauerstoff

In Wasser und Alkoholen reagiert Natrium unter Bildung von Wasserstoff und Natriumhydroxid. Durch die hohe Reaktionswärme schmilzt es häufig auf. Bei feiner Verteilung des Natriums und der damit einhergehenden großen Reaktionsoberfläche kann die Reaktion explosiv sein und den Wasserstoff entzünden.

$\mathrm {2\ Na+2\ H_{2}O\rightarrow 2\ NaOH+H_{2}}$

Reaktion von Natrium mit Wasser

Kommt Natrium mit chlorierten Verbindungen wie Dichlormethan, Chloroform, Tetrachlormethan in Kontakt, kommt es unter Bildung von Natriumchlorid zu einer schnellen und exothermen Reaktion.

Isotope

Von Natrium sind insgesamt 15 Isotope und 2 weitere Kernisomere von ¹⁸Na bis ³³Na bekannt.^[9] Von diesen ist nur eines, das Isotop ²³Na natürlich. Damit ist Natrium eines von 22 Reinelementen. Die langlebigsten künstlichen Isotope sind ²²Na, das mit einer Halbwertszeit von 2,602 Jahren^[9] unter Betazerfall in ²²Ne übergeht und ²⁴Na das mit einer Halbwertszeit von 14.959 Stunden^[9] ebenfalls unter Betazerfall zu ²⁴Mg zerfällt. Diese werden als Tracer in der Nuklearmedizin verwendet. Alle anderen Isotope und Isomere haben nur kurze Halbwertszeiten von Sekunden oder Millisekunden.

Verwendung

Straßenleuchte mit Natriumdampf-Hochdrucklampen, erkennbar am typischen orange-gelben Licht. Vergleiche auch mit der Flammenfärbung.

Aus Natrium werden einige wichtige Natriumverbindungen hergestellt, wie zum Beispiel Na₂O₂ (Natriumperoxid), NaNH₂ (Natriumamid), NaCN (Natriumcyanid) und NaH (Natriumhydrid). Es gibt viele verschiedene Verwendungen von Natrium:

Natrium wird in Seifen, welche Natrium- oder Kaliumsalze von Fettsäuren sind, als Gegenion verwendet.
Eine wichtige Anwendung sind die sehr effizienten Natriumdampflampen, welche häufig zur nächtlichen Strassenbeleuchtung eingesetzt werden.
Natrium wird häufig als Reduktionsmittel benötigt. Es wird in der organischen Chemie zur Herstellung von Estern und anderen organischen Verbindungen verwendet. Ebenfalls verwendet wird Natrium als wichtiges Reagenz in der Birch-Reduktion, bei welcher konjugierte System reduziert werden. Auch zur Herstellung von Tetraethylblei, das bis Anfang der 90er Jahre als Antiklopfmittel eingesetzt wurde, wird Natrium benötigt.
Manche Metalle wie Titan, Niob und Tantal werden durch Reduktion mit Natrium hergestellt. Diese Metalle sind stark elektropositiv und die Reduktion mit Kohlenstoff (wie z. B. bei Eisen) führt zu Carbid-Bildung.
Natrium dient zur Gefügeverbesserung von Werkstoffen, beispielsweise zur Desoxidation und Kornfeinung in Aluminium-Siliciumlegierungen.
Da Natrium mit Wasser reagiert, wird es zur Trocknung halogenfreier Lösungsmittel verwendet.
Da Natrium eine hohe Wärmeleitfähigkeit besitzt, wird es zur „Kühlung“ von Ventilen in Hochleistungsmotoren benutzt. Hier sorgt in den Ventilen eingeschlossenes flüssiges Natrium aufgrund seiner hohen Wärmeleitfähigkeit für eine schnelle Abführung der Wärme von den Ventilsitzen in den Ventilschaft. Schon in den 1930er Jahren wurden Hochleistungsmotoren mit natriumgekühlten Ventilen ausgestattet, so der Maybach HL230 des Panzerkampfwagen V Panther. Auch in Kernkraftwerken mit Brutreaktoren wird Natrium zur Kühlung in Primär- und Sekundärkreisläufen verwendet.
Na-K Legierungen aus Natrium und Kalium dienen zur Wärmeübertragung sowie zur Dehalogenierung in der organischen Synthese. Na-K eignet sich auch gut zum Trocknen einiger bereits gut vorgetrockneter Lösungsmittel; so erreicht man besonders niedrige Rest-Wassergehalte. Na-K reagiert mit Wasser zu den entsprechenden Hydroxiden.

Nachweis

Der qualitative Nachweis und die quantitative Bestimmung erfolgen atomspektroskopisch durch die intensiv gelbe Flammenfärbung oder genauer über die Na-Doppellinie bei 588,99 nm und 589,59 nm.

Der Nachweis von Natrium auf rein chemischem Weg ist sehr schwierig. Da fast alle Natriumverbindungen gut wasserlöslich sind, sind klassische Fällungsreaktionen und gravimetrische Bestimmungen kaum möglich. Auch Farbreaktionen sind schwierig, da Natriumionen in wässriger Lösung farblos sind. Von praktischer Bedeutung sind heute daher neben der Ionenchromatographie, nur noch die spektroskopischen Methoden.

Physiologie

Na⁺-Ionen spielen eine wichtige Rolle bei der Regulierung des Wasserhaushaltes von Lebewesen (Regulierung durch osmotischen Druck) sowie bei der Übertragung von Nervenimpulsen. Die Aufnahme von Na⁺ als Mineralstoff ist für Lebewesen daher essentiell.

Mit Speisesalz (NaCl) nehmen Menschen täglich Natrium auf. Dabei entsprechen 5 Gramm Kochsalz etwa 2 Gramm reinem Natrium. Dies entspricht der täglich benötigten Menge eines erwachsenen Menschen. Dass viel Kochsalz gesundheitsschädlich ist, trifft neueren Forschungsergebnissen zufolge nur noch für bestimmte Menschen zu, währenddem jedoch zu wenig Kochsalz in jedem Fall schädlich ist.

Gefahrenhinweise

Kleinere Mengen Natrium werden unter Petroleum aufbewahrt. Für größere Mengen gibt es integrierte Handhabungssysteme mit Schutzgasatmosphäre. Das Natrium ist trotz Schutzgas oder Petroleum häufig von einer Schicht aus NaOH und Na₂O überzogen.

Natriumbrände lassen sich mit Metallbrandpulver (Kochsalz), Kaliumchlorid, Grauguss-Spänen, behelfsweise auch mit Sand oder trockenem Zement löschen. Sand und Zement reagieren jedoch in gewissem Rahmen mit Natrium, was die Löschwirkung mindert. Keinesfalls sollten Wasser, Schaum, ABC-Löschpulver, Kohlenstoffdioxid, Stickstoff oder Halone verwendet werden. Diese Löschmittel reagieren mit Natrium zum Teil stark exotherm, was gegebenenfalls zu stärkeren Bränden und Explosionen führen kann.

Verbindungen

Allgemeines

In Verbindungen kommt das Natrium ausschließlich in der Oxidationsstufe +1 vor. Alle Verbindungen weisen einen stark ionischen Charakter auf, fast alle sind gut wasserlöslich. Natriumverbindungen zählen zu den wichtigsten Salzen vieler Säuren. Industriell werden meist Natriumsalze zur Gewinnung der entsprechenden Anionen verwendet, da deren Synthese kostengünstig ist.

Hydride

Natriumhydrid NaH und Natriumborhydrid NaBH₄ sind starke Reduktionsmittel. In ihnen liegt der Wasserstoff in der Oxidationsstufe −1 vor. Beide werden vorwiegend in der organischen Chemie als Reduktions- und Hydrierungsmittel verwendet. Wenn sie mit Wasser in Berührung kommen, entsteht gasförmiger Wasserstoff H₂.

Halogenverbindungen

Natriumchlorid (NaCl, Speisesalz, Kochsalz) ist das wichtigste Natriumsalz und für den Menschen essentiell. Es ist Namensgeber für die Natriumchlorid-Struktur, eine für viele Salze typische Kristallstruktur.

Daneben sind alle anderen, möglichen Natriumhalogenide, also Natriumfluorid NaF, Natriumbromid NaBr und Natriumiodid NaI, bekannt und stabil.

Sauerstoffverbindungen

Natriumhydroxid (NaOH) ist für die Industrie mit die wichtigste Base. Die wässrige Lösung von Natriumhydroxid wird Natronlauge genannt. Sie wird u. a. für die Herstellung von Seife und Farbstoffen sowie zum Aufschluss von Bauxit bei der Aluminium-Produktion verwendet.

Natrium bildet mit Sauerstoff fünf Oxide:

Natriumperoxid Na₂O₂, das als Oxidations- und Bleichmittel (Papier, Textilrohstoffe) verwendet wird. Diese Verbindung kann explosionsartig reagieren.
Natriumoxid Na₂O wird unter anderem in der Glasherstellung eingesetzt.
Natriumhyperoxid NaO₂ wird bei hohem Druck hergestellt und zersetzt sich oberhalb von 67 °C zu Na₂O₂.
Dinatriumtrioxid Na₂O₃ wurde bisher nur im Labor bei −80 °C hergestellt und zerfällt leicht zu Natriumoxid und Sauerstoff.
Natriumtrioxid NaO₃, kann bei niedriger Temperatur durch Reaktion von NaOH mit Ozon erhalten werden.

Schwefelverbindungen

Mit Schwefelwasserstoff bildet Natrium zwei Salze, das Natriumsulfid Na₂S und das Natriumhydrogensulfid NaHS. Beide werden u. a. zur Schwermetallfällung verwendet.

Natriumsulfat Na₂SO₄, das Natriumsalz der Schwefelsäure, wird u. a. in Waschmitteln und in der Papierindustrie im Sulfatverfahren eingesetzt. Wie andere zweiwertige Anionen bildet Sulfat neben dem Natriumsulfat noch Natriumhydrogensulfat.

Es gibt noch weitere Natrium-Schwefel-Sauerstoff-Verbindungen. Dies sind beispielsweise:

Natriumthiosulfat Na₂S₂O₃, das in der Fotografie als Fixiersalz verwendet wird.

Natriumsulfit Na₂SO₃ und Natriumhydrogensulfit NaHSO₃, die Natriumsalze der schwefeligen Säure

Natriumpersulfat Na₂S₂O₈, das Natriumsalz der Peroxodischwefelsäure

Natriumdisulfat Na₂S₂O₇, das Natriumsalz der Dischwefelsäure

Natriumdisulfit Na₂S₂O₅

Weitere Natriumverbindungen

Natriumcarbonat Na₂CO₃ und Natriumhydrogencarbonat NaHCO₃ sind die Natriumsalze der Kohlensäure. Sie zählen, neben Natriumchlorid und Natriumhydroxid, zu den wichtigsten Natriumverbindungen. Natriumcarbonat (häufig mit dem Trivialnamen Soda bezeichnet) wird in großen Mengen bei der Glasherstellung benötigt. Natriumhydrogencarbonat wird als Backpulver verwendet. Es bildet beim Erhitzen mit Säuren Kohlenstoffdioxid und Wasser.

Natriumnitrat NaNO₃, das Natriumsalz der Salpetersäure, ist eine der seltenen natürlich vorkommenden Nitratverbindungen (Chilesalpeter). Natriumnitrat wird als Düngemittel und als Konservierungsmittel verwendet.

Auch viele andere Säuren bilden mit Natrium Salze, z. B. die Phosphorsäure: Dinatriumhydrogenphosphat Na₂HPO₄, Natriumdihydrogenphosphat NaH₂PO₄ und Natriumphosphat Na₃PO₄.

Natriumcyanid NaCN ist das Salz der Blausäure. Kommt das feste Natriumcyanid mit Säure in Berührung, bildet sich gasförmige äußerst giftige Blausäure (HCN). Natriumcyanid ist billiger und wird dadurch in der Industrie häufiger verwendet als das bekanntere Kaliumcyanid.

Natriumhypochlorit NaOCl und Natriumchlorat NaClO₃ zählen zu den stabilen Salzen der sonst instabilen hypochlorigen Säure bzw. der Chlorsäure.

Natriumazid NaN₃ ist das Natriumsalz der Stickstoffwasserstoffsäure und wird zur Herstellung anderer Azide (z. B. Bleiazid) verwendet.

Natriumamid hat die Zusammensetzung NaNH₂. Es ist eine sehr starke Base und wird in der organischen Chemie verwendet.

Natriumpropionat und Trinatriumcitrat sind Beispiele für Natriumsalze organischer Säuren.

Einzelnachweise

↑ ^a ^b Mineralienatlas: Natrium
↑ A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system in: Space Science Reviews, 1970, 15, 121-146
↑ K. H. Wedepohl: The composition of the continental crust, in: Geochimica et Cosmochimica Acta, 1995, 59, 7, 1217–1232
↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1
↑ W. Kaim, B. Schwederski: Bioanorganische Chemie, 4. Auflage, Teubner, Wiesbaden, 2005 ISBN 3-519-33505-0
↑ Zusammenfassung über Alkalimetalle von wiley-vch
↑ ^a ^b K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente in: Acta Crystallographica, 1974, B30, S. 193–204
↑ ^a ^b Natrium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften
↑ ^a ^b ^c G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The Nubase evaluation of nuclear and decay properties

Literatur

Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1
N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, 1988, ISBN 3-527-26169-9
David M. Adams: Inorganic Solids. Wiley, London 1974. ISBN 0-471-00470-7

Weblinks

Wiktionary: Natrium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Natrium – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

[MinAtlas-1] Mineralienatlas: Natrium

[2] A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system in: Space Science Reviews, 1970, 15, 121-146

[3] K. H. Wedepohl: The composition of the continental crust, in: Geochimica et Cosmochimica Acta, 1995, 59, 7, 1217–1232

[HoWi-4] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1

[Kaim-5] W. Kaim, B. Schwederski: Bioanorganische Chemie, 4. Auflage, Teubner, Wiesbaden, 2005 ISBN 3-519-33505-0

[6] Zusammenfassung über Alkalimetalle von wiley-vch

[Schubert-7] K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente in: Acta Crystallographica, 1974, B30, S. 193–204

[webelements-8] Natrium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften

[nubase-9] G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The Nubase evaluation of nuclear and decay properties

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 Kommt Natrium mit chlorierten Verbindungen wie [[Dichlormethan]], [[Chloroform]], [[Tetrachlormethan]] in Kontakt, kommt es unter Bildung von Natriumchlorid zu einer schnellen und exothermen Reaktion.
+== Isotope ==
+Von Natrium sind insgesamt 15 [[Isotop]]e und 2 weitere [[Kernisomer]]e von <sup>18</sup>Na bis <sup>33</sup>Na bekannt.<ref name="nubase">G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: ''[http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf The Nubase evaluation of nuclear and decay properties]''</ref> Von diesen ist nur eines, das Isotop <sup>23</sup>Na natürlich. Damit ist Natrium eines von 22&nbsp;[[Reinelement]]en. Die langlebigsten künstlichen Isotope sind <sup>22</sup>Na, das mit einer Halbwertszeit von 2,602 &nbsp;Jahren<ref name="nubase"/> unter [[Betazerfall]] in <sup>22</sup>Ne übergeht und <sup>24</sup>Na das mit einer Halbwertszeit von 14.959&nbsp;Stunden<ref name="nubase"/> ebenfalls unter Betazerfall zu <sup>24</sup>Mg zerfällt. Diese werden als [[Tracer (Nuklearmedizin)|Tracer]] in der [[Nuklearmedizin]] verwendet. Alle anderen Isotope und Isomere haben nur kurze Halbwertszeiten von Sekunden oder Millisekunden.
 == Verwendung ==

„Natrium“ – Versionsunterschied

Version vom 16. Oktober 2007, 17:07 Uhr

Inhaltsverzeichnis

Geschichte

Vorkommen

Gewinnung und Darstellung