ოქროს საწმისი (ბერძნ. Χρυσόμαλλον Δέρας) ბერძნულ მითოლოგიაში ცხვარი ქრიზომალოსის ოქროს ტყავი იყო, რომელიც ერთ-ერთი ვერსიით ჰერმესმა გამოგზავნა ჰერას ან თავად ზევსის ბრძანებით, და რომლის ზურგზე ორქომენეს მეფე ათამანტეს შვილები - ფრიქსე და ჰელე - აზიის ნაპირებისკენ გაემგზავრნენ დედინაცვალი ინოსგან გადასარჩენად. გზად ჰელე ზღვაში ჩავარდა, რომელიც მას შემდეგ მის სახელს ატარებს - ჰელესპონტი (თანამედროვე დარდანელის სრუტე).

ფრიქსემ კოლხეთის სანაპიროს მიაღწია და ცხვარი ზევსს შესწირა, ხოლო მისი ოქროს ტყავი კოლხეთის მეფეს უბოძა. ოქროს საწმისი კოლხთა კეთილდღეობის გარანტი გახდა, რომელსაც არესის ტყეში დრაკონი დარაჯობდა. სწორედ აქედან მოიტაცა იასონმა მედეას დახმარებით და არგონავტებთან ერთად საწმისი და საბერძნეთში წაიღო.

Sodium in chlorine gas

მიზანი:  ნატრიუმის გამოცნობა ალის შეფერილობის ცვლილებით.

სამუშაოს მსვლელობა:
1. აიღეთ ფოლადის ღერო და სპირტქურის ალზე გაახურეთ.

2. ჩაუშვი ფოლადის ღერო ნატრიუმის ქლორიდის ხსნარში და კვლავ შეიტანე სპირტქურის ალში. შეიცვალა თუ არა ალის შეფერილობა? როგორ?

პასუხი: 

ალის შეფერილობა ნამდვილად შეიცვალა! ის გახდა ნარინჯისფერი (ოქროსფერი)

ტუტე ლითონები

ტუტე ლითონები - Iა ჯგუფის ელემენტები მენდელეევის პერიოდული სისტემის პირველი ჯგუფის ელემენტები – ლითიუმი (Li), ნატრიუმი (Na), კალიუმი (K), რუბიდიუმი (Rb), ცეზიუმი (Cs), ფრანციუმი (Fr) ტუტე ლითონებია. ეს სახელწოდება მათ შესაბამისი ჰიდროქსიდების – ტუტეებიდან მიიღეს. ყოველი პერიოდი პირველის გარდა ტუტე ლითონებით იწყება. ჯგუფში ატომური ნომრის ზრდასთან ერთად იზრდება ატომის რადიუსი, მცირდება იონიზაციის ენერგია, ე.ი. იზრდება ლითონთა ქიმიური აქტივობა.

თვისებები

მათი გარე შრის აღნაგობა ერთნაირია (გარე შრეზე ერთი S ელექტრონია), ამიტომ ტუტე ლითონების თვისებები მსგავსია. მათ შეუძლიათ ადვილად გასცენ გარე შრის, ბირთვთან სუსტად დაკავშირებული ელექტრონი და წარმოქმნან მდგრადი კათიონები +1 ჟანგვის ხარისხით. ტუტე ლითონებისათვის დამახასიათებელი დაბალი ელექტროუარყოფითობა და მაღალი აღმდგენი თვისებები. მათ ახასიათებთ ბზინვარება, თბოგამტარობა, ელექტროგამტარობა და პლასტიკურობა. ატომური რადიუსის გაზრდით იზრდება მათი სიმკვრივე, მაგრამ მცირდება ლღობის და დუღილის ტემპერატურები, რადგან იონთა რადიუსის გაზრდით სუსტდება ქიმიური ბმები და კრისტალები უფრო დაბალ ტემპერატურაზე ირღვევა. ტუტე ლითონებისათვის დამახასიათებელი ალის შეფერადება წვისას, ალის ფერის მიხედვით შესაძლებელია მათი გამოცნობა: ნატრიუმი იძლევა ყვითელ, კალიუმი – იისფერ შეფერილობას და ა.შ. ტუტე ლითონების ოქსიდის ზოგადი ფორმულაა EշO ჰიდროქსიდისა (ტუტის) E-OH, წყალბადნაერთებისა კი – EH. წყალბადნაერთებს ჰიდრიდები ეწოდება. თუტე ლითონთა წყალბადნაერთები – ჰიდრიდები თეთრი კრისტალური ნივთიერებებია ისინი ადვილად შედის წყალთან რეაქციაში შესაბამისი ტუტეების წარმოქმნით. მეტალთა იონების რადიუსის ზრდის გამო რიგში LiOH-NaOH-KOH-RbOH-CsOH ფუძე თვისებები თანდათან ძლიერდება. ტუტე ლითონები მაღალი აქტიურობის გამო თავისუფალი სახით ბუნებაში არ გვხვდება. Na და K ბუნებაში გავრცელებულია მნიშვნელოვანი შენაერთების (NaCl, KCl, NaCl-KCl…) სახით. ჰაერზე ტუტე მეალები სწრაფად იჟანგება, ამიტომ მათ ნავთში ინახავენ.

საერთო თვისებები

ტუტე ლითონები ბევრი საერთო თვისებით ხასიათდება:

• დაბალ ტემპერატურაზე უერთდება ჟანგბადს. მიიღება შესაბამისი ოქსიდი: 4E+Oշ―>2EշO
• ოთახის ტემპერატურაზე ჟანგბადში წვის შედეგად წარმოქმნის პეროქსიდს: 2E+Oշ―>EշOշ
• იწვის ქლორის არეში. წარმოიქმნება შესაბამისი მარილები – ქლორიდები: 2E+Clշ―>2ECl
• მაღალ ტემპერატურაზე ენერგიულად რეაგირეს გოგირდთან სულფიდების წარმოქმნით: 2E+S―>EշS
• აძევებს წყალბადს წყლიდან: 2E+2HշO―>2EOH+Hշ

რეაქციის შედეგად გამოიყოფა წყალბადი და ხსნარში მიიღება ტუტე.

გამოყენება

აქტიურობის გამო თავისუფალი სახით ტუტე ლითონების გამოყენება შეზღუდულია. ნატრიუმი და მისი შენადნობი კალიუმთან გამოიყენება როგორც სითბოგამტარი ბირთვულ დანადგარებში, ასევე მეტალოთერმიაში. Rb-სა და Cs-ს იყენებენ ფოტოელემენტებში. თანამედროვე მრეწველობასა და ტექნიკაში განსაკუთრებით გამოიყენება ლითიუმი და მისი ნაერთები: მეტალურგიაში, ავტომანქანების აკუმულატორებში, საცხებად, ატომურ ენერგეტიკაში და სხვა.

ჰიდროქსიდი

ვიკიპედიიდან, თავისუფალი ქართულენოვანი ენციკლოპედიიდან

გადასვლა: ნავიგაცია, ძიება

ჰიდროქსიდები (ჰიდროჟანგები) ეს არის ქიმიური ელემენტების ოქსიდების ნაერთები წყალთან. ცნობილია თითქმის ყველა ქიმიური ელემენტის ჰიდროქსიდი; ზოგიერთი მათგანი ბუნებაში მინერალის სახით გვხვდება.

ჰიდროქსიდი — ქიმიაში, ეს არის ორ ატომიანი იონი OH⁻, რომელიც შედგება ჟანგბადისა და წყალბადისაგან. როგორც წესი მიიღება ფუძეების დისოციაციის მეთოდით. ჰიდროქსიდი არის ერთ ერთი უმარტივესი მრავალატომიანი იონი.

კლასიფიკაცია

იმისდა მიხედვით თუ როგორი ტიპისაა შესაბამისი ოქსიდი ფუძე, მჟავა თუ ამფოტერული განასხვავებენ:

• ფუძე ჰიდროქსიდები (ფუძე) - ჰიდროქსიდები, რომლებიც ამჟღავნებენ ფუძის თვისებები (მაგალითად, კალციუმის ჰიდროქსიდი Ca(ОН)₂, კალიუმის ჰიდროქსიდი KOH, ნატრიუმის ჰიდროქსიდი NaOH და სხვა.);
• მჟავა ჰიდროქსიდები (ჟანგბადიანი მჟავეები) — ჰიდროქსიდები რომლებიც ამჟღავნებენ მჟავა თვისებებს (მაგალითად, აზოტმჟავა HNO₃, გოგირდმჟავა H₂SO₄, გოგირდოვანი მჟავა H₂SO₃ და სხვა.)
• ამფოტერული ჰიდროქსიდები, პირობებიდან დამომდინარე ზოგჯერ ფუძე თვისებებს ამჟღავნებენ ზოგჯერ მჟავის თვისებებს. (მაგალითად, ალუმინის ჰიდროქსიდი Al(ОН)₃, თუთიის ჰიდროქსიდი Zn(ОН)₂).

ტერმინი «ჰიდროქსიდი» ხშირად გამოიყენება მხოლოდ ფუძე ან ამფოტერული ჰიდროქსიდების მიმართ.

ოქსიდი

ოქსიდი (ჟანგი) — ქიმიური ელემენტისა და ჟანგბადის ნაერთი, სადაც ჟანგბადი უერეთდება მხოლოდ ნაკლებად ელექტროუარყოფით ელემენტებს. ქიმიური ელემენტი - ჟანგბადი (O), ელექტროუარყოფითობით მეორეა ფტორის შემდეგ, ამიტომაც ოქსიდებს ქმნიან თითქმის ყველა ელემენტი. გამონაკლისს წარმოადგენს ჟანგბადის დიფტორიდი OF₂.

ოქსიდები მეტად გავრცელებული ნაერთია დედამიწის ქერქში და სამყაროში საერთოდ. ასეთი შენაერთების მაგალთს წარმოადგენს: ჟანგი, წყალი, ქვიშა, ნახშირორჟანგი, მთელი რიგი საღებავები. ოქსიდებად იწოდება მთელი რიგი მინერალებისა, სადაც ჟანგბადთან უმთავრესად ლითოენიბია შეერთებული.

შენაერთები რომლებიც შეიცას ჟანგბადის ერთმანეთთან შეერთებულ ატომებს, ეწოდება პეროქსიდები (ზეჟანგი) და სუპეროქსიდები. ისინი ოქსიდების კატეგორიას არ მიეკუთვნებიან.

ქრომის ოქსიდი(III)

ტყვიის ოქსიდი (სურიკი) Pb₃O₄)

ქიმიური თვისებების მიხედვით განასხვავებენ:

• მარილ წარმომქმნელი ოქსიდები:
  • ფუძე ოქსიდები (მაგ. ნატრიუმის ოქსიდი Na₂O, სპილენძის ოქსიდი (II) CuO): ლითონების ოქსიდები, რომლის დაჟანგვის ხარისხია I—II;
  • მჟავა ოქსიდები (მაგ., გოგირდის ოქსიდი(VI) SO₃, აზოტის ოქსიდი (IV) NO₂): ლითონის ოქსიდები დაჟანგვის ხარისხით V—VII ამფოტერული ოქსიდები (მაგ., თუთიის ოქსიდი ZnO, [[ალუმინის ოქსიდი] Al₂О₃): ლითონთა ოქსიდები დაჟანგვის ხარისხით III—IV და გამონაკლისი (ZnO, BeO, SnO, PbO);
• მარილ არ წარმომქმნელი ოქსიდები: ნახშირბადის ოქსიდი (II) СО, აზოტის ოქსიდი(I) N₂O, აზოტის ოქსიდი(II) NO, სილიციუმის (კაჟის) ოქსიდი(II) SiO.

არამეტალები, ჰალოგენების გამორიცხვით, მეტნაკლებად უერთდებიან ჟანგბადს და წარმოქმნიან ოქსიდებს. ჰალოგენების ოქსიდები არაპირდაპირი გზით მიიღება. როგორც ცნობილია, არა მეტალების უმეტესობას ცვლადი ვალენტობა ახასიათებს. თითოეულ არამეტალს ერთი კი არა რამდნეიმე ოქსიდი აქვს. მაგ. ნახშირბადს ორი ( CO და CO2 ) გოგირდს ორი (SO2, SO3,), აზოტს ხუთი (N2O, NO, N2O3 NO2, N205) და ა.შ. ოქსიდებში მკაფიოდ იჩენს თავს არამეტალების თვისებები და მათი პერიოდულობა. მაგალითისათვის ავიღოთ მესამე პერიოდის არამეტალების უმაღლესი ოქსიდები: SiO2j P2O5, SO3, QL2O7 დაბალვალენტიანი ოქსიდები თითქმის არ ურთიერთქმედებენ წყალთან, ამიტომაც უწოდებენ მათ განურჩეველს ანუ მარილარწარმომქმნელებს: CO, N2O, NO, H2O. განვიხილოთ ფტორის ნაერთი ჟანგბადთან. ამ ოქსიდის მისაღებად ფტორს ატარებენ ტუტის სუსტ ხსნარში:

2NaOH+2F2=2NaF+H2O+F2O

მხოლოდ ამ ნაერთში ავლენს ჟანგბადი დადებით დაჟანგვის ხარისხს, რადგან ელექტრონული წყვილები, რომელებიც ამყარებენ ქიმიურ ბმას ფტორსა და ჟანგბადს შორის, გადანაცვლებულია უფრო აქტიური ფტორისაკენ. ფტორს უფრო მეტი ელექტროუარყოფითობა ახასიათებს ვიდრე ჟანგბადს. ახლა განვიხილოთ სილიციუმის ორჟანგი (ოქსიდი). სილიციუმის ოქსიდი აირადი ნახშიროჟანგისაგან განსხვავებით მყარი, მტკიცე და ძნელად ლღობადია (ლღვება 17130). მის მიზეზია სილიციუმის ოქსიდის კრისტალის განსაკუთრებული აღნაგობა.

სილიცუმის თითოეული ატომი დაკავშირებულია არა ორ ატომ ჟანგბადთან, როგორც CO2-ის მოლეკულაში, არამედ ოთხ ატომთან ვღებულობთ მტკიცე სტრუქტურას. ამ მიზეზით სილიციუმის ოქსიდი არ იხსნება წყალში, სილიციუმმჟავა კი ამ ოქსიდზე რომ რეაგირებს და არა პირდაპირდაპირი გზით ღებულობენ, შედგება არა ცალკეული H2SIO3. მოლეკულისაგან, არამედ ნაწილობრივ ინარჩუნებს სილიციუმის ოქსიდის ბადისებურ სტრუქტურას ამიტომაც სილიციუმის მჟავა სხვა მინერალური მჟავებისაგან განსხვავებით არ იხსნება წყალში, არ არის სითხე და არააქროლადია.

ნომენკლატურა

ძაან ხშირად გამოიყენება ოქსიდების სხვა სახელწოდება ჟანგბადის ატომების რაოდენობის მიხედვით. ჟანგბადის ერთი ატომის დროს - მონოოქსიდი, ორი ატომის დროს — დიოქსიდი ან ორჟანგი, სამი ატომის დროს — ტრიოქსიდი ან სამჟანგი და ა.შ. მაგალითად: ნახშირბადის მონოქსიდი CO, ნახშირბადის დიოქსიდი СО₂, გოგირდის ტრიოქსიდი SO₃.

ასევე გავრცელებულია ისტორიულად ჩამოყალიბებული ტრივიალური სახელწოდებები, მაგ. გოგირდის ანჰიდრიდი SO₃ და ა.შ.

ქიმიური თვისებები: ფუძე ოქსიდები

1. ფუძე ოქსიდი + მჟავა = მარილი + წყალი CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

შენიშვნა: ორთოფოსფორის ან ძლიერი მჟავა.

2. ძლიერფუძიანი ოქსიდი + წყალი = ტუტე

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

3. ძლიერფუძიანი ოქსიდი + მჟავა ოქსიდი = მარილი

CaO + Mn₂O₇ = Ca(MnO₄)₂

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

4. ფუძე ოქსიდი + წყალბადი = ლითონი+ წყალი

CuO + H₂ = Cu + H₂O

შენიშვნა: ლითონი უფრო ნაკლებად აქტიურია ვიდრე ალუმინი.

ქიმიური თვისებები: მჟავა ოქსიდები

1. მჟავა ოქსიდი + წყალი = მჟავა SO₃ + H₂O = H₂SO₄

ზოგიერთი ოქსიდები მაგ. SiO₂, წყალთან საერთოდ არ რეაგირებს, ამიტომ მათ მჟავებს პირდაპირი ხერხით ვერ ღებულობენ.

2. მჟავა ოქსიდი + ფუძე ოქსიდი = მარილი CO₂ + CaO = CaCO₃ 3. მჟავა ოქსიდი + ფუძე = მარილი + წყალი

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

თუ მჟავა ოქსიდი წარმოადგენს მრავალფუძიანი მჟავის ანჰიდრიდს, შესაძლებელია მჟავე ან საშუალო მარილების წარმოქმნა: Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

4. არა აირადი ოქსიდი + მარილი 1 = მარილი 2 + აირადი ოქსიდი

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂↑

ქიმიური თვისებები: ამფოტერული ოქსიდები

ძლიერ მჟავეებთან ან მჟავე ოქსიდებთან ურთირთქმედების დროს ამჟღავნებენ ფუძე თვისებებს: ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O ძლიერ ფუძეებთან ან ფუძე ოქაიდებთან ურთიერთქმედების დროს ამჟღავნებს მჟავა თვისებებს:

ZnO + 2KOH + H₂O = K₂[Zn(OH)₄] (წყლის ხსნარში) ZnO + CaO = CaZnO₂ (შედნობის დროს)

ოქსიდების მიღება

1. ელემენტარული ნივთიერებების (ინერტული გაზების, ოქროს და პლატინას გარდა) ჟანგბადთან ურთიერთქმედებით:

2H₂ + O₂ = 2H₂O

2Cu + O₂ = 2CuO

ტუტე ლითონების ჟანგბადში წვის დროს (გარდა ლითიუმისა, ასევე სტრონციუმისა და ბარიუმისა რადგან წარმოიქმნება პეროქსიდები და ზეპეროქსიდები ):

2Na + O₂ = Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

2. ბინარული ნაერთების მოწვა ან წვა ჟანგბადში:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

CS₂ + 3O₂ = CO₂ + 2SO₂

2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O

3. მარილების თერმული დაშლა:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑

2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑

4. ფუძეების ან მჟავეების თერმული დაშლა:

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O↑

4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O 5. დაბალი ოქსიდების დაჟანგვა მაღალში და მაღალი ოქსიდების აღდგენა დაბალით:

4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃

Fe₂O₃ + CO = 2FeO + CO₂↑

6. ზოგიერთი ლითონების ურთიერთქმედება წყალთან მაღალი ტემპერატურის პირობებში:

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

7. მარილების ურთიერთქმედება მჟავა ოქსიდებთან გახურებით და CO2 გამოყოფით:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + P₂O₅↑

8. ლითონების ურთიერთქმედება მჟავეებთან:

Zn + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

9. წყალწამრთმევი ნივთიერებების მოქმედება მჟავეებთან და მარილთან:

2KClO₄ + H₂SO_4(конц) = K₂SO₄ + Cl₂O₇ + H₂O

10. სუსტი არამდგრადი მჟავათა მარილებზე უფრო ძლიერი მჟავების მოქმედებით:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂↑

კალიუმი

K	19
39,0983
[Ar] 4s1
კალიუმი

კალიუმი (K) — (ლათ. Kalium). I ჯგუფის ტუტე მეტალი. ატომური ნომერი — 19; ატომური წონა — 39,10. მიღებული იყო დევის მიერ 1807 წელს ელექტროლიზის საშუალებით მწვავე კალიუმის ხსნარიდან. სახელწოდება კალიუმი მიიღო არაბული სიტყვიდან ალკალი „ტუტე“.

ფიზიკური თვისებები

მოვერცხლისფრო-თეთრი მეტალია. სიმკვრივე 0,86 გ/სმ3, ძალიან მსუბუქია, ადვილად იჭრება დანით. ბუნებრივი კალიუმი შედგება ორი სტაბილური 3919K (93,08%) და 4119K (6,91%) და ერთი რადიოაქტიური იზოტოპისაგან 4019K (0,01%). ლღობის ტემპერატურა 100 0C-ზე დაბალია.

იზოტოპები

ელექტრონული აღნაგობა

მთავარი სტატია : კალიუმის იზოტოპები.

ბუნებრივი კალიუმი შედგება 3 იზოტოპისაგან. ორი მათგანი მდგრადი სტაბილურია: ³⁹K (იზოტოპური გავრცობადობა 93,258 %) და ⁴¹K (6,730 %). მესამე იზოტოპია ⁴⁰K (0,0117 %) წარმოადგენს ბეტა-აქტიურს ნახევრად დაშლის პერიოდია 1,251×10⁹ წელი. ბუნებრივი კალიუმის ყოველ გრამში 1 წმ-ის განმავლობაში იშლება საშუალოდ 32 ბირთვი ⁴⁰K, რის გამოც, მაგალითად ადამიანის 70 კგ. ორგანიზმში ყოველ წამში ხდება მიახლოებით 4000 რადიოაქტიული დაშლა. ითვლება რომ ⁴⁰K არის გეოთერმული ენერგიის ერთ ერთი მთავარი წყარო მიწის წიაღში. კალიუმიან მინერალებში, თანდათანობით გროვდება ⁴⁰Ar, კალიუმ-40 -ის დაშლის ერთ ერთი პროდუქტი, რაც საშვალებას იძლევა ქანების წლოვანების დადგენისა; კალიუმ-არგონის მეთოდი წარმოადგენს ბირთული გეოქრონოლოგიის ძირითად მეთოდს.

ბუნებაში გავრცელება

ბუნებაში ტუტე მეტალები თავისუფალი სახით არ გვხვდებიან. კალიუმი შედის სხვადასხვა მინერალების და მთის ქანების-სილიკატების შედგენილობაში. მიწის ზედაპირის მყარ ქერქში ის ასზე მეტ მინერალს წარმოშობს, გარდა ამისა, მცირე რაოდენობით ის ასეულობით სხვა მინერალების შემადგენლობაშიც შედის. მისი საშუალო შემადგენლობა მიწის ქერქში 2,5% უახლოვდება. ეს საკმაოდ დიდი რიცხვია და იმის მაჩვენებელია, რომ კალიუმი გაბატონებულ ელემენტთა რიცხვს ეკუთვნის. მიწაზე კალიუმის ატომების აკვანს გრანიტები და მჟავე ლავები წარმოადგენენ. ეს ქანები ადვილად იშლებიან მიწის ზედაპირზე-ჰაერის, წყლისა და ნახშირმჟავას მოქმედებით. როდესაც დედამიწის სიღრმეში ცივდება გამდნარი მაგმა და ცალკეული ელემენტები მასში მოძრაობის უნარის, მქროლადი გაზების ანდა, პირიქით, მოძრავ, ადვილად მდნადი ნაწილაკების წარმოქმნის მიდრეკილების მიხედვით ნაწილდებიან, კალიუმი სწორედ ამ უკანასკნელთ მიეკუთვნება. კალიუმი შავი და თეთრი ფერის ქარსების შემადგენლობაშიც შედის.ოკეანეთა ფსკერის ბაზალტურ ქანებში კი ის 0,3%-ზე მეტი არ არის. ზღვის წყალში მის მხოლოდ უმნიშვნელო რაოდენობას ვხვდებით, დედა-ქანებში კალიუმის ყოველი 1000 ატომიდან ზღვის აუზს მხოლოდ 2 ატომი აღწევს, 998-ს კი ნიადაგის საფარი შთანთქავს და ამაშია ნიადაგის სასწაულებრივი ძალა. კალიუმის ატომები იმდენად თავისუფლად არიან შებმული ნიადაგთან, რომ მცენარის ყოველ უჯრედს თავისუფლად შეუძლია მათი შთანთქმა და თავის სასიცოცხლოდ გამოყენება. ამგვარად, თავისი მიგრაციის ერთ-ერთ ციკლს კალიუმი ნიადაგიდან იწყებს: ის შეიწოვება მცენარეთა ფესვებით, გროვდება მათ მკვდარ დანაგროვებში, ნაწილობრივ გადადის ცხოველისა და ადამიანის ორგანიზმებში და ისევ ლპობის შედეგად უბრუნდება ნიადაგს, საიდანაც ის ოდესღაც ცოცხალმა უჯრედმა ამოიტანა.

კალიუმი

ქიმიური თვისებები

• კალიუმი ძლიერი აღმდგენია. ჰაერზე სწარაფად იჟანგება,მეტალის კრიალა ზედაპირი ჰაერზე მალე იფარება ოქსიდის ფენით, უფრო სწორედ კალიუმის პეროქსიდი ამიტომ ნავთში ინახავენ.

კალიუმის ოქსიდი კი მიიღება ჟანგბადით ღარიბ გარემოში ლითონის გახურებით, არა უმეტეს 180°C

ან კალიუმის სუპეროქსიდის გახურებით კალიუმ ლითონთან ერთად

(კალიუმის ჰიპეროქსიდი).

ზეჟანგებში კალიუმი ერთვალენტოვანია.

• ადვილად ურთიერთქმედებს ბევრ არამეტალთან, ენერგიულად რეაგირებს წყალთან და რეაქციის დროს გამოყოფილი სითბოს გამო მაშინვე აალდება. უფრო ენერგიულად მოქმედებს მჟავებთან. მაღალ ტემპერაურაზე უერთდება წყალბადს და წარმოიქმნება კალიუმის ჰიდრიდი KH, რომელიც თავისი ბუნებით მარილის მსგავსია. ამ ნაერთში კალიუმს აქვს დადებითი დაჟანგულობის ხარისხი, წყალბადს-უარყოფითი K⁺H^- .

,

• კალიუმი აქტიურად რეაგირებს ჰალოგენებთან, რის შედეგადაც მიიღება მარილები

,

კალიუმი იწვის იისფერი ალით, მისი წვის შედეგად მიიღება ზეჟანგები ფხვნილის სახით

მიღება

კალიუმი ელექტროლიზური გზით მიიღება. მეტალურ კალიუმს ღებულობენ კალიუმის ქლორიდის ნალღობის ელექტროლიზით.

მეტალური კალიუმი ადვილად მიიღება აგრეთვე გალღობილი კალიუმის ჰიდროქსიდის ელექტროლიზით. გალღობისას კალიუმის ტუტე მთლიანად იშლება იონებად

კალიუმის მიღების ამ ხერხებმა ვერ ჰპოვა გავრცელება ტექნიკური სიძნელეების გამო (დაბალი გამოსავლიანობა დენის მიხედვით, ტექნიკის უსაფრთხოების უზრუნველყოფის სიძნელე). ამჟამად კალიუმის სამრეწველო მიღება დაფუძნებულია შემდეგ პროცესებზე. 800 0C-ზე გამდნარ კალიუმის ქლორიდზე ატარებენ ნატრიუმის ორთქლს, ხოლო გამოყოფილ კალიუმის ორთქლს აკონდენსირებენ.

გამდნარ კალიუმის ჰიდროქსიდსა და თხევად ნატრიუმს შორის ურთიერთქმედება ხორციელდება წინაღდგენით 440 0C-ზე ნიკელისაგან დამზადებულ სარეაქციო სვეტში.

კალიუმი ცოცხლ ორგანიზმებში აღსანიშნავია, რომ მხოლოდ მცენარეებისთვის კი არაა აუცილებელი კალიუმი, ის მნიშვნელოვანი რაოდენობით ცხოველთა ორგანიზმების შემადგენლობაშიც შედის. მაგალითად, ადამიანის კუნთებში კალიუმი სჭარბობს ნატრიუმს. განსაკუთრებით ბევრია კალიუმი ტვინში, ღვიძლში, გულსა და თირკმელებში. უნდა აღინიშნოს, რომ კალიუმი განსაკუთრებით მზარდი ორგანიზმისთვის არის მნიშვნელოვანი, ასაკოვან ადამიანს კი მოთხოვნილება კალიუმზე შესამჩნევად უმცირდება. კალიუმი ნივთიერებათა ცვლის პროცესებში აქტიურად მონაწილეობს. გარდა ამისა, იგი აუცილებელია გულის კუნთის მუშაობისთვის. ადამიანის ორგანიზმში კალიუმი გულის მუშაობის აღმგზნებია, ელემენტი ნატრიუმი კი პირიქით, გულის მოქმედებას ამშვიდებს. ამიტომაა, რომ ორგანიზმი ცდილობს სისხლში ყოველთვის გააჩნდეს მარილების მუდმივი კონცენტრაცია. ადამიანი ოფლთან და სხვა სახის გამონაყფთან ერთად დღეღამის განმავლობაში ზუსტად იმდენივე მარილს ჰკარგავს, რამდენსაც ჭამს. კალიუმის წყაროა ბოსტნეული და ხილი, განსაკუთრებით მშრალი ხილი (ჭერმის ჩირი, ქიშმიში და სხვა). კალიუმი უხვადაა გარგარის ჩირში (კურაგაში), ლეღვში, ფორთოხალში, მანდარინში, კარტოფილში (500 გ კარტოფილი კალიუმის დღიურ მოთხოვნილებას მთლიანად აკმაყოფილებს

კალიუმის იონების ალის იისფერი

კალიუმის მწვავე ტუტე

მწვავე ტუტე ეწოდება წყალში კარგად ხსნად ტუტე მეტალთა ჰიდროქსიდებს, მათგან მნიშვნელოვანია KOH. კალიუმის ჰიდროქსიდი თეთრი ფერის, არაგამჭვირვალე, მყარი კრისტალური ნივთიერებაა. წყალში კარგად იხსნება დიდი რაოდენობა სითბოს გამოყოფით. წყალხსნარებში ის მთლიანად დისოცირდება და წარმოადგენს ძლიერ ტუტეს. ამჟღავნებს ფუძის ყველა თვისებას, ჰაერზე შთანთქავს ტენსა და ნახშირბადის (IV) ოქსიდს, რის გამოც გაზების გასაშრობად ხმარობენ.

კალიუმოვანი სასუქები

კალიუმის მარილები უმთავრესად გამოიყენებიან სასუქებად. კალიუმის უკმარისობა ნიადაგში შესამჩნევად ამცირებს მოსავალს და მცენარეთა წინააღმდეგობას არაკეთილნაყოფიერი პირობების მიმართ. ამიტომ მოპოვებული კალიუმის მარილების 90%-მდე გამოიყენება კალიუმოვანი სასუქების სახით. მნიშვნელოვან კალიუმოვან სასუქებს წარმოადგენენ: ნედლი მარილები, რომლებიც წარმოადგენენ დაფქვილ ბუნებრივ მარილებს, უპირეტესად მინერალებს სილვინიტს NaCI•KCIდა კაინიტს MgSO₄•KCI•3H₂O. ბუნებრივი კალიუმის მარილების გადამუშავების შედეგად მიღებული კონცენტრირებული სასუქები-ესენია KCI და K₂SO₄. პოტაშის K₂CO₃ შემცველი მერქნისა და ტორფის ნაცარი. ქლორკალიუმი(KCI) მაღალპროცენტული თეთრი წვრილკრისტალური მარილია. მინარევების სახით შეიცავს ნარინჯისფერ და წითელ კრისტალებს. ფიზიოლოგიურად მჟავე სასუქია, ხასიათდება ჰიგროსკოპულობით. გამოიყენება ყველა კულტურაში. მიუხედავათ იმისა, რომ ქლორს შეიცავს მცირე რაოდენობით, ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებში(კარტოფილი, თამბაქო, ვაზი, ხახვი, კომბოსტო და სხვ.) მისი შეტანა სასურველია თესვის ან დარგვის წინ შემოდგომაზე ან გაზაფხულზე, რათა ამ პერიოდის ნალექების ზემოქმედებით ქლორი ჩაირეცხოს ქვედა ფენებში. კალიუმის გვარჯილა მოყვითალო რუხი ფერის კრისტალური, ნაკლებ ჰიგროსკოპული მარილია. გამოიყენება ყველა ტიპის ნიადაგზე ყველა კულტურაში. კალიუმთან ერთად სასუქში აზოტის შემცველობა ბევრად განაპირობებს მის მაღალ ეფექტს. კალიმაგნეზია კრისტალური მოთეთრო ფერის მარილია ყვითელი მინარევებით. ხასიათდება კარგი ფიზიკური თვისებებით, არის როგორც ფხვნილისებრი, ისე გრანულირებული. გამოიყენება ყველა კულტურაში. კალიუმ- მაგნეზიური კონცენტრატი რუხი ფერის გრანულირებული მარილია. ნაკლებ ჰიგროსკოპულია. ცეცხლ და ფეთქებად საშიშია, დაცული უნდა იქნეს შენახვის და უსაფრთხოების წესები. გამოიყენება ყველა კულტურაში, მათ შორის ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებშიც. ნიტროფოსკა თეთრი მონაცრისფრო მარილია, არაჰიგროსკოპულია, ნორმალური შენახვის პირობებში არ იბელტება გამოიყენება ერთწლიან და მრავალწლიან კულტურებში.

Na	11
22,989768
[Ne] 3s1
ნატრიუმი

ნატრიუმი

ნატრიუმი (ლათ. Natrium). ქიმიური ელემენტი, თეთრი ფერის რბილი ტუტე ლითონი. ატომური ნიმერი Z=11, ატომ. მასა - 22,9898 დაჟანგვის რიცხვი - 1, მუხლი (+) ნატრიუმი მესამე პერიოდის პირველი ელემენტია.

ნატრიუმის ატომის სქემა

მისი ელქტრონული სტრუქტურა 1s² 2s² 2P6 3s

2s 2P 3s 3s

1s| ↑↓ | ↑↓↑↓↑↓ | ↑ | 1s| ↑↓↑↓↑↓↑↓ |

Na | ↑↓ | Na+| ↑↓ |

მეტალური ნატრიუმი პირველად მიღებულ იქნა ჰემფრი დევისს მიერ 1807 წ. ნატრიუმის ჰიდროქსიდის გამლღვალი მასის ელექტროლიზით. მისი სახელწოდება წარმოქმნილია არაბული სიტყვეის "ნატრონ"-იდან და ბერძნული სიტყვიდან "ნიტრონ"-იდან, რაც სოდას ნიშნავს.

ბუნებაში გავრცელება

ნატრიუმი როგორც აქტიური ლითონი ბუნებაში თავისუფალი სახით არ გვხვდება, იგი ნაერთების სახითაა ბუნებაში. ნატრიუმის ნაერთები მრავლად არის გავრცელებული ბუნებაში. ნატრიუმის შემცველობა დედამიწაზე შეადგენს 2,64 წონით %-ს.

• ნატრიუმის ქლორიდი NaCl - ამ ნაერთის სახით არის მეტწილად ნატრიუმი გავრცელებული ბუნებაში. ნატრიუმის ქლორიდს, რომელსაც მადნის სახით ვხვდებით ბუნებაში, ქვამარილი ეწოდება. ქვამარილის დიდი მარაგი მოიპოვება რუსეთში, პოლონეთსა და გერმანიაში, ინდოეთსა და ბევრ სხვა ქვეყანაში.
• კრიოლიტი Na₃AlF₆, რომელიც შეიცავლს 32,8% ნატრიუმს მინარევის სახით, შეიძლება შეიცავდეს რკინას. დიდი რაოდენობით მოიპოვება გრელანდიაში, რუსეთში და სხვა ქვეყნებში.
• ნატრიუმის ნიტრატი, ჩილის გვარჯილა NaNO₃ გვხვდება თეთრი რომბული კრისტალების სახით.
• ნატრიუმის კარბონატი Na₂CO₃•NaHCO₃•2H₂O გვხვდება ზოგიერთ ტბებში.
• ტენარდიტი Na₂SO₄ მოიპოვება რუსეთსა და კანადაში.
• მირაბილიტი Na₂SO₄•10H₂O მოიპოვება რუსეთში, აშშ, მექსიკაში და სხვა ქვეყნებში.
• ბორაქსი Na₂SO₄•10H₂O მოიპოვება რუსეთში, აშშ.

მეტალური ნატრიუმის მიღება

მეტალურ ნატრიუმს ღებულობენ ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ან ნატრიუმის ქლორიდის გამლღვალი მასის ელექტროლიზით. განვიხილოთ ნატრიუმის მიღება გამლღვალი ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ელექტროლიზით. ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ელექტროლიზი მიმდინარეობს შემდეგი სქემით:

2NaOH<―>2Na++2OH-

კათოდზე: 2Na†+2e―>2Na ანოდზე: 2OH‾-2e―>H₂O+1/2O2 კათოდზე ნატრიუმთან ერთად ადგილი აქვს თავისუფალი წყალბადის გამოყოფას:

2HOH<―>2H†+2OH‾

კათოდზე: 2H†+2e―>2H―> H₂ ნატრიუმის ჰიდროქსიდიდან ნატრიუმის ელექტროლიზით მიღების ელექტროლიზორის სქემა წარმოადგენს რკინის ჭურჭელს. კათოდად გამოყენებულია გრაფიტის ან რკინის ღეროები, ანოდად გამოყენებულია ნიკელი ან რკინის ცილინდრი. კათოდის გარემო ანოდის გარემოსაგან გამოყოფილია ცილინდრის ფორმის ბადით. მის ზედა ნაწილში გროვდება მეტალური ნატრიუმი. ელექტროლიზს ატარებენ 320°C- ზე. მეტალური ნატრიუმი შეიძლება მივიღოთ იმავე ხელსაწყოს გამოყენებით ნატრიუმის ქლორიდის გამლღვალი მასის ელექტროლიზით, მხოლოდ კათოდად იყენებენ სპილენძის ღეროს. მეტალური ნატრიუმი ინახება ჰაერთან შეხების გარეშე, მეტწილად ნავთში. მეტალური ნატრიუმი შეიძლება მივიღოთ აგრეთვე ჟანგვა-აღდგენის რეაქციით. მაგალითად, ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ან ნატრიუმის კარბონატის ნახშირით აღდგენისას წყალბადის გარემოში, ან კიდევ ვაკუმში.

2NaOH+C―>2Na+CO+H₂O

Na₂CO₃+2C―>2Na+3CO

2Na₂CO₃+3Fe―>4Na+Fe₃O₄+2CO

აღდგენა მიმდინარეობს მაღალ ტემპერატურაზე რკინის რეტორტაში, ნატრიუმის ორთქლის კონდენსაციას ახდენენ პეტროლეინის ეთერში გატარებით. მიღებული ტექნიკური ნატრიუმის გასუფთავებას ახდენენ ვაკუუმში ან ინერტული გაზის ატმოსფეროში გადადენით.

ნატრიუმის ფიზიკური თვისებები

ნატრიუმი ბრჭყვიალა ვერცხლისფერი, რბილი ლითონია. ადვილად იჭრება დანით, პარამაგნიტურია, მსუბუქია, d=0,971გ/სმ³ წელვადი, დნობის დაბალი ტემპერატურის, tდნ=97.7°C, tდუღ=883°C. კარგად ატარებს ელექტროდენს, აქვს მოცულობაცენტრირებული კუბური მესერი.

ქიმიური თვისებები

• თხევად ამიაკში გახსნისას იძლევა ამიდს: NH2Na.

ცნობილია ნატრიუმის შენადნობები ზოგიერთ მეტალთან, როგორიცაა: ვერცხლისწყალი, ტყვია, კალა, ალუმინი და ყველა ტუტე ლითონთან.

• ნატრიუმის ინტერმეტალურ ნაერთებს ვერცხლისწყალთან ამალგამა ეწოდება. (NaHg₃, NaHg₄, NaHg, Na₂Hg Na₃Hg₂ Na₅Hg₂). ისინი ფართოდ გამოიყენებიან ორგანულ ქიმიაში, როგორც აღმდგენლები, ამალგამაში შემავალი ნატრიუმი ადვილად ჩაენაცვლება წყალბადს წყალში და სპირტებში.

მეტალური ნატრიუმი აქტიური მეტალია ჟანგბადი, წყალბადი, ჰალოგენების, გოგირდის, სელენის, ტელურის, ფოსფორის, დარიშხანის და სხვა ელემენტების მიმართ და ადვილად შედის რეაქციაში.

ნატრიუმის ემისიური ანალიზით განსაზღვრა ალის ყვითელი ფერით სპექტრის ნატრიუმის D-ხაზებით, დუბლეტი 588,9950 და 589,5924 ნმ.

• ჰაერზე ნატრიუმი ადვილად შედის ჟანგბადთან რეაქციაში და მისი ზედაპირი იფარება ოქსიდის თხელი ფენით, მასთან ერთად წარმოიქმნება ჰიდროქსიდი და ნატრიუმის კარბონატი (Na₂O+CO₂―>Na₂CO₃).

ნატრიუმი, განსხვავებით კალიუმისა და რუბიდიუმისაგან, ჰაერზე გახურებით ისე ლღვება, რომ არ განიცდის აალებას. ჟანგბადში გახურებისას წარმოიქმნება ნატრიუმის ოქსიდი და პეროქსიდი -Na₂O, Na₂O₂. ჰაერზე გახურებისას დუღილის ტემპერატურამდე (883°C) ნატრიუმი იწვის ყვითელი ალის წარმოქმნით, ნატრიუმის ეს თვისება საფუძვლად უდევს ნატრიუმის ემისიურ ანალიზს.

• ნატრიუმი, როგორც აქტიური მეტალი ენერგიულად შედის წყალთან რეაქციაში:

2Na+2H₂O―>2NaOH+H₂

• ნატრიუმი რეაქციაში შედის აგრეთვე ეთილის სპირტთან ნატრიუმის ეთილატის წარმოქმნითა და წყალბადის გამოყოფით:

C₂H₅OH+Na―>C₂H₅ON+1/2H₂

ნატრიუმის ჰალოგენიდები

NaHaI მიიღება ნატრიუმისა და ჰალოგენების უშუალოდ ურთიერთ მოქმედებით,ჩანაცვლების,მიმოცვლის რეაქციებით და სხვა.

• ნატრიუმის ფტორიდი

Na+1/2F2―>NaF 2Na+2HF―>2NaF+H2 ცნობილი ნატრიუმის მჟავა NaHF2 ფტორიდი მიიღება: NaF+HF―>NaHF2 იმავე ხერხით მიიღება ნატრიუმის სხვა ჰალოიდნაერთები.

• ნატრიუმის ქლორიდი NaCl - ქვამარილი ფართოდ გავრცელებულია ბუნებაში,იგი გვხვდება როგორც მყარი სახით, ისე ხსნარის სახით.

Na+1/2Cl2 <—NaCl 2Na+2HCl=2NaCl+H2 ხსნარიდან ნატრიუმის ქლორიდი შეიძლება გამოვყოთ, როგორც ხსნარის აორთქლებით, ისე მასში HCl გატარებით, წყლის და ჭარბი რაოდენობის HCl გამოცილებისათვის, მას ალღობენ პლატინის ტიგელში. ნატრიუმის ქლორიდი იონური მესერის მქონე კრისტალური ნივთიერეებაა, რომელიც წარმოქმნის გვერდცენტრირებულ კუბურ კრისტალებს.

• ნატრიუმის ბრომიდი NaBr მიიღება იმავე გზით, როგორც ქლორიდი

Na+1/2Br2―>NaBr FeBr2+Na2CO3―>2NaBr+FeCO3 ნატრიუმის ბრომიდი წარმოადგენს გამჭვირვალე კუბური ფორმის კრისტალებს, d=3,205 გრ/სმ3, t ლღ =755°C. t ლღ = 1392°C, კარგად იხსნება წყალში, ორგანულ გამხსნელეში -- ძნელად.

• ნატრიუმის იოდიდის NaI ღებულობენ Fe3J3- ზე თბილი ნატრიუმის კარბონატის ხსნარის მოქმედებით:

FeI2•2FeI3+4Na2CO2―>8NaI+Fe3O4+4CO2 ნატრიუმის იოდიდი გამჭირვალე უფერო კუბური ფორმის კრისტალებია d=3,667გრ/სმ³, tლღ=654°C, tდნ=1304°C, იხსნება წყალსა და სპირტში, ცნობილია აგრეთვე ნატრიუმის პოლიიოდიდები - NaI2, NaI3.

• ნატრიუმის ჰიპოქლორიტი. (ქვექლოროვანი მჟავას ნატრიუმის მარილი) NaOCl მიიღება სხვა მარილებთან ერთად, ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ცივ განზავებულ ხსნარში ქლორის გატარებით და აგრეთვე ქვექლოროვანი მჟავას ნატრიუმის კარბონატზე მოქმედებით:

2NaOH+Cl2―>NaCl+NaOCl+H2O

• ნატრიუმის ქლორიდისა და ნატრიუმის ჰიპოქლორიტის მარილების ხსნართა ნარევს ჟაველის წყალი ეწოდება.
• ნატრიუმის ქლორატი NaClO3 მიიღება გაზური ქლორის ცხელი ნატრიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარში ან კარბონატის ხსნარსი გატარებით, ან კიდევ NaCl-ის ხსნარის ელექტროლიზით:

6NaOH+3Cl2―>NaClO3+5NaCl+3H2O ნატრიუმის ქლორატი უფერო კუბური ფორმის კრისტალური ნივთიერებაა d=2,45გ/სმ³, ლღვება 261 გრადუსზე, კარგად იხსნება წყალში, სპირტში და სხვა გამხსნელებში

ნატრიუმის არაორგანული ნაერთები [რედაქტირება]

• ნატრიუმის ჰიდრიდი NaH მიიღება 360 - 400°-მდე გახურებისას ნატრიუმის ზედაპირზე წყალბადის გატარებით:

Na+1/2H₂―>NaH+14,4 კკალ/მ ან

Na₂O+2H₂―>2NaH+ H₂O რეაქცია მიმდინარეობს 200°C-ზე. ნატრიუმის ჰიდრიდი, რომელშიც წყალბადი დამუხტულია უარყოფითად უფრო კუბური კრისტალებია. NaCl-დის კრისტალური მესრით (Na-H r=2,44A, d=1,38გ/სმ³

NaH წყალში განიცდის ჰიდროლიზს ნატრიუმის ტუტისა და წყალბადის გამოყოფით, ურთიერთქმედებს სპირტთან და ამიაკთან:

2NaH+2H₂O―>2NaOH+2H₂

ნატრიუმის ოქსიდი

• ნატრიუმის ოქსიდი Na2O ღებულობენ მეტალური ნატრიუმის ჰაერზე გაცხელებით, ნატრიუმის ნიტრატის, ნიტრატის ან ზეჟანგვის მეტალურ ნატრიუმთან გაცხელებით:

NaNO₃+5Na―>3Na₂+1/2N₂ Na₂O თეთრი ფერის კუბური კრისტალებია, d=2,27გ/სმ³ გადადენის t=1275°C.

• ნატრიუმის პეროქსიდი Na₂O₂ ჟანგბადის გარემოში (400°C) ნატრიუმის დაწვისას პეროქსიდი მიიღება:

2Na+O2―>Na2O2+ 119,2 კკალ/მ ნატრიუმის პეროქსიდი გამჭვირვალე-მოყვითალო ფერის მიკროკრისთალური ნივთიერებაა, d=2,8ცგ/სმ³. ნატრიუმის და სხვა მეტალების პეროქსიდები შეიცავენ ჟანგბადის მოლეკულის იონს.

ნატრიუმის ჰიდროქსიდი

• ნატრიუმის ჰიდროქსიდს NaOH ღებულობენ მეტალური ნატრიუმის მისი ოქსიდის წყალთან მოქმედებით:

2Na+2H₂O―>2NaOH+H2 Na₂O+H₂O―>2NaOH ნატრიუმის ჰიდროქსიდი თეთრი ფერის, ძლიერ ჰიდროსკოპიული ნივთიერებაა (d=2,13გ/სმ³, tლღ=318,5°C, tდუღ=1300°C). NaOH-ში ლითიუმის ჰიდროქსიდისაგან განსხვავებით გადაიდენება და ორთქლის მდგომარეობაში გადადის დაუშლელად, ის შლის ქსოვილებს, ტყავს,ქაღალდს და სხვა ორგანულ ნივთიერებებს, კარგად იხსნება წყალში, სპირტში და სხვა.გამხსნელებში.

ნატრიუმის მარილები

• ნატრიუმის სულფიდი Na2S მიიღება ნატრიუმის სულფატის ნახშირთან მაღალ (900°) ტემპერატურაზე გახურებით:

Na2SO4+4C―>Na2S+4CO 500°C ნატრიუმის სულფიდი თეთრი ამორფული ან კრისტალური ნივთიერებაა, მისი სიმკვრივე d=1,86გ/სმ³, tლღ=920°C, ცნობილია, აგრეთვე ნატრიუმის პოლისულფიდის კრისტალოჰიდრატები, როგორიცაა:ცნობილია, აგრეთვე ნატრიუმის პოლისულფიდის კრისტალოჰიდრატები, როგორიცაა: Na2S2•5H2O; Na2S3•8H2O: Na2Sx•nH2O.

• ნატრიუმის ჰიდროსულფიდი (ბისულფიდი NaHS) მიიღება რეაქციებით:

Na+H2S<―NaHS+1/2H2 Na2S+H2O―>NaHS+NaOH ნატრიუმის ბისულფიდი წარმოქმნის თეთრი ფერის კუბურ კრისტალებს, რომლის tლღ=350°C კარგად იხსნება წყალსა და სპირტში.

• ნატრიუმის სულფიტი Na2SO3•7H2O მიიღება რეაქციით:

Na2CO3+2SO2+H2O―>2NaHSO3+CO2 ჰაერზე Na2SO3•7H2O ადვილად კარგავს კრისტალიზაციურ წყალს და დაჟანგვის შედეგად გადადის სულფატში.

• ნატრიუმის ჰიდროსულფიტი მიიღება NaOH-ზე SO2-ის მოქმედებით, ან ნატრიუმის სულფიტის ჰიდროლიზით:

NaOH+SO2=NaHSO3 Na2SO3+H2O=NaHSO3+NaOH

• ნატრიუმის თიოსულფატი Na2S2O3 მიიღება გოგირდის ფხვნილის Na2SO3 წყალხსნარზე მოქმედებით ან ნატრიუმის სულფიდის SO2-თან მოქმედებით:

Na2SO3+S=Na2S2O3 2Na2S+3SO2=2Na2S2O3+S

• ნატრიუმის სულფატი Na2SO4- ბუნებაში გვხვდება მინერალი ტონარდიტის Na2SO4 მირაბილიტის Na2So4*10H2O, გლაუბერიტის Na2So4*MgSO4*4H2O და სხვა მარილის სახით.

ნატრიუმის სულფატი გამოყენებას პოულობს მედიცინასა და საფეიქრო მრეწველობაში. სოდის, მინის, ულტრამარინის წარმოებაში.

• ნატრიუმის ნიტრიდი Na3N ღებულობენ გახურებული მეტალური ნატრიუმის ზედაპირზე ამიაკის გატარებით. ნატრიუმის ნიტრიდი მუქი მყარი კრისტალური ნივთიერებაა, წყალთან შედის რეაქციაში:

Na3N+3H2O=3NaOH+NaH3

• ნატრიუმის ნიტრიტი NaNO2 (ჩილის გვარჯილა) ღებულობენ აზოტის ოქსიდისა და დიოქსიდის ნარევის ნატრიუმის კარბონატის ან ჰიდროქსიდის ხსნარში გატარებით:

NO+NO2+Na2CO3=2NaNO2+CO2 კუბური კრისტალებია, კარგად იხსნება წყალში, სპირტში და სხვა გამხსნელებში.

• ნატრიუმის ნიტრატი HNO3 შეიდზლება მივიღოთ ნატრიუმის ჰიდროქსიდთან ან კარბონატთან ურთიერთქმედებით:

HNO3+NaOH=NaNO3+H2O ნატრიუმის ნიტრატის წყალხსნარის აორთქლებით მიიღება თეთრი ფერის, რომბოედრული ან ტრიგონალური კრისტალური ნატრიუმის ნიტრატი, რომლის სიმკვრივე d=2,26გ/სმ³, ლღობის ტემპერატურა tლღ=306,8°C, კარგად იხსნება წყალში.

• ნატრიუმის ამიდი NaNH2 მიიღება 350°C ტემპერატურაზე გახურებული ნატრიუნის ზედაპირზე გაზურ მდგომარეობაშიო მყოფი ამიაკის გატარებით:

Na+CH3=NaNHO+1/2H2+20,36 კკალ/მოლი. ნატრიუმის ამიდი მომწვანო ყვითელი მყარი ნივთიერებაა, 210°C ლღობის ტემპერატურით, დუღს 4400°C-ზე, კარგად იხსნება ამიაკში, იხსნება წყლის ან სპირტის მოქმედებით. ნატრიუმის ამიდი ნახშირბადით 800°C-ზე აღდგენით მიიგება: NaNH2+C=NaCN+H2 ნატრიუმის ციანიდი ძირითადად ამ მიზნისათვის პოულობს გამოყენებას.

• ნატრიუმის ფოსფიდი Na3P მიიღება მეტალური ნატრიუმის ელემენტურ ფოსფორთან 400°C-ზე ვაკუუმში გახურებით.

Na3P წითელი მყარი ნივთიერებაა, ადვილად შედის წყალთან რეაქციაში

• ნატრიუმის ფოსფატი Na3PO4 მიიღება ნატრიუმის ჰიდროქსიდისა და ორთოფოსფორმჟავას ურთიერთქმედებით. იმისდა მიხედვით თუ რა სტექიომეტრული თანაფარდობით გვაქვს აღებული ტუტე და მჟავა მიიღება ერთ-ორ-სამჩანაცვლებული ნატრიუმის ფოსფორმჟავა მარილები: NaH2O4, Na2HPOH4 და Na3PO4.

ორთოფოსფორმჟავას მარილების წყალხსნარების აორთქლებით მიიღება თეთრი ფერის უწყლო ან კირსტალოჰიდრატული მარილები.

• ნატრიუმის პიროფოსფატი Na4P2O7 მიიღება ორჩანაცვლებული ნატრიუმის ფოსფატის (Na2HPO4) 232°C-ზე გახურებით:

2Na2HPO4=Na4P2O7+H2O

• ნატრიუმის კარბონატი Na2CO3 (სოდა) ბუნებაში სოდა მოიპოვება ნატრიუმის კარბონატთან ერთად ზოგიერთ ტბაში და მის ტბის წყლის აორთქლებით ღებულობენ. გამოიყოფა Na2CO3*NaHCO3*2H2O ან Na2CO3*2NaHCO3*2H2O-ს სახით.
• ნატრიუმის მეტასილიკატი Na2SiO3 (ხსნადი მინა) მიიღება ნატრიუმის კარბონატისა და სილიციუმის დიოქსიდის მაღალ ტემპერატურაზე (1100°C) შეცხობით:

Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2-24,7 კალ/მოლი Na2SiO3 - უფერო მონოკლინური კრისტალური ნივთიერებაა, რომელიც კარგად იხსნება წყალში, მას ხსნად მინას უწოდებენ, ნატრიუმის მეტასილიკატი გამოიყენება სხვადასხვა სილიკატების მისაღებად, როგორც მინის საგოზი, ფაიფურის მრეწველობაში. ცნობილია, აგრეთვე, ნატრიუმის სხვა ელემენტებთან ნაერთები, როგორიცაა: ნატრიუმის ტეტრაბორატი Na2B4O7, ორგანული ნაერთები და სხვა.

ნატრიუმის გამოყენება

• მეტალური ნატრიუმი ფართოდ გამოიყენება როგორც აღმდგენელი სხვადასხვა მეტალების მისაღებად მათი ჰალოგენებიდან, სულფიდიდან, ოქსიდიდან და სხვა ნაეთებიდან. ის გამოიყენება ზოგიერთი ორგანული ნაერთის გაუწყლოებისათვის. ცნობილია ნატრიუმის შენადნობები რიგ მეტალებთან, როგორებიცაა: NaK, NaPb, NaHg, NaSe, ნატრიუმის ნართები Na₂O₂, Na₂O, NaCN, NaNH₂ გამოიყენება როგორც მონოქრომატული სინათლის წყარო ფოტოელექტრულ ელემენტებში.
• ნატრიუმის პეროქსიდი ფართოდ გამოიყნება ჰაერის გასუფთავებისას და რეგენერაციისათვის,

Na₂O₂

ხელოვნურად სასუნთქავ აპარატებში

Na₂O₂+CO₂―>Na₂CO₃+1/2O₂

• ნატრიუმი-კალიუმის შენადნობი გამოიყენება მაღალი ტემპერატურის გასაზომი თერმომეტრების დასამზადებლად და ურანის ელემენტებში როგორც სითბოს გადამტანი.