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Natrium
22,989770 u
11Na
 I. Hauptgruppe 
(Alkalimetalle)
3. Periode
_______________
1. Gruppe (IUPAC 89)
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Elementart: Metall Oxidationsstufe(n): +1
Schmelztemperatur: 97,72 °C (370,87 K) Elektronegativität: 0,9
Siedetemperatur: 883 °C (1156 K) Atomradius: 186 pm
Dichte: 0,968 g/cm3 Erdkrustenhäufigkeit: 2,64 %
Anordnung der Elektronen
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s
2 2 6 1                                
Schalenmodell Lewis-Schreibweise Energieniveauschema
Schalenmodell
Das Natrium-Atom gibt das eine Außenelektron ab und bildet ein Na+-Ion:
Na Na+ + e–		 Energieniveauschema
Name Von »neter«, hebräisch: Soda.
Entdeckung 1807 von Davy bei der Elektrolyse von festem, leicht angefeuchtetem Natriumhydroxid (NaOH) entdeckt.
Eigenschaften
Natrium lässt sich mit dem Messer schneiden. Natrium ist ein weiches, leicht schneidbares, an frischen Schnittflächen silbrig glänzendes Alkalimetall. Es läuft an der Luft sofort an. Natrium reagiert mit Feuchtigkeit und Luftsauerstoff, daher erfolgt die Aufbewahrung in Petroleum oder Paraffinöl.
 
Mit Wasser erfolgt eine heftige Reaktion unter Bildung von Natriumhydroxid und Wasserstoff:
2 Na + 2 H2O 0 2 NaOH + H2
Die Salze des Natriums sind meist farblos und wasserlöslich.
Orange-gelbe Flammenfärbung des Natriums
Natriumatome färben die Flamme
orange-gelb.
 
 
 
Natrium löst sich in flüssigem Ammoniak
mit dunkelblauer Farbe auf.
 In flüssigem Ammoniak löst sich Natrium mit dunkelblauer Farbe auf.
Gibt man zu flüssigem Ammoniak (NH3, Temperatur < -33 °C) festes Natrium, so löst sich dieses darin leicht auf. Bemerkenswert ist die dunkelblauschwarze Farbe und die gute elektrische Leitfähigkeit der entstandenen Lösung. Bei höheren Konzentrationen wechselt die Farbe zu bronzegelb (auf der Abbildung am oberen Flüssigkeitsrand zu sehen). Unter dem Einfluss der polaren Ammoniak-Moleküle werden die Natrium-Atome zu Natrium-Ionen (Na+) und freien Elektronen (e–) solvatisiert (Link Solvatation). Die freíen Elektronen finden Platz in kleinen Hohlräumen, die durch Verschiebung von 2 - 3 Ammoniak-Molekülen entstehen. Da die freien Elektronen eine größere Mobilität besitzen als Ionen, ist die elektrische Leitfähigkeit der Alkalimetall-Ammoniak-Lösung größer als die einer vollständig dissoziierten wässrigen Lösung einer Ionensubstanz. Am linken oberen Bildrand ist auskristallisiertes, dendritisch gewachsenes Natrium zu sehen.
 
Foto: Dr. Florian Kraus, Technische Universität München
Vorkommen In Silicaten und als Link Natriumchlorid (Steinsalz, NaCl) in Salzlagerstätten und im Meerwasser.
Foto: K+S 2004
Abbaukammer im Salzbergwerk Bernburg
Steinsalz-Abbaukammer im Salzbergwerk Bernburg.
Foto: K+S 2004
Kristallgrotte im Erlebnisbergwerk Merkers
Kristallgrotte im Erlebnisbergwerk Merkers: Ein 10 × 40 Meter großer Hohlraum in 800 m Tiefe enthält Natriumchlorid-Kristalle mit einer Kantenlänge von bis zu einem Meter.
Weiterführende Informationen:
Link www.chemie-master.de: Entstehung der Salzlagerstätten
Herstellung Schmelzelektrolyse von NaCl oder NaOH.
Verwendung Flüssiges Natrium als Kühlmittel in Flugzeugmotoren und Kernreaktoren; im Labor zur Trocknung von wasserhaltigen Lösungsmitteln, z.B. von Diethylether; zur Darstellung schwer reduzierbarer Metalle.
Verbindungen Natriumchlorid ist Ausgangsmaterial für die Herstellung fast aller Natriumverbindungen. Natriumhydroxid (NaOH) löst sich in Wasser zu Natronlauge, alkalische Reaktion, ätzend. Festes NaOH zerfließt an der Luft aufgrund von Wasseraufnahme. Verwendung zur Produktion von Seife, Farb- und Kunststoffen, Cellulose. Herstellung durch Elektrolyse wässriger NaCl-Lösung.
Isotope 23Na (100%)
Redox-Potenziale
Na Na+ + e– -2,713 Volt
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Quellenangabe für diese Seite:
 chemie-master.de: Periodensystem für den Schulgebrauch, Online im Internet: 
 http://www.chemie-master.de/pse/pse.php?modul=Na [Stand 21.11.2024] 
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