11, Natrium (Na)

arab. neter = Soda, Natron

Das Element Natrium:

         
  He Li Be  
  Ne Na Mg  
  Ar K Ca  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Natrium (Nukleosynthese): Natrium entsteht im Universum im Zuge des Kohlenstoffbrennens. Dabei wird in einer Variante durch Verschmelzen von zwei 12C-Kernen miteinander neben einem freien Proton ein 23Na-Kern gebildet. Dieser Prozess findet recht häufig statt:

Die Natrium-Synthese:
23Na-Synthese:
(Kohlenstoffbrennen:)

12C + 12C → 23Na + p + 2,241 MeV


Die Protonen, die durch die Synthese von Na-23 aus zwei C-12-Kernen ständig frei werden, bedingen die weitere, sukzessive Synthese der Isotope der Elemente Magnesium, Aluminium und Silicium noch während des Kohlenstoffbrennens. (Siehe bei den entsprechenden Elementen).

Natrium ist für ein Element mit ungerader Ordnungszahl dadurch ungewöhnlich häufig, und steht im Universum an 15. Stelle in der Häufigkeits-Rangliste. Natrium zählt zu den Reinelementen, da einzig das Isotop mit der Massenzahl 23 stabil ist (es ist das dritte Reinelement, von Wasserstoff an gezählt).
Vorkommen von Natrium: Auf der Erde wurde Natrium dank seines unedlen Charakters und starken Bestrebens mit Nichtmetallen zu schwerflüchtigen, salzartigen Verbindungen zu reagieren, stark angereichert. Während die Durchschnittsmaterie im Universum nur zu etwa 35 mg/kg aus Natrium besteht, besteht durchschnittliche irdische Materie zu 1870 mg/kg aus dem Element. Die Erdkruste besteht sogar zu 2,36% aus Natrium. Es ist somit das sechsthäufigste Element auf der Erde. Die mit Abstand häufigste Natriumverbindung ist das Kochsalz, welches mineralisch als Halit, und gelöst im Meerwasser vorkommt. Daneben findet es sich auch weitverbreitet im Albit, einem Natrium-Feldspat (NaAlSi3O8). Ebenfalls weit verbreitet ist das Natriumcarbonat (Soda, Na2CO3•10H2O), welches in Sodaseen vorkommt. Beispiele seien in Europa der Neusiedler See in Österreich und Ungarn, oder in Afrika der Lake Natron.
Ein weiteres, natürlich vorkommendes Natriumsalz ist der Natron- oder auch Chilesalpeter (Natriumnitrat, NaNO3). Generell findet sich Natrium in sehr vielen Mineralien im Kristallgitter als einwertige Komponente. Es kann dabei mit manchen Calciumsalzen Mischkristalle bilden, so existieren beispielsweise Mischcarbonate ([Na2|Ca]CO3•5H2O, Gaylussit) oder Mischsulfate (Glauberit).
Weitere Natriummineralien sind beispielsweise Kryolith (Eisstein, Natriumhexafluoroaluminat, Na3AlF6), Mirabilit (Natriumsulfat, Glaubersalz, Na2SO4) oder Borax (Natriumtetraborat, Na2B4O7•10H2O).

Wichtige Natrium-Vorkommen

Halit (NaCl)[1]

Natronfeldspat, Albit (NaAlSi3O8)[2]

Borax, Na2B4O7[3]

Glauberit, (Na2|Ca)SO4[9]

Die Weltmeere[10]
Natrium-Gewinnung: Die Gewinnung elementarem Natriums erfolgt ausschließlich aus dem Natriumchlorid. Dabei wird ein Gemisch aus 40% wasserfreiem Calciumchlorid und 60% Natriumchlorid (Eutektikum) bei 580°C und einer Spannung von 7V in einer so genannten Downs-Zelle elektrolysiert. Dabei fällt das Natrium flüssig an, und wird kontinuierlich durch ein gekühltes Steigrohr aus der Zelle entfernt. Gebildetes Calcium kristallisiert am Kathodenrand ab und fällt (fest!) in die Schmelze zurück.[5]

Früher gewann man elementares Natrium in der so genannten Castner-Zelle auch durch Schmelzelektrolyse von Natriumhydroxid, welches zwar tiefer schmilzt als Natriumchlorid, aber energieintensiver hergestellt werden muss und zudem eine sorgsame Trennung der Elektrolyseprodukte erforderlich machte (Anode: Wasser und Sauerstoff, Kathode: Natrium).

Natrium-Gewinnung

Schema Castner-Zelle.[1]

Schema Downs-Zelle.[1]

Chemie von Natrium: Natrium steht in seinen chemischen Eigenschaften zwischen dem Lithium und dem Kalium. Außer in einigen Komplexverbindungen, in welchem es als Anion vorliegt, reagiert es ausschließlich in der Oxidationsstufe +1.

Entsprechend seiner geringen Elektronegativität und dem Umstand, dass es nur ein einzelnes, an den Atomkern schwach gebundenes Valenzelektron abgeben muss, um die Neon-Konfiguration ("Edelgaszustand") zu erreichen, reagiert es dementsprechend heftig mit Nichtmetallen und polaren Atomverbindungen. Es reagiert unter heftiger Wasserstoffentwicklung und unter Schmelzen mit Wasser; setzt sich das Metall dabei an einem Hindernis fest, so kann sich der Wasserstoff auch entzünden. Dabei wird Natriumhydroxid gebildet, eine in Wasser praktisch vollständig dissoziierte Base, die daher auch stark alkalisch wirkt.

Es verbrennt unter heftiger, gelber Feuererscheinung mit Fluor und Chlor bei Zimmertemperatur, mit Schwefel beim gelinden Erhitzen. Brom dagegen greift Natrium bei Raumtemperatur und Normaldruck nur oberflächlich an, Iod reagiert unter genannten Bedingungen überhaupt nicht mit dem Metall. Hier werden Temperaturen oberhalb 100°C benötigt, um durchgreifende Reaktionen zu erzielen. Die Reaktivität gegenüber reinem und absolut trockenem Sauerstoff bildet eine Ausnahme: Natrium lässt sich darin schmelzen ohne zu verbrennen. Dabei genügen allerdings geringste Spuren von Wasserdampf, um die Reaktion auszulösen.

Natrium verbrennt an der Luft ungleich Lithium aber auch ungleich Kalium und den höheren Alkalimetallen zu einem Peroxid:

2Na + O2 → Na2O2 + 505 kJ


Keine Reaktion, auch nicht bei Temperaturen des Siedepunkts des Natriums erfolgt dagegen mit Stickstoff. Jedoch lässt sich durch thermische Zersetzung von Natriumazid (NaN3) auch Natriumnitrid (Na3N) darstellen. Dieses zerfällt jedoch schon oberhalb von 90°C wieder in die Elemente[6].

In der Reaktion mit Ammoniakgas entsteht unter Wasserstoffentwicklung Natriumamid, NaNH2. In flüssigem Ammoniak hingegen löst sich das Natrium mit intensiv blauer Farbe auf - die resultierende Lösung besitzt eine sehr hohe elektrische Leitfähigkeit: Das Natrium löst sich dabei unter Bildung von Na+-Ionen und freien Elektronen (e-) im Ammoniak auf. Durch Erwärmen der Lösung kommt es dann aber zu einer Reaktion, die der des Wassers analog, aber weniger heftig ist.

Na + 2NH3(l) → Na(NH3)+ + (NH3)e-
2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2 + 146 kJ


Bei höheren Temperaturen bildet Natrium mit Kohlenstoff ein Natriumacetylid, Na2C2, verhält sich also entsprechend dem Lithium. Mit Kohlenwasserstoffen reagiert elementares Natrium nicht, hingegen in der bei Wasser und Ammoniakgas beschriebenen Weise mit organisch gebundenem Wasserstoff alkoholischer oder phenolischer Gruppen (R-OH, R = Aliphat oder Aromat), der unter Alkoholat- bzw. Phenolatbildung elementar freigesetzt wird. Dabei verlaufen auch diese Reaktionen weniger heftig, als die mit Wasser. Die Alkoholate bzw. Phenolate haben salzartigen Charakter; das Natrium ist kationisch gebunden enthalten (R-O- Na+). Im Gegensatz dazu haben lithiumorganische Verbindungen kovalenten Charakter, der jenen der Grignard-Reagenzien (Mg-organische Verbindungen) entspricht. Mit den Elementen Phosphor, Arsen, Antimon und Wismut sind binäre Verbindungen durch Erhitzen zugänglich.

Natride. In organischen Lösungsmitteln, die imstande sind, Natrium-Ionen zu komplexieren, kann es infolge heterolytischer Dissoziation zur Ausbildung von Natrium-Anionen (Helium-Schale!) kommen, den so genannten Natriden. Dies kann z.B. mit Kronenethern geschehen.

Die Löslichkeit der meisten Natriumsalze in Wasser ist mäßig (Fluorid, Hydrogencarbonat) bis sehr gut. Dabei sind auch - im Gegensatz zum den entsprechenden Kalium-, Rubidium- und Cäsiumverbindungen - das Perchlorat, das Hexachloroplatinat(VI) oder das Periodat gut löslich. Natriumfluorid und Natriumphosphat sind wesentlich besser löslich als die entsprechenden Lithiumsalze, jedoch deutlich schlechter als die entsprechenden Kaliumsalze.

Reaktionen und Verbindungen von Natrium

Natrium in
flüssigem Ammoniak.[4]

Natrium läuft an der Luft
infolge Peroxidbildung rasch an.[1]

Natrium regiert lebhaft mit Wasser
und schmilzt bei Kontakt mit diesem.[1]

Kronenether-Natrid

Natriumsulfat, Na2SO4[7]

Natriumchromat, Na2CrO4[8]
Physikalische Besonderheiten von Natrium bzw. von seinen Verbindungen:
  • Flammenfärbung: Natrium und seine Verbindungen senden bei energetischer Anregung Licht der Wellenlängen 588,99 und 589,59 nm aus. Dies kann man sich als Natriumnachweis zunutze machen: Salze in eine Flamme gebracht, zeigen bei Anwesenheit von Natrium ein intensiv gelbes Licht (siehe Bild). Die Flammenfärbung durch Natrium ist dabei so intensiv, das evtl. andere Metallionen, die ebenfalls Flammenfärbung zeigen, überlagert werden: So zeigt beispielsweise ein Salzgemisch, in welchem sowohl Natrium, als auch Kalium oder Calcium enthalten ist, in der Flamme nur gelbes Licht. Erst in der Betrachtung durch ein Spektrometer werden auch die Linien der anderen Emmissionen sichtbar.

  • Niedrigschmelzende Legierungen: Natrium bildet mit Kalium eine Legierung, die beim Eutektikum (23% Na, 77% K) einen Schmelzpunkt von -12°C hat. Auch Natriumamalgam (Natrium-Quecksilber-Legierung) ist bei Raumtemperatur flüssig.

  • Leichtmetall: Nach Lithium und Kalium ist Natrium das drittleichteste Metall überhaupt. Aufgrund seiner starken Reaktivität kommt diesem Umstand jedoch keine technische Bedeutung zu.

Flammenfärbung eines
Natriumsalzes[1]
Verwendung von Natrium und seinen Verbindungen : Elementares Natrium hat technische Bedeutung und wird heute vielseitig verwendet:
  • Natriumdampflampen ergeben intensiv gelbes, fast monochromes Licht. Diese werden, da sie gut kontrastieren, zur Beleuchtung von Verkehrswegen, insbesondere Fußgängerüberwegen und öffentlichen Plätzen benutzt.

  • Reduktionsmittel: Natrium wird als technisches Reduktionsmittel in der chemischen Industrie eingesetzt. Es werden auch andere, stark wirkende Reduktionsmittel oder Basen aus ihm dargestellt (Natriumhydrid, NaH oder Natriumamid, NaNH2). Auch einige Metalle, die nicht durch Kohlenstoff reduziert werden können, und eine Elektrolyse zu energieintensiv wäre, werden durch Reduktion ihrer Oxide durch Natrium hergestellt (z.B. Uran, Thorium oder Wolfram).

  • Kühlmittel in Kernreaktoren. Große Mengen elementarem Natriums werden als Kühlmittel in Schnellen Brütern verwendet, da Natrium eine hohe spezifische Wärmekapazität aufweist. Der Nachteil ist allerdings seine hohe Reaktivität.
Wichtiger noch als die Verwendung elementarem Natriums ist jene seiner zahlreichen Verbindungen. Beispiele seien genannt:
  • Kochsalz (Natriumchlorid, NaCl) ist die wichtigste Natriumverbindung. Neben der Verwendung als Speisesalz wird es auch als Auftaumittel bei Frost (Streusalz) benutzt. Von ihm ausgehend werden technisch alle anderen Natriumverbindungen dargestellt.

  • Ätznatron (Natriumhydroxid, NaOH) ist die wichtigste technische Base: In Form ihrer wässrigen Lösung, der Natronlauge wird sie in der Industrie vielfältig eingesetzt: Sie dient zum Neutralisieren saurer Abwässer, wird zum Aufschluss von Bauxit bei der Aluminiumherstellung benutzt. Es lassen sich durch Reaktion von Natriumhydroxid mit Fetten Seifen herstellen. Auch in der organischen Chemie spielt NaOH eine wichtige Rolle.

  • Soda (Natriumcarbonat, Na2CO3•10H2O) ist ein wichtiger Rohstoff in der Glasindustrie. Sie wurde früher als Waschmittel verwendet, ist aber heute durch technische Produkte weitgehend verdrängt. Auch Fette lassen sich mit mit Soda (anstelle von Ätznatron) verseifen. Soda wird über das Solvey-Verfahren hergestellt (Beschreibung unten).

  • Natron (Natriumhydrogencarbonat, NaHCO3) hat ebenfalls vielfache Verwendung: Es wird in der Küche als mild alkalisierend wirkendes Mittel zum Abstumpfen von Säuren benutzt. Daneben werden, da es durch Erhitzen zu Wasser, Kohlendioxid und Soda zerfällt, als Backtriebmittel (Backpulver) verwendet. Medizinisch kann es zur Behandlung von Azidosen, Insektenstichen und Verbrennungen (Sonnenbrand) eingesetzt werden. Zusammen mit Zitronensäure lassen sich aus Natron Brausetabletten pressen, da es beim Auflösen zusammen mit Säure Kohlendioxid freisetzt.

  • Glaubersalz (Natriumsulfat, Na2SO4•10H2O) wird in der Papierindustrie zur Zellstoffgewinnung (Sulfat-Verfahren) in großen Mengen eingesetzt. Daneben dient es als Abführmittel und Medium zur Herstellung von Latentwärmespeichern ("Wärmekissen")

  • Chilesalpeter (Natriumnitrat, NaNO3) war vor der Ostwald-Synthese (Salpetersäure-Gewinnnung aus Ammoniak) wichtigster Grundstoff zur Salpetersäure-Herstellung und Sprengstoffgewinnung. Er ist eines von wenigen natürlich vorkommenden Nitraten. Technisch wird es heute noch als Zusatz in Düngemitteln verwendet - dabei müssen aber die im Chilesalpeter in Spuren enthaltenen Pflanzengifte Natriumchlorat und Natriumiodat sorgsam abgetrennt werden. Letztgenanntes dient selber als Hauptausgangsstoff zur Iod-Gewinnung.

  • Natriumamid (NaNH2) als mildes Reduktionsmittel in der organischen Synthese bzw. als Ausgangsstoff von Natriumcyanid (NaCN) und Natriumcyanamid (Na2NCN). Letzteres ist wiederum Ausgangsstoff der organischen Synthese sekundärer Amine.

  • Natriumphopshat (Na3PO4) wird in der Waschmittelindustrie als Zusatzstoff verwendet, um damit Calcium- und Magnesiumionen als Härtebildner in komplexe Phosphate zu überführen um somit wasserlöslich gegenüber Carbonaten zu halten. Da Phosphate Pflanzennährstoffe sind, tragen sie wesentlich zur Eutrophierung der Gewässer bei.
Das Solvey-Verfahren

Schema Solvey-Verfahren
CaCO3 → CaO + CO2
2NH3 + 2H2O + 2CO2 → 2NH4HCO3
2NaCl + 2NH4HCO3 → 2NaHCO3↓ + 2NH4Cl

CaO + H2O + 2NH4Cl → CaCl2 + 2NH3
2NaHCO3 + E → Na2CO3 + CO2↑ + H2O↑

2NaCl + CaCO3 → CaCl2 + Na2CO3
Das Verfahren geht von den beiden gut verfügbaren Rohstoffen Natriumchlorid (Kochsalz) und Kalk (Calciumcarbonat) aus. Es liefert Calciumchlorid, welches als Ausgangstoff für viele Calciumverbindungen darstellt, sowie Soda, welche ebenfalls ein wichtiger technischer Rohstoff darstellt (Glas, Waschmittel). Es funktioniert mit Hilfe von Ammoniak als Prozesschemikalie, welche im Kreislauf gefahren werden kann.

Zunächst wird der Kalkstein in Drehrohröfen gebrannt und das entstehende Kohlendioxid zusammen mit Ammoniak in Wasser bis zur Sättigung eingeleitet. Dabei entsteht das Hirschhornsalz (Ammoniumhydrogencarbonat). In diese Lösung wird so lange Kochsalz zugesetzt, bis Natron (Natriumhydrogencarbonat) ausfällt. Dies gelingt deshalb, weil das Natron das am schwersten lösliche der vier möglichen Salze ist, welche aus den Kationen Natrium, Ammonium bzw. den Anionen Hydrogencarbonat und Chlorid, gebildet werden kann. In der Lösung verbleibt fast nur noch Ammoniumchlorid. Das Natriumhydrogencarbonat wird zu Soda verglüht, wobei das entstehende Kohlendioxid wieder dem Prozess zugeführt wird. Die Ammoniumchlorid-Lösung wird erhitzt und mit dem Branntkalk reagieren gelassen. Dabei entsteht Ammoniak, welcher ebenfalls wieder dem Prozess zugeführt wird.
Sonstiges:
Video[1]: Reaktion von Natrium mit Wasser
Natrium regiert mit Wasser zu Natriumhydroxid und Wasserstoff. Dabei schmilzt das Metall, der freiwerdende Wasserstoff wird jedoch nicht entzündet, solange sich das Metall nicht an einem Hindernis festsetzt.
2Na + 2H2O → 2 NaOH + H2 + 280,4 kJ

Quellen: [1] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rock Currier. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ra'ike. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[4] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Katastrophenmensch. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.

[5] Wikipedia: Natrium, Gewinnung und Darstellung.

[6] Holleman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, Seite 1287.

[7] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Walkerma. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[8] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ondrej Mangl. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[9] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[10] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Bartjk. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.