Свойства и применение некоторых химических элементов

Помимо стабильных изотопов У., в природе распространён радиоактивный 14C (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов У. в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота У. в природе (см. Изотопные индикаторы). Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации H14CO-3 растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т.д. Применение 14C способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14C в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии

Азот

Азот (от греч. бzфos - безжизненный, лат. Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

Историческая справка. Соединения А. - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения А. в свободном состоянии. В 1772 Д. Резерфорд, сжигая фосфор и др. вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им "удушливым воздухом", не поддерживает дыхания и горения. В 1787 А. Лавуазье установил, что "жизненный" и "удушливый" газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название "А.". В 1784 Г. Кавендиш показал, что А. входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название А. (от позднелатинское nitrum - селитра и греческое gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 Ж. А. Шапталем. К началу 19 в. были выяснены химическая инертность А. в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с др. элементами в качестве связанного азота. С тех пор "связывание" А. воздуха стало одной из важнейших технических проблем химии.

Распространённость в природе. А. - один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 4ґ1015 т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный А. (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание А. в литосфере 1,9ґ10-3% по массе. Природные соединения А. - хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты (см. Селитры.) Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком А. для промышленности (сейчас основное значение для связывания А. имеет промышленный синтез аммиака из А. воздуха и водорода). Небольшие количества связанного А. находятся в каменном угле (1-2,5%) и нефти (0,02-1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. А. накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).

Хотя название "А." означает "не поддерживающий жизни", на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент (см. Азот в организме). В белке животных и человека содержится 16 - 17% А. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества А. поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный А. воздуха в соединения А. (см. Азотфиксация).

В природе осуществляется круговорот А. (см. Круговорот веществ), главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного А. (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обеднёнными А. Дефицит А. характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит А. и в животноводстве ("белковое голодание"). На почвах, бедных доступным А., растения плохо развиваются. Азотные удобрения и белковая подкормка животных - важнейшее средство подъёма сельского хозяйства. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот А. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу А., а заводы, производящие удобрения, связывают А. воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет А. на поверхности земли.

А.- четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода) (см. Космохимия).

Изотопы, атом, молекула. Природный А. состоит из двух стабильных изотопов: 14N (99,635%) и 15N (0,365% ). Изотоп 15N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Из искусственных радиоактивных изотопов А. наибольший период полураспада имеет 13N (T1/2 = 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, 14N превращается в радиоактивный изотоп углерода 14C. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения 14C (см. Углерод). Внешняя электронная оболочка атома А. состоит из 5 электронов (одной неподелённой пары и трёх неспаренных - конфигурация 2s22p3, см. Атом). Чаще всего А. в соединениях З-ковалентен за счёт неспаренных электронов (как в аммиаке NH3). Наличие неподелённой пары электронов может приводить к образованию ещё одной ковалентной связи, и А. становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH4+). Степени окисления А. меняются от +5 (в N205) до -3 (в NH3). В обычных условиях в свободном состоянии А. образует молекулу N2, где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула А. очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет 942,9 кдж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при t около 3300°C степень диссоциации А. составляет лишь около 0,1%.

Физические и химические свойства. А. немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°C и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°C, tкип -195,8?C. А. сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (-147,1 °C), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого А. 808 кг{м3. В воде А. менее растворим, чем кислород: при 0°C в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г А. Лучше, чем в воде, А. растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, А. взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов А. реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения А. с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 (см. Азота окислы). Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000?C) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы А. образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь А. с кислородом ионизирующих излучений (см. Радиационная химия). При растворении в воде азотистого N2О3 и азотного N2О5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом А. соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения А. с водородом, например гидразин H2N-NH2, диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN3(H-N=NєN), октазон N8H14 и др.; большинство соединений А. с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами А. непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды А. получают только косвенным путём, например фтористый азот NF3- при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды А. - малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды А. - NOF, NOCI, NOBr, N02F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения А.; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с А. образуется циан (CN).;. Нагреванием А. с ацетиленом C2H2 до 1500?C может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие А. с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg3N2).

При действии на обычный А. электрических разрядов [давление 130 - 270 н/м2 (1- 2 мм рт ст)] или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный А., представляющий собой смесь молекул и атомов А., обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный А. весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

А. входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и др.).

Получение и применение. В лаборатории А. легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH4NO2 = N2 + 2H2О. Технический способ получения А. основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке (см. Газов разделения).

Основная часть добываемого свободного А. используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания А. воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 1000?C карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным А.: СаС? + N? -= CaCN? + С. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака:

CaCN+ЗН2О=СаСО3+2NH3.

Свободный А. применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий А. находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный А. в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения А. производство связанного А. стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

Кислород

Кислород (латинское Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях К. - газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как К.

Историческая справка. Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание учёных. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь "активная" его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях 8 в. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха - азота и К., сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 в. (см. Химия, Исторический очерк). К. получили почти одновременно К. Шееле (1769-70) путём прокаливания селитр (KNO3, NaNO3), двуокиси марганца MnO2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Pb3O4 и окиси ртути HgO. В 1772 Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашёл, что он "состоит из двух (газов) различного и, так сказать, противоположного характера", т. е. из К. и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с К. Поскольку К. входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, т. е. "образующий кислоты" (от греческого oxэs - кислый и gennбo - рождаю; отсюда и русское название "кислород").

Распространение в природе. К. - самый распространённый химический элемент на Земле. Связанный К. составляет около 6/7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где К. находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.

К. стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих К., преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и др.), кварц, окислы железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% К.; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т.д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного К. в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счёт окисления биологического различных веществ с помощью К.

Вся масса свободного К. Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зелёных растений суши и Мирового океана, выделяющих К. в процессе фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный К., формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный К. отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием К. определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых - угля, нефти, серы, руд железа, меди и т.д. (см. Круговорот веществ). Изменения в круговорот К. вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется К. больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9SYMBOL 183 f "Arial" s 12·109 т К.

Изотопы, атом, молекула. К. имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов К. на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16O связано с тем, что ядро атома 16O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением К. в периодической системе элементов Менделеева электроны атома К. располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s22s22p4 см. Атом). Поскольку внешняя оболочка атома К. не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом К. в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома К. (таковы, например, F2O, F2O2). Раньше, исходя единственно из положения К. в периодической системе, атому К. в окислах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион O2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома К. практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула К. двухатомна (O2); в тихом электрическом разряде образуется также трёхатомная молекула O3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы O4 Электронное строение O2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула O2 имеет два неспаренных электрона; для неё неприменима "обычная" классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями (см. Валентность). Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы К. (O2 - е?О2+) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (O2 + е ? O2-) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного К. на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500 °C; при 5000 °C молекулы К. почти полностью диссоциированы на атомы.

Физические свойства. К. - бесцветный газ, сгущающийся при -182,9 °C и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7 °C затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного К. (при 0°C и нормальном давлении) 1,42897 г/л. Критическая температура К. довольно низка tkpит = -118,84 °C), т. е. ниже, чем у Cl2, CO2, SO2 и некоторых других газов; Ркрит = 4,97 Мн/м2 (49,71 am). Теплопроводность (при 0 °C) 23,86SYMBOL 215 f "Symbol" s 12Ч10-3 вт/(м·К), т. е. 57SYMBOL 215 f "Symbol" s 12Ч10-6 кал/сек·см·°C). Молярная теплоёмкость (при 0 °C) в дж/(моль·К) Ср = 28,9, Cv = 20,5; в кал/(моль· oC) Ср = 6,99, Cv = 4,98; Cp/Cv = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного К. 1,000547 (0 °C), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0 °C). К. мало растворим в воде: при 20 °C и 1 am в 1 м3 воды растворяется 0,031 м3, а при 0 °C - 0,049 м3 К. Хорошими твёрдыми поглотителями К. являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

Химические свойства. К. образует химические соединения со всеми элементами, кроме лёгких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, К. взаимодействует с большинством элементов непосредственно;? исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с К. получают косвенным путем. Почти все реакции К. с другими веществами - реакции окисления экзотермичны, т. е. сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах К. реагирует крайне медленно, выше 550 °C эта реакция идёт со взрывом: 2Н2 + O2 = 2H2O. С серой, углеродом, азотом, фосфором К. взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с К. благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200 °C или в электрическом разряде: N2+O2 = 2NO. К. активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щёлочноземельные. Активность взаимодействия металла с К. зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей (см. Алюминий, Железо, Хром и т.д.).

В процессе взаимодействия вещества с К. исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишённым влаги К. не реагирует, но воспламеняется в К. при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

Окиси некоторых металлов, присоединяя К., образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов К. Так, перекиси Na2O2 и ВаО2 включают перекисный ион O22-, надперекиси NaO2 и KO2 - ион O2-, а озониды NaO3, KO3, RbO3 и CsO3 - ион O3-. К. экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в К. в отсутствии катализаторов, реакция идёт по уравнению: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6Н2О. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора даёт NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН4+2О2 = СО2+2Н2О. Взаимодействие углеводородов с К. лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН4+О2+2Н2О=2СО2+6Н2 (см. Конверсия газов). Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и др.) энергично присоединяют К. Окисление К. питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

Получение. Существует 3 основных способа получения К.: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).

Химический способ изобретён ранее других. К. можно получать, например, из бертолетовой соли KClO3, которая при нагревании разлагается, выделяя O2 в количестве 0,27 м3 на 1 кг соли. Окись бария BaO при нагревании до 540 °C сначала поглощает К. из воздуха, образуя перекись BaO2, а при последующем нагревании до 870 °C BaO2 разлагается, выделяя чистый К. Его можно получать также из KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения К. малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.

Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения её электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на К. и водород. К. собирается около положительного электрода электролизёра, а водород - около отрицательного. Этим способом К. добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м3 водорода и 1 м3 К. затрачивается 12-15 квт·ч электроэнергии.

Разделение воздуха является основным методом получения К. в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а затем уже разделяют на составные части. Такой способ получения К. называют разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180 °C) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого К., основано на различии температуры кипения его компонентов [tkип O2 90,18 К (-182,9 °C), tkип N2 77,36 К (-195,8 °C)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость всё более обогащается К. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн (см. Ректификация), получают жидкий К. нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько л) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м3/ч К.). Эти установки производят технологический К. с концентрацией 95-98,5%, технический - с концентрацией 99,2-99,9% и более чистый, медицинский К., выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт·ч/м3.

К. можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решётка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие. Этот способ получения К. пока (1973) используется лишь в лабораториях.

Газообразный К. хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 am), жидкий К. - в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного К. используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют чёрную надпись "кислород".

Применение. Технический К. используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке, кислородной резке, поверхностной закалке, металлизации и др., а также в авиации, на подводных судах и пр. Технологический К. применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, перекисей металлов и др. химических продуктов. Жидкий К. применяют при взрывных работах (см. Оксиликвиты), в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.

Заключенный в баллоны чистый К. используют для дыхания на больших высотах, при комических полетах, при подводном плавании и др. В медицине К. дают для вдыхания тяжелобольным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т.п. (см. Кислородная терапия).

К. в металлургиишироко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутьё позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительную часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке К. снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.

Первые опыты по применению дутья, обогащенного К., в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932-33. Повышенное содержание К. в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе окиси углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья К. позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент К. в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.

К. в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе К. для этой цели впервые применили на заводах "Серп и молот" и "Красное Сормово" в 1932-33). В 1933 начали вдувать К. непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м3/т за 1 ч производительность печи возрастает на 5-10%, расход топлива сокращается на 4-5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе К. до 10 м3/т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве К. находит всё большее распространение. Так, если в 1965 с применением К. в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.

Опыты по применению К. в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе "Электросталь". Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25-30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20-30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача К. в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием К., непрерывно растет и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.

В ваграночной плавке обогащенное К. дутьё применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т.д.). В зависимости от степени обогащения К. ваграночного дутья на 30-50% снижается расход топлива, на 30-40% уменьшается содержание серы в металле, на 80-100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500 °C) повышается температура выпускаемого из неё чугуна.

О значении К. в конвертерном производстве см. в ст. Кислородно-конвертерный процесс.

К. в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в чёрной. Обогащенное К. дутьё используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания, агломерации и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутьё интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10-20%, увеличить проплав на 15-20% и сократить кол-во флюсов в отдельных случаях в 2-3 раза. Обогащение К. воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объём отходящих газов на 30%. Разрабатываются новые высокоэффективные процессы плавки сульфидных материалов с применением чистого К.: плавка в кислородном факеле, конвертирование штейнов в вертикальных конвертерах, плавка в жидкой ванне и др.

Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормальных условиях (0 °C; 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) - газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный Ф. состоит из одного стабильного изотопа 19F. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: 16F с периодом полураспада Т1/2 < 1 сек, 17F (T1/2 = 70 сек), 18F (T1/2 = 111 мин), 20F (T1/2 = 11,4 сек), 21F (T1/2 = 5 сек).

Историческая справка. Первое соединение Ф. - флюорит (плавиковый шпат) CaF2 - описано в конце 15 в. под название "флюор" (от лат. fluo - теку, по свойству CaFa2 делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических производств). В 1771 К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный Ф. выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF3.

Химия Ф. начала развиваться с 1930-х гг., особенно быстро - в годы 2-й мировой войны 1939 - 45 и после неё в связи с потребностями атомной промышленности и ракетной техники. Название "Ф." (от греч. phthуros - разрушение, гибель), предложенное А. Ампером в 1810, употребляется только в рус. языке; во многих странах принято название "флюор".

Распространение в природе. Среднее содержание Ф. в земной коре (кларк) 6,25·10-2 % по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8·10-2 %, в основных - 3,7·10-2 %, в ультраосновных - 1·10-2 %. Ф. присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения Ф. - флюорит, криолит и топаз (см. Фториды природные). Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения Ф. находятся также в апатитах, фосфоритах и др. Ф. - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления Ф. в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

Физические и химические свойства. Газообразный Ф. имеет плотность 1,693 г/л (0°C и 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2), жидкий - 1,5127 г/см3 (при температуре кипения); tпл - 219,61°C; tkип - 188,13°C. Молекула Ф. состоит из двух атомов (F2); при 1000°C 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155 ? 4 кдж/моль (37 ? 1 ккал/моль). Ф. плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5·10-3 г в 100 г HF при -70°C и 0,4·10-3 при -20°C; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома Ф. 2s22p2. В соединениях проявляет степень окисления - 1. Ковалентный радиус атома 0,72Е, ионный радиус 1,33Е. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ? F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома Ф., наибольшая среди всех др. элементов. Высокая реакционная способность Ф. обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы Ф. и большими величинами энергии связей атома Ф. с др. атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Ф. реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температурах фториды кислорода O2F2, O3F2 и др. Реакции Ф. с др. галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения. Хлор взаимодействует с Ф. при нагревании до 200-250°C, давая монофтористый хлор CIF и трёхфтористый хлор ClF3. Известен также CIF5, получаемый фторированием ClF3 при высокой температуре и давлении 25 Мн/м2 (250 кгс/см2). Бром и йод воспламеняются в атмосфере Ф. при обычной температуре, при этом могут быть получены BrF3, BrF5, IF5, IF7. Ф. непосредственно реагирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответствующие фториды (например, XeF4, XeF6, KrF2). Известны также оксифториды ксенона.

Взаимодействие Ф. с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных серы фторидов. Селен и теллур образуют высшие фториды SeF6 TeF6. Ф. с водородом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород. Это радикальная реакция с разветвлением цепей:

HF* + H2 = HF + H2*; H2* + F2 = HF + Н + F

(где HF* и H2* - молекулы в колебательно-возбуждённом состоянии); реакция используется в химических лазерах. Ф. с азотом реагирует лишь в электрическом разряде (см. Фториды азота). Древесный уголь при взаимодействии с Ф. воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом возможно образование твёрдого фтористого графита (CF)x или газообразных перфторуглеродов CF4, C2F6 и др. С бором, кремнием, фосфором, мышьяком Ф. взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды. Ф. энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щёлочноземельные металлы воспламеняются в атмосфере Ф. на холоду, Bi, Sn, Ti, Mo, W - при незначительном нагревании, Hg, Pb, U, V реагируют с Ф. при комнатной температуре, Pt - при температуре темно-красного каления. При взаимодействии металлов с Ф. образуются, как правило, высшие фториды, например UF6, MoF6, HgF2. Некоторые металлы (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с Ф. с образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

При взаимодействии Ф. с окислами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, MoO2F2). Окислы неметаллов либо присоединяют Ф., например SO2 + F2 = SO2F2, либо кислород в них замещается на Ф., например SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2. Стекло очень медленно реагирует с Ф.; в присутствии воды реакция идёт быстро. Вода взаимодействует с Ф.: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2; при этом образуется также OF2 и перекись водорода H2O2. Окислы азота NO и NO2 легко присоединяют Ф. с образованием соответственно фтористого нитрозила FNO и фтористого нитрила FNO2. Окись углерода присоединяет Ф. при нагревании с образованием фтористого карбонила: CO + F2 = COF2.

Гидроокиси металлов реагируют с Ф., образуя фторид металла и кислород, например 2Ba(OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + O2. Водные растворы NaOH и KOH реагируют с Ф. при 0°C с образованием OF2.

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с Ф. на холоду, причём Ф. замещает все галогены, Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют с Ф. на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) - N2 и HF. Ф. замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например HNO3 (или NaNO3) + F2 ? FNO3 + HF (или NaF); в более жёстких условиях Ф. вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2. Карбонаты щелочных и щёлочноземельных металлов реагируют с Ф. при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, CO2 и O2.

Ф. энергично реагирует с органическими веществами (см. Фторорганические соединения).

Получение. Источником для производства Ф. служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H2SO4 на флюорит CaF2, либо при переработке апатитов и фосфоритов. Производство Ф. осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·(1,8-2,0)HF, который образуется при насыщении расплава KF·HF фтористым водородом до содержания 40-41% HF. Материалом для электролизёра обычно служит сталь; электроды - угольный анод и стальной катод. Электролиз ведётся при 95-100°C и напряжении 9-11 в; выход Ф. по току достигает 90-95%. Получающийся Ф. содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. Ф. хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.

Применение. Газообразный Ф. служит для фторирования UF4, в UF6, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трёхфтористого хлора ClF3 (фторирующий агент), шестифтористой серы SF6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий Ф. - окислитель ракетных топлив.

Широкое применение получили многочисленные соединения Ф. - фтористый водород, алюминия фторид, кремнефториды, фторсульфоновая кислота (растворитель, катализатор, реагент для получения органических соединений, содержащих группу - SO2F), BF3 (катализатор), фторорганические соединения и др.

Техника безопасности. Ф. токсичен, предельно допустимая концентрация его в воздухе примерно 2·10-4 мг/л, а предельно допустимая концентрация при экспозиции не более 1 ч составляет 1,5·10-3 мг/л.

Фтор в организме. Ф. постоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлемент. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека - 100-300 мг/кг; особенно много Ф. в зубах. Кости морских животных богаче Ф. по сравнению с костями наземных. Поступает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание Ф. в которой 1-1,5 мг/л. При недостатке Ф. у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступлении - флюороз. Высокие концентрации ионов Ф. опасны ввиду их способности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Ca, Mg и др.), нарушающему их баланс в организме. Органические производные Ф. обнаружены только в некоторых растениях (например, в южноафриканском Dichapetalum cymosum). Основные из них - производные фторуксусной кислоты, токсичные как для др. растений, так и для животных. Биологическая роль Ф. изучена недостаточно. Установлена связь обмена Ф. с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость Ф. для растений не доказана.

Отравления Ф. возможны у работающих в химической промышленности, при синтезе фторсодержащих соединений и производстве фосфорных удобрений. Ф. раздражает дыхательные пути, вызывает ожоги кожи. При остром отравлении возникают раздражение слизистых оболочек гортани и бронхов, глаз, слюнотечение, носовые кровотечения; в тяжёлых случаях - отёк лёгких, поражение центрльной нервной системы и др.; при хроническом - конъюнктивит, бронхит, пневмония, пневмосклероз, флюороз. Характерно поражение кожи типа экземы. Первая помощь: промывание глаз водой, при ожогах кожи - орошение 70%-ным спиртом; при ингаляционном отравлении - вдыхание кислорода. Профилактика: соблюдение правил техники безопасности, ношение специальной одежды, регулярные медицинские осмотры, включение в пищевой рацион кальция, витаминов. Препараты, содержащие Ф., применяют в медицинской практике в качестве противоопухолевых (5-фторурацил, фторафур, фторбензотэф), нейролептических (трифлуперидол, или триседил, фторфеназин, трифтазин и др.), антидепрессивных (фторацизин), наркотических (фторотан) и др. средств.

Гелий

Гелий (лат. Helium), символ Не, химический элемент VIII группы периодической системы, относится к инертным газам; порядковый номер 2, атомная масса 4,0026; газ без цвета и запаха. Природный Г. состоит из 2 стабильных изотопов: 3He и 4He (содержание 4He резко преобладает).

Впервые Г. был открыт не на Земле, где его мало, а в атмосфере Солнца. В 1868 француз Ж. Жансен и англичанин Дж. Н. Локьер исследовали спектроскопически состав солнечных протуберанцев. Полученные ими снимки содержали яркую жёлтую линию (т. н. D3-линию), которую нельзя было приписать ни одному из известных в то время элементов. В 1871 Локьер объяснил её происхождение присутствием на Солнце нового элемента, который и назвали гелием (от греч. helios - Солнце). На Земле Г. впервые был выделен в 1895 англичанином У. Рамзаем из радиоактивного минерала клевеита. В спектре газа, выделенного при нагревании клевеита, оказалась та же линия.

Гелий в природе. На Земле Г. мало: 1 м3 воздуха содержит всего 5,24 см3 Г., а каждый килограмм земного материала - 0,003 мг Г. По распространённости же во Вселенной Г. занимает 2-е место после водорода: на долю Г. приходится около 23% космической массы.

На Земле Г. (точнее, изотоп 4He) постоянно образуется при распаде урана, тория и других радиоактивных элементов (всего в земной коре содержится около 29 радиоактивных изотопов, продуцирующих 4He).

Примерно половина всего Г. сосредоточена в земной коре, главным образом в её гранитной оболочке, аккумулировавшей основные запасы радиоактивных элементов. Содержание Г. в земной коре невелико - 3 - 10-7% по массе. Г. накапливается в свободных газовых скоплениях недр и в нефтях; такие месторождения достигают промышленных масштабов. Максимальные концентрации Г. (10-13%) выявлены в свободных газовых скоплениях и газах урановых рудников и (20-25%) в газах, спонтанно выделяющихся из подземных вод. Чем древнее возраст газоносных осадочных пород и чем выше в них содержание радиоактивных элементов, тем больше Г. в составе природных газов. Вулканическим газам свойственно обычно низкое содержание Г.

Добыча Г. в промышленных масштабах производится из природных и нефтяных газов как углеводородного, так и азотного состава. По качеству сырья гелиевые месторождения подразделяются: на богатые (содержание Не > 0,5% по объёму); рядовые (0,10-0,50) и бедные < 0,10). В СССР природный Г. содержится во многих нефтегазовых месторождениях. Значительные его концентрации известны в некоторых месторождениях природного газа Канады, США (шт. Канзас, Техас, Нью-Мексико, Юта).

В природном Г. любого происхождения (атмосферном, из природных газов, из радиоактивных минералов, метеоритном и т.д.) преобладает изотоп 4He. Содержание 3He обычно мало (в зависимости от источника Г. оно колеблется от 1,3 - 10-4 до 2 - 10-8%) и только в Г., выделенном из метеоритов, достигает 17-31,5%. Скорость образования 4He при радиоактивном распаде невелика: в 1 т гранита, содержащего, например, 3 г урана и 15 г тория, образуется 1 мг Г. за 7,9 млн. лет; однако, поскольку этот процесс протекает постоянно, за время существования Земли он должен был бы обеспечить содержание Г. в атмосфере, литосфере и гидросфере, значительно превышающее наличное (оно составляет около 5 - 1014 м3). Такой дефицит Г. объясняется постоянным улетучиванием его из атмосферы. Лёгкие атомы Г., попадая в верхние слои атмосферы, постепенно приобретают там скорость выше 2-й космической и тем самым получают возможность преодолеть силы земного притяжения. Одновременное образование и улетучивание Г. приводят к тому, что концентрация его в атмосфере практически постоянна.

Изотоп 3He, в частности, образуется в атмосфере при бета-распаде тяжёлого изотопа водорода ?- трития (Т), возникающего, в свою очередь, при взаимодействии нейтронов космического излучения с азотом воздуха:

Неон

Неон (лат. Neonum), Ne, химический элемент VIII группы периодической системы Менделеева, относится к инертным газам, атомный номер 10, атомная масса 20,179. На Земле присутствует главным образом в атмосфере, содержание Н. в которой оценивается в 7,1Ч1011 т. В 1 м3 воздуха находится около 16 см3 Н. Атмосферный Н. состоит из смеси трёх стабильных изотопов: 20Ne, 21Ne и 22Ne; преобладает 20Ne (90,92%). Н. открыт в 1898 английскими учёными У. Рамзаем и М. Траверсом при исследовании легколетучей фракции жидкого воздуха; название происходит от греч. neos - новый.

При обычных условиях Н. - газ без цвета и запаха. При 0 °C и 760 мм рт. ст. (101 кн/м2) плотность Н. 0,900 г/л, tпл - 248,6 °C, tkип (при 101 кн/м2) - 245,9 °C, растворимость в воде 10,4 мл/л; кристаллическая решётка твёрдого Н. кубическая; параметр а элементарной ячейки равен 4,52 ?при - 253 °C. Молекула Н. одноатомна. Внешняя электронная оболочка атома Н. содержит 8 электронов и очень устойчива; химические соединения Н. ещё не синтезированы.

химический водород кислород углерод

Получают Н. при разделении воздуха. Применение Н. связано главным образом с электротехнической промышленностью. Лампы, заполненные Н., дающие красное свечение, используют в портах, на аэродромах и т.д. (см. Неоновая лампа). Жидкий Н. начинают применять для получения низких температур.

Натрий

Натрий (Natrium), Na, химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 11, атомная масса 22,9898; серебристо-белый мягкий металл, на воздухе быстро окисляющийся с поверхности. Природный элемент состоит из одного стабильного изотопа 23Na.

Историческая справка. Природные соединения Н. - поваренная соль NaCI, сода Na2CO3 - известны с глубокой древности. Название "натрий", происходящее от араб. натрун, греч. nitron, первоначально относилось к природной соде. Уже в 18 в. химики знали много др. соединений Н. Однако сам металл был получен лишь в 1807 Г. Дэви электролизом едкого натра NaOH. В Великобритании, США, Франции элемент называется Sodium (от исп. слова soda - сода), в Италии - sodio.

Распространение в природе. Н. - типичный элемент верхней части земной коры. Среднее содержание его в литосфере 2,5% по массе, в кислых изверженных породах (граниты и др.) 2,77, в основных (базальты и др.) 1,94, в ультраосновных (породы мантии) 0,57. Благодаря изоморфизму Na+ и Ca2+, обусловленному близостью их ионных радиусов, в магматических породах образуются натриево-кальциевые полевые шпаты (плагиоклазы). В биосфере происходит резкая дифференциация Н.: осадочные породы в среднем обеднены Н. (в глинах и сланцах 0,66%), мало его в большинстве почв (среднее 0,63%). Общее число минералов Н. 222. Na слабо задерживается на континентах и приносится реками в моря и океаны, где его среднее содержание 1,035% (Na - главный металлический элемент морской воды). При испарении в прибрежно-морских лагунах, а также в континентальных озёрах степей и пустынь осаждаются соли Н., формирующие толщи соленосных пород. Главные минералы, являющиеся источником Н. и его соединений, - галит (каменная соль) NaCI, чилийская селитра NaNO3, тенардит Na2SO4, мирабилит Na2SO4·10H2O, трона NaH (CO3)2Ч2H2O. Мировая добыча Н. оценивается 1Ч108 т. Na - важный биоэлемент, в живом веществе в среднем содержится 0,02% Na; в животных его больше, чем в растениях.

Физические и химические свойства. При обычной температуре Н. кристаллизуется в кубической решётке, а = 4,28 . Атомный радиус 1,86 , ионный радиус Na+ 0,92 . Плотность 0,968 г/см3 (19,7 °C), tпл97,83 °C, tkип 882,9 °C; удельная теплоёмкость (20 °C) 1,23Ч103 дж/(кгЧК)или 0,295 кал/(гЧград); коэффициент теплопроводности 1,32Ч102 вт/(мЧК) или 0,317 кал/(смЧсекЧград); температурный коэффициент линейного расширения (20 °C) 7,1Ч10-5 удельное электрическое сопротивление (0 °C) 4,3·0-8 омЧм (4,3·0-6 омЧсм). Н. парамагнитен, удельная магнитная восприимчивость + 9,2Ч10-6; весьма пластичен и мягок (легко режется ножом).

Нормальный электродный потенциал Н. 2,74 в; электродный потенциал в расплаве - 2,4 в. Пары Н. окрашивают пламя в характерный ярко-жёлтый цвет. Конфигурация внешних электронов атома 3s1; во всех известных соединениях Н. одновалентен. Его химическая активность очень высока. При непосредственном взаимодействии с кислородом в зависимости от условий образуются окись Na2O или перекись Na2O2 - бесцветные кристаллические вещества. С водой Н. образует гидроокись NaOH и Н2; реакция может сопровождаться взрывом. Минеральные кислоты образуют с Н. соответствующие растворимые в воде соли, однако по отношению к 98-100%-ной серной кислоте Н. сравнительно инертен.

Реакция Н. с водородом начинается при 200 °C и приводит к получению гидрида NaH - бесцветного гигроскопичного кристаллического вещества. С фтором и хлором Н. взаимодействует непосредственно уже при обычной температуре, с бромом - только при нагревании; с йодом прямого взаимодействия не наблюдается. С серой реагирует бурно, образуя натрия сульфид.Взаимодействие паров Н. с азотом в поле тихого электрического разряда приводит к образованию нитрида Na3N, а с углеродом при 800-900 °C - к получению карбида Na2C2.

Н. растворяется в жидком аммиаке (34,6 г на 100 г NH3 при 0 °C) с образованием аммиачных комплексов. При пропускании газообразного аммиака через расплавленный Н. при 300-350 °C образуется натрийамин NaNH2 - бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагаемое водой. Известно большое число натрийорганических соединений, которые по химическим свойствам весьма сходны с литийорганическими соединениями, но превосходят их по реакционной способности. Применяют натрийорганические соединения в органическом синтезе как алкилирующие агенты.

Н. входит в состав многих практически важных сплавов. Сплавы Na - К, содержащие 40-90% К (по массе) при температуре около 25 °C, - серебристо-белые жидкости, отличающиеся высокой химической активностью, воспламеняющиеся на воздухе. Электропроводность и теплопроводность жидких сплавов Na - К ниже соответствующих величин для Na и К. Амальгамы Н. легко получаются при введении металлического Н. в ртуть; при содержании свыше 2,5% Na (по массе) при обычной температуре являются уже твёрдыми веществами.

Получение и применение. Основной промышленный метод получения Н. - электролиз расплава поваренной соли NaCI, содержащей добавки KCI, NaF, CaCl2 и др., которые снижают температуру плавления соли до 575-585 °C. Электролиз чистого NaCI привёл бы к большим потерям Н. от испарения, т.к. температуры плавления NaCI (801 °C) и кипения Na (882,9 °C) очень близки. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой, катоды изготовляют из железа или меди, аноды - из графита. Одновременно с Н. получают хлор. Сохранился и старый способ получения Н. - электролиз расплавленного едкого натра NaOH, который значительно дороже NaCI, однако электролитически разлагается при более низкой температуре (320-330 °C).

Н. и его сплавы широко применяются как теплоносители для процессов, требующих равномерного обогрева в интервале 450-650 °C - в клапанах авиационных двигателей и особенно в ядерных энергетических установках. В последнем случае жидко-металлическими теплоносителями служат сплавы Na - К (оба элемента имеют малые сечения поглощения тепловых нейтронов, для Na 0,49 барн); эти сплавы отличаются высокими температурами кипения и коэффициентами теплопередачи и не взаимодействуют с конструкционными материалами при высоких температурах, развиваемых в энергетических ядерных реакторах. Соединение NaPb (10% Na по массе) применяется в производстве тетраэтилсвинца-наиболее эффективного антидетонатора. В сплаве на основе свинца (0,73% Ca, 0,58% Na и 0,04% Li), применяемом для изготовления осевых подшипников ж.-д. вагонов, Н. является упрочняющей добавкой. В металлургии Н. служит активным восстановителем при получении некоторых редких металлов (Ti, Zr, Ta) методами металлотермии; в органическом синтезе - в реакциях восстановления, конденсации, полимеризации и др. О применении соединений Н. см. Натрия бромид, Натрия гидроокись, Натрия сульфат, Натрия хлорид, Натриевая селитра, Сода и др.