Пређи на садржај

Натријум-хидроксид

С Википедије, слободне енциклопедије
Натријум-хидроксид
Unit cell, spacefill model of sodium hydroxide
Sample of sodium hydroxide as pellets in a watchglass
Називи
Преферисани IUPAC назив
Натријум-хидроксид[3]
Системски IUPAC назив
Наријум оксиданид[4]
Други називи
Каустична сода

Лужина[1][2]
Аскарит
Бели каустик

Натријум хидрат[3]
Идентификација
3Д модел (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.013.805
EC број 215-185-5
Е-бројеви E524 (регулатор киселости, ...)
Гмелин Референца 68430
KEGG[5]
MeSH Sodium+Hydroxide
RTECS WB4900000
UNII
UN број 1824, 1823
  • InChI=1S/Na.H2O/h;1H2/q+1;/p-1 ДаY
    Кључ: HEMHJVSKTPXQMS-UHFFFAOYSA-M ДаY
  • InChI=1/Na.H2O/h;1H2/q+1;/p-1
    Кључ: HEMHJVSKTPXQMS-REWHXWOFAM
  • O[Na]
Својства
NaOH
Моларна маса 39,9971 g mol−1
Агрегатно стање бели, воскасти, непрозирни кристали
Мирис безмирисан
Густина 2,13 g/cm3
Тачка топљења 318 °C (604 °F; 591 K)
Тачка кључања 1.388 °C (2.530 °F; 1.661 K)
418 g/L (0  °C)
1110 g/L (20  °C)
3370 g/L (100  °C)
Растворљивост растворан у глицеролу
незнатно у амонијаку
нерастворан у етру
слабо растворан у пропилен гликолу
Растворљивост у метанол 238 g/L
Растворљивост у етанол <<139 g/L
Напон паре <2,4 kPa (на 20  °C)
Базност (pKb) -0,56 (NaOH(aq) = Na+ + OH–)[8]
Магнетна сусцептибилност −16,0·10−6 cm³/mol
Индекс рефракције (nD) 1,3576
Термохемија
Специфични топлотни капацитет, C 59,66 J/mol K
64 J·mol−1·K−1[9]
−427 kJ·mol−1[9]
-380,7 kJ/mol
Опасности
Безбедност приликом руковања External MSDS
ГХС пиктограми The corrosion pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)
ГХС сигналне речи Опасност
H290, H314
P280, P305+351+338, P310
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondКод запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gasReactivity code 1: Normally stable, but can become unstable at elevated temperatures and pressures. E.g., calciumSpecial hazards (white): no code
0
3
1
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
40 mg/kg (миш, интраперитонеално)[11]
500 mg/kg (зец, орално)[12]
Границе изложености здравља у САД (NIOSH):
PEL (дозвољено)
 TWA 2 mg/m3[10]
REL (препоручено)
 C 2 mg/m3[10]
IDLH (тренутна опасност)
 10 mg/m3[10]
Сродна једињења
Други анјони
 Натријум хидросулфид
Други катјони
 Цезијум хидроксид

Литијум хидроксид
Калијум-хидроксид
Рубидијум хидроксид

Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Натријум-хидроксид, такође познат као лужина и каустична сода,[1][2] је неорганско једињење хемијске формуле NaOH. То је бело чврсто јонско једињење које се састоји од натријумских катјона Na+
 и хидроксидних анјона OH−
.

Натријум хидроксид је високо каустична база и алкалија која разлаже протеине на собној температури и може да узрокује озбиљне хемијске опекотине. Он је веома растворан у води, и са лакоћом апсорбује влагу и угљен-диоксид из ваздуха. Он формира серију хидрата NaOH·nH
2O.[13] Монохидрат NaOH·H
2O се кристалише из водених раствора између 12,3 и 61,8  °C. Продајно доступни натријум хидроксид је обично заправо монохидрат, и објављени подаци се могу односити на њега, уместо на анхидратно једињење. Као један од најједноставнијих хидроксида, он се обично користи заједно са неутралном водом и киселом хлороводоничном киселином за демонстрирање pH скале студентима хемије.[14]

Натријум хидроксид се користи у многим индустријама: у производњи пулпе и папира, текстила, воде за пиће, сапуна и детерџената, и као средство за чишћење сливника. Светска продукција 2004. године је била приближно 60 милиона тона, док је потражња била 51 милион тона.[15]

Добијање

[уреди | уреди извор]

Као хемикалија која се веома употребљава у индустрији, производи се у великим количинама. Може се добити на више начина:

  1. дејством натријума на воду;
  2. дејством кречног млека на раствор натријум-карбоната;
  3. електролизом раствора натријум-хлорида.[16]

Добијање дејством натријума на воду

[уреди | уреди извор]

За разлику од друге две, ова метода нема широку примену у индустрији, већ служи за лабораторијско добијање натријум-хидроксида и то у малим количинама. Овако добијен натријум-хидроксид је веома чист.[16]

Добијање дејством калцијум-хидроксида

[уреди | уреди извор]

Када се кува смеша натријум-карбоната и калцијум-хидроксида, добија се растворени натријум-хидроксид, док се калцијум-карбонат таложи:

Овај процес се назива каустификација.[16]

Добијање електролизом

[уреди | уреди извор]

Овај процес је најзаступљенији. Приликом електролизе кухињске соли дешавају се хемијске реакције које се могу приказати хемијским једначинама:[16]

Особине

[уреди | уреди извор]

Физичка својства

[уреди | уреди извор]

То је бела кристална супстанца која брзо апсорбује влагу и угљен-диоксид из ваздуха. У води се лако раствара уз издвајање знатне количине топлоте,[17] али се слабо раствара у алкохолу.[18]

Хидрати

[уреди | уреди извор]

Натријум хидроксид може да формира неколико хидрата NaOH·nH
2O, што доводи до комплексног дијаграма растворљивости, који је детаљно описао С. У. Пикеринг 1893. године.[19] Познати хидрати и приближни опсези температура и концентрација (масених процената NaOH) њихових засићених водених раствора су:[13]

  • Хептахидрат, NaOH·7H
    2    O    : од −28  °C (18,8%) до −24  °C (22,2%).[19]
  • Пентахидрат, NaOH·5H
    2    O    : од −24  °C (22,2%) до −17,7 (24,8%).[19]
  • Тетрахидрат, NaOH·4H
    2    O    , α форма: од −17,7 (24,8%) до +5,4  °C (32,5%).[19][20]
  • Тетрахидрат, NaOH·4H
    2    O    , β форма: метастабилна.[19][20]
  • Трихемихидрат, NaOH·3,5H
    2    O    : од +5,4  °C (32,5%) до +15,38  °C (38,8%) и затим до +5,0  °C (45,7%).[19][13]
  • Трихидрат, NaOH·3H
    2    O    : метастабилан.[19]
  • Дихидрат, NaOH·2H
    2    O    : од +5,0  °C (45,7%) до +12,3  °C (51%).[19][13]
  • Монохидрат, NaOH·H
    2    O    : од +12,3  °C (51%) до 65,10  °C (69%) затим до 62,63  °C (73,1%).[19][21]

Рани извештаји су садржали референце о хидратима са n = 0,5 или n = 2/3, док каснија пажљива истраживања нису успела до потврде његово постојање.[21]

Једини хидрати са стабилним тачкама топљења су NaOH·H
2O (65,10  °C) и NaOH·3,5H
2O (15,38  °C). Други хидрати, изузев метастабилних NaOH·3H
2O и NaOH 4H
2O (β) се могу кристалисати из раствора одговарајућег састава, као што је наведено горе. Међутим, раствори NaOH се могу лако суперохладити за много степени, што омогућава формирање хидрата (укључујући метастабилне) из раствора са различитим концентрацијама.[13][21] На пример, кад се раствор NaOH и воде са 1:2 молским односом (52,6% NaOH по маси) охлади, монохидрат нормално почиње да се кристалише (на око 22  °C) пре дихидрата. Међутим, раствор се може лако суперохладити до -15  °C, након чега се може брзо кристалисати као дихидрат. При загревању, чврсти дихидрат се може директно отопити у раствор на 13,35  °C; међутим, кад једном температуре премаши 12,58  °C он се обично разлаже у чврсти монохидрат и течни раствор. Чак и n = 3,5 хидрат је тешко кристалисати, јер се раствор суперохлади у тој мери да други хидрати постају стабилнији.[13]

Раствор у топлој води који садржи 73,1% (масено) NaOH је еутектички, те очвршћава на око 62,63  °C као једна интиматна мешавина анхидрованих и монохидратних кристала.[22][21] Друга стабилна еутектичка композиција је 45,4% (масених) NaOH, која очвршћава на око 4,9  °C у смешу кристала дихирата и 3,5-хидрата.[13] Трећа стабилна еутектичка композиција има 18,4% (масених) NaOH. Она се очвршћава на око −28,7  °C као смеша воденог леда и хептахидрата NaOH·7H
2O.[19][23] Кад се раствори са мање од 18,4% NaOH хладе, водени лед се прво кристалише, остављајући NaOH у раствору.[19]

α форма тетрахидрата има густину од 1,33 g/cm3. Она се конгруентно топи на 7,55  °C у течност са 35,7% NaOH која има густину 1,392 g/cm3, и стога плива плива на њој као лед на води. Међутим, на око 4,9  °C он се може уместо тога инконгурентно отопити у смешу чврстог NaOH·3.5H
2O и течног раствора.[20] β форма тетрахидрата је метастабилна, и често се спонтано трансформише у α форму кад се охлади испод −20  °C.[20] Кад је једном иницирана, егзотермна трансформација се комплетира за неколико минута, уз повећање од 6,5% у запремини течности. β форма се може кристалисати из суперохлађених раствора на −26  °C, и делимично отопити на −1,83  °C.[20]

Продајни натријум хидроксид је обично монохидрат (густина 1,829 g/cm3). Физички подаци у техничкој литератури се могу односити на ову форму, уместо на анхидратно једињење.

Хемијска својства

[уреди | уреди извор]

Водени раствор је љигав, корозиван и натријум-хидроксид је у том раствору веома дисосован што је све својство јаке алкалије. У складу са тим, мења боју лакмуса у плаво, као што мења боје и других индикатора, а са киселинама реагује градећи соли. Такође реагује и са растворима металних соли, изузев соли алкалних метала, градећи соли натријума, на пример:

Са тим да се у реакцији са амон-солима ослобађа амонијак (гас), вероватно због непостојаности амон-хидроксида.[16] Уколико се раствор држи у стојници са брушеним стакленим затварачем, после неког времена неће бити могуће отворити ту стојницу јер супстанца лако везује угљен-диоксид из ваздуха и прави кристале на затварачу. Да би се таква ситуација спречила, користе се гумени затварачи, чија је флексибилност боља.

Растопљени натријум-хидроксид делује на метале, са тим да на никл и сребро слабо делује. На пример:

Делује и на неметале:

Лако делује и на стакло и порцелан, чак и његов водени раствор.[16]

Употреба

[уреди | уреди извор]

Има вишеструку употребу: за бељење и бојење, при рафинацији уља, у производњи сапуна, хартије, боја (ализарина на пример) и вештачке свиле, за пречишћавање боксита, а у облику натрон-креча употребљава се у квантитативној анализи за апсорпцију угљен-диоксида.[16] Користи се у комбинацији са другим хемикалијама за скидање фото-лака при кућној изради штампаних плоча у електроници, након што је плоча била подвргнута UV осветљавању.[24]

Референце

[уреди | уреди извор]
  1. ^ а б „Material Safety Datasheet” (PDF). certified-lye.com. Архивирано из оригинала (PDF) 28. 02. 2008. г. Приступљено 14. 04. 2019. 
  2. ^ а б „Material Safety Datasheet 2” (PDF). hillbrothers.com. Архивирано из оригинала (PDF) 3. 8. 2012. г. Приступљено 20. 5. 2012. 
  3. ^ а б „Sodium Hydroxide – Compound Summary”. Приступљено 12. 6. 2012. 
  4. ^ "1310-73-2|Sodium hydroxide solution|Sigma Aldrich|sodium oxidanide" Архивирано на сајту Wayback Machine (27. јануар 2018). chembase.cn.
  5. ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  6. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  7. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  8. ^ „Sortierte Liste: pKb-Werte, nach Ordnungszahl sortiert. – Das Periodensystem online”. 
  9. ^ а б Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A23. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  10. ^ а б в NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0565”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH). 
  11. ^ Michael Chambers. "ChemIDplus – 1310-73-2 – HEMHJVSKTPXQMS-UHFFFAOYSA-M – Sodium hydroxide [NF<nowiki> – Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information."]. nih.gov.
  12. ^ „Sodium hydroxide”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  13. ^ а б в г д ђ е P. R. Siemens, William F. Giauque (1969): "Entropies of the hydrates of sodium hydroxide. II. Low-temperature heat capacities and heats of fusion of NaOH·2H2O and NaOH·3.5H2O". Journal of Physical Chemistry, volume 73, issue 1, pages 149–157. . doi:10.1021/j100721a024.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  14. ^ „Examples of Common Laboratory Chemicals and their Hazard Class”. Архивирано из оригинала 10. 01. 2018. г. Приступљено 14. 04. 2019. 
  15. ^ Cetin Kurt, Jürgen Bittner (2005). „Sodium Hydroxide”. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a24_345.pub2. 
  16. ^ а б в г д ђ е Parkes, G.D. & Phil, D. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.
  17. ^ „Exothermic vs. Endothermic: Chemistry's Give and Take”. Discovery Express. Архивирано из оригинала 09. 07. 2023. г. Приступљено 14. 04. 2019. 
  18. ^ „Sodium Hydroxide Storage Tanks & Specifications”. Protank (на језику: енглески). 8. 9. 2018. Приступљено 21. 11. 2018. 
  19. ^ а б в г д ђ е ж з и ј Spencer Umfreville Pickering (1893): "LXI.—The hydrates of sodium, potassium, and lithium hydroxides". Journal of the Chemical Society, Transactions, volume 63, pages 890-909. . doi:10.1039/CT8936300890.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  20. ^ а б в г д S. C. Mraw, W. F. Giauque (1974): "Entropies of the hydrates of sodium hydroxide. III. Low-temperature heat capacities and heats of fusion of the α and β crystalline forms of sodium hydroxide tetrahydrate". Journal of Physical Chemistry, volume 78, issue 17, pages 1701–1709. . doi:10.1021/j100610a005.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  21. ^ а б в г L. E. Murch, W. F. Giauque (1962): "The thermodynamic properties of sodium hydroxide and its monohydrate. Heat capacities to low temperatures. Heats of solution". Journal of Physical Chemistry, volume 66, issue 10, pages 2052–2059. . doi:10.1021/j100816a052.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  22. ^ G. E. Brodale and W. F. Giauque(1962): "The freezing point-solubility curve of aqueous sodium hydroxide in the region near the anhydrous-monohydrate eutectic". Journal of Physical Chemistry, volume 66, issue 10, pages 2051–2051. . doi:10.1021/j100816a051.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  23. ^ M. Conde Engineering: "Solid-Liquid Equilibrium (SLE) and Vapour-Liquid Equilibrium (VLE) of Aqueous NaOH Архивирано на сајту Wayback Machine (7. октобар 2020)". Online report, accessed on 2017-04-29.
  24. ^ elitesecurity.org Архивирано на сајту Wayback Machine (28. март 2012) Елит секјурити форум

Литература

[уреди | уреди извор]

Спољашње везе

[уреди | уреди извор]
Натријум-хидроксид на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Натријум-хидроксид&oldid=28709267”