Отворите главни мени
Шаблон:Chembox DeltaGfree

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
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
3D модел (Јмол)
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
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]
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
Код 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 codeNFPA 704 four-colored diamond
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 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
2
O
.[13] Монохидрат NaOH·H
2
O
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 заједноса неутралном водом и киселом хлороводоничном киселином за демонстрирање pH скале студентима хемије.[14]

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

Садржај

ДобијањеУреди

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 водуУреди

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-хидроксидаУреди

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 електролизомУреди

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

 
 
 

ОсобинеУреди

Физичка својстваУреди

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]

ХидратиУреди

Натријум хидроксид може да формира неколико хидрата NaOH·nH
2
O
, што доводи до комплексног дијаграма растворљивости, који је детаљно описао С. У. Пикеринг 1893. године.[19] Познати хидрати и апроксимативни 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
2
O
(65,10  °C) и NaOH·3,5H
2
O
(15,38  °C). Други хидрати, изузев метастабилних NaOH·3H
2
O
и NaOH 4H
2
O
(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
2
O
.[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
2
O
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 својстваУреди

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]

УпотребаУреди

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]

РеференцеУреди

  1. 1,0 1,1 „Material Safety Datasheet” (PDF). certified-lye.com. 
  2. 2,0 2,1 „Material Safety Datasheet 2” (PDF). hillbrothers.com. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 3. 8. 2012. Приступљено 20. 5. 2012. 
  3. 3,0 3,1 „Sodium Hydroxide – Compound Summary”. Приступљено 12. 6. 2012. 
  4. ^ "1310-73-2|Sodium hydroxide solution|Sigma Aldrich|sodium oxidanide". 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. 9,0 9,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A23. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  10. 10,0 10,1 10,2 NIOSH Džepni vodič hemijskih hazarda 0565
  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. 13,0 13,1 13,2 13,3 13,4 13,5 13,6 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
  14. ^ „Examples of Common Laboratory Chemicals and their Hazard Class”. 
  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. 16,0 16,1 16,2 16,3 16,4 16,5 16,6 Parkes, G.D. & Phil, D. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.
  17. ^ „Exothermic vs. Endothermic: Chemistry's Give and Take”. Discovery Express. 
  18. ^ „Sodium Hydroxide Storage Tanks & Specifications”. Protank (на језику: енглески). 8. 9. 2018. Приступљено 21. 11. 2018. 
  19. 19,00 19,01 19,02 19,03 19,04 19,05 19,06 19,07 19,08 19,09 19,10 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
  20. 20,0 20,1 20,2 20,3 20,4 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
  21. 21,0 21,1 21,2 21,3 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
  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
  23. ^ M. Conde Engineering: "Solid-Liquid Equilibrium (SLE) and Vapour-Liquid Equilibrium (VLE) of Aqueous NaOH". Online report, accessed on 2017-04-29.
  24. ^ elitesecurity.org Елит секјурити форум

ЛитератураУреди

  • Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A23. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  • Euro Chlor-How is chlorine made? Chlorine Online
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  • Heaton, A. (1996) An Introduction to Industrial Chemistry, 3rd edition, New York:Blackie. ISBN 978-0-7514-0272-8..

Спољашње везеУреди