Гідроксид натрію

Гідроксид натрію
Назва за IUPAC	Натрій гідроксид
Інші назви	їдкий натр, їдкий натрій, гідроокис натрію, натрієвий луг, каустик, каустична сода
Ідентифікатори
Номер CAS	1310-73-2
Номер EINECS	215-185-5
DrugBank	DB11151
KEGG	D01169 і C12569
Назва MeSH	D01.045.250.750 і D01.248.497.158.459.475
ChEBI	32145
RTECS	WB4900000
SMILES	[OH-].[Na+][1]
InChI	InChI=1S/Na.H2O/h;1H2/q+1;/p-1
Номер Гмеліна	68430
Властивості
Молекулярна формула	NaOH
Молярна маса	39,997 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали
Запах	без запаху
Густина	2,13 г/см³[2] 1,77 г/см³ (350 °C, рідина)
Тпл	323 °C[2]
Ткип	1388 °C[2]
Розчинність (вода)	100 г/100 г H2O
Термохімія
Теплоємність, c^o p	3,24 Дж/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони	оксид натрію, хлорид натрію
Інші катіони	гідроксид калію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гідрокси́д на́трію, натрій гідроксид, каустична сода або просто каустик — неорганічна сполука, гідроксид складу NaOH. Являє собою білі, непрозорі та дуже гігроскопічні кристали. Речовина добре розчинна у воді — при з'єднанні з водою виділяється велика кількість тепла. Проявляє сильні лужні властивості. Значення pH 1%-го водного розчину становить 13. Гідроксид натрію є їдкою сполукою, при потраплянні на шкіру викликає омилення жирів та хімічні опіки, спричиняє корозію окремих металів. Речовина застосовується у виробництві численних продуктів, зокрема, поверхнево-активних речовин, паперу, косметики, лікарських засобів.

Фізичні властивості

Гідроксид натрію NaOH — біла тверда речовина. Залишений на повітрі їдкий натрій незабаром розпливається, оскільки притягує вологу з повітря. Речовина добре розчиняється у воді, при цьому виділяється велика кількість теплоти.

Розчинність NaOH у воді

Температура, °C	0	10	20	25	30	40	50	60	70	80	90	100
Розчинність, %[3]	30	39	46	50	53	58	63	71	74	76	76	79

Розчинність в метанолі складає 23,6 г/л (при 28 °C), в етанолі  — 14,7 г/л (28 °C).

Розчин їдкого натру милкий на дотик.

Термодинаміка розчинів

Ентальпія розчинення для нескінченно розведеного водного розчину складає −44,45 кДж/моль.

З водних розчинів кристалізуються гідрати:

• при 12,3–61,8 °C — моногідрат NaOH·H₂O (сингонія ромбічна, температура плавлення 65,1 °C; густина 1,829 г/см³;ΔH⁰_утв −425,6 кДж/моль);
• в інтервалі -28…-24 °C — гептагідрат NaOH·7H₂O;
• від -24 до -17,7 °C — пентагідрат NaOH·5H₂O;
• від -17,7 до -5,4 °C — тетрагідрат NaOH·4H₂O (α-модифікація);
• від -8,8 до 15,6 °C — NaOH·3,5Н₂О (температура плавлення 15,5 °C).
• від 0 °C до 12,3 °C — дигідрат NaOH·2H₂O;

Отримання

Виробництво соди

Історично першим методом отримання гідроксиду натрію була взаємодія соди Na₂CO₃ та гашеного вапна Ca(OH)₂ у водному розчині:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}CO_{3}+Ca(OH)_{2}\rightarrow 2NaOH+CaCO_{3}\downarrow } }$

Проведенню реакції сприяє перемішування та висока температура, тому її здійснювали у сталевих реакторах із мішалками. Після отримання продуктів, від продуктів відділяли малорозчинний карбонат кальцію та випарювали залишковий розчин гідроксиду натрію при 180 °C у чавунних ємностях без доступу повітря. Таким чином можна було отримати розчин концентрацією до 95 %.

У 1892 році незалежно один від одного американський вчений Гамільтон Кастнер та австрієць Карл Кельнер відкрили спосіб отримання гідроксиду електролізом хлориду натрію, який широко розповсюджений у промисловості. Перебіг реакцій можна описати сумарним рівнянням:

${\displaystyle \mathrm {2NaCl+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}\uparrow +Cl_{2}\uparrow } }$

Цей метод і донині є основним промисловим способом добування NaOH, однак деякі умови проведення синтезу зазнавали модифікацій. Зокрема, для запобігання перебігу реакцій між продуктами та вихідними речовинами різні етапи взаємодії проводять в окремих реакторах або ж розмежовуються. За цим критерієм розрізняють три основні методи: ртутний, діафрагменний та мембранний.

Ртутний процес

В оригінальному методі синтезу NaOH як катод використовується ртутний електрод. Потрапляючи на катод, іони натрію утворюють там рідкі амальгами змінного складу NaHg_n:

${\displaystyle \mathrm {Na^{+}+e^{-}+Hg_{n}\rightarrow NaHg_{n}} }$

Амальгами виділяються з реакційної системи і переводяться в іншу, де відбувається розкладання амальгами водою з утворенням гідроксиду натрію:

${\displaystyle \mathrm {2NaHg_{n}+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}\uparrow +2Hg_{n}} }$

За цим методом утворюється розчин NaOH концентрацією 50–73 % та практично чистий від забруднюючих домішок (хлору, хлориду натрію). Утворена в результаті розкладання ртуть повертається в електрод.

На аноді (графітовому чи іншому) відбувається окиснення хлорид-іонів з утворенням вільного хлору:

${\displaystyle \mathrm {2Cl^{-}-2e^{-}\rightarrow Cl_{2}} }$

Окрім цього, мають місце також побічні реакції: окиснення гідроксид-іону та електрохімічне утворення хлорат-іону. Гідролізом отриманого хлору можуть утворюватися і незначні кількості гіпохлорит-іонів.

Діафрагменний процес

У діафрагменному методі простір між катодом та анодом розмежований перегородкою, яка не пропускає розчини і гази, однак не перешкоджає проходженню електричного струму та міграції іонів. Зазвичай, як такі перегородки використовується азбестова тканина, пористі цементи, порцеляна тощо.

В анодний простір подається розчин NaCl: на аноді (графітовому або титановому з оксидними покритями або покриттям платиновими металами (магнетитові мають завеликий опір та перенапругу виділення хлору, тому в промисловості широко не використовуються) відновлюються хлорид-іони, а катіони Na⁺ (та, частково, аніони Cl^-) мігрують крізь діафрагму до катодного простору. Там катіони не сполучаються із гідроксид-іонами, утвореними відновленням води на залізному або мідному катоді:

${\displaystyle \mathrm {2H_{2}O+2e^{-}\rightarrow H_{2}\uparrow +2OH^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {Na^{+}+OH^{-}\rightleftarrows NaOH} }$

З катодного простору в результаті виділяється суміш гідроксиду та хлориду натрію із вмістом NaOH 10–15 % (та близько 18 % NaCl). Шляхом випаровування вдається збільшити концентрацію гідроксиду до 50 %, але вміст хлориду все одно залишається суттєвим. Для виділення хлориду з суміші, її обробляють рідким аміаком із утворенням легковідділюваного хлориду амонію (однак, цей спосіб є малопоширеним через високу вартість його проведення). Також застосовується метод, який полягає в охолодженні суміші та виділенні кристалів гідрату NaOH·3,5H₂O, які надалі додатково дегідратують.

Хоча магнетитові не використовуються в промисловості їх, в модифікованому вигляді можна виготовити та використовувати в домашніх умовах при наявності листового титану та концентрованої сульфатної кислоти (для протравлення оксидного шару): частина титанового електроду яка в майбутньому має бути занурена в хлоридний розчин протравлюється в концентрованій сульфатній кислоті кілька хвилин і без змивання кислоти занурюється в розчин сульфату заліза або солі Мора як катод (анод логічно робити залізним - тоді склад електроліту залишатиметься малозмінним). Після гальванічного покриття титану залізом електрод відпалюється на повітрі для закріплення зв'язку титану із залізом та переведення заліза в магнетит. З непротравленого аноду магнетитовий шар в процесі роботи швидко обсиплеться. Вугільні аноди досить швидко розсипаються.

Мембранний процес

Цей спосіб був розроблений у 1970-х роках компанією «DuPont» і вважається найбільш досконалим з існуючих. У мембранному процесі в реакторі встановлюється катіонообмінна мембрана, яка є проникною для іонів Na⁺, що рухаються у катодний простір, і пригнічує міграцію гідроксид-іонів, які мігрують у зворотному напрямку — таким чином у катодному просторі збільшується концентрація складових NaOH. Економічно вигідною для синтезу вважається концентрація 30–35 %, а новітні мембрани дозволяють збільшити це значення до 50 %.

За цим методом хлорид натрію теоретично не утворюється, але проникнення хлорид-іонів крізь мембрану усе ж може мати місце.

Катіонпровідні мембрани використовуються в літій-полімерних акумуляторах. Це співполімери з тетрафлуоретиленом, технологічно виготовлені з кількох несиметрично розміщених шарів шарів. Зовнішній вигляд — тефлонова плівка.

Отримання твердого NaOH

Твердий NaOH (каустична сода) отримують випарюванням його розчину до вмісту води менше за 0,5–1,5 %. Спочатку 50 %-ий розчин випарюють у вакуумі до концентрації 60%, а концентрацію 99 % досягають із застосуванням теплоносіїв (суміш NaNO₂, NaNO₃, KNO₃) за температури понад 400 °C: розчин подається насосом у розігріту камеру для випаровування, де відокремлюється решта води.

Випарювання розчину NaOH проводять в залізних , нікелевих , кобальтових або срібних ємностях. Скло, порцеляна, платина в присутності кисню розплавом руйнуються .

Марки

Гідроксид натрію випускається у двох видах: твердому та рідкому. Тверда гранульована каустична сода являє собою білу тверду масу з розміром лусочок 0,5–2 см. Рідкий розчин каустичної соди — безбарвний. Комерційно важливими є розчини гідроксиду натрію із концентрацією у 50 %.

Технічний їдкий натр випускають таких марок:

• ТР — твердий ртутний;
• ТД — твердий діафрагмовий (плавлений);
• РР — розчин ртутний;
• РХ — розчин хімічний;
• РД — розчин діафрагмовий.

Хімічні властивості

Гідроксид натрію активно поглинає вологу з повітря, утворюючи гідрати різного складу, які розкладаються при нагріванні:

${\displaystyle \mathrm {NaOH+H_{2}O\rightarrow NaOH\cdot H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NaOH\cdot H_{2}O{\xrightarrow {100-400^{o}C}}NaOH+H_{2}O} }$

У розчинах сполука добре дисоціює:

${\displaystyle \mathrm {NaOH\leftrightarrows Na^{+}+OH^{-}} }$

Проявляючи сильні лужні властивості, гідроксид натрію легко взаємодіє з кислотами, кислотними та амфотерними оксидами і гідроксидами:

${\displaystyle \mathrm {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NaOH+CO_{2}\rightarrow NaHCO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH_{(conc.)}+CO_{2}\rightarrow Na_{2}CO_{3}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4NaOH_{(conc.)}+SiO_{2}{\xrightarrow {\tau }}Na_{4}SiO_{4}+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+Al_{2}O_{3}{\xrightarrow {900-1000^{o}C}}2NaAlO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH_{(conc.)}+Zn(OH)_{2}\rightarrow Na_{2}[Zn(OH)_{4}]} }$

NaOH легко взаємодіє із галогенами, а за високих температур — також і з металами:

${\displaystyle \mathrm {6NaOH+4F_{2}\rightarrow OF_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow +6NaF+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+Br_{2}\rightarrow NaBrO+NaBr+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {6NaOH+3Br_{2}{\xrightarrow {t}}NaBrO_{3}+5NaBr+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {24NaOH_{(conc.)}+7Cl_{2}+I_{2}\rightarrow 2Na_{5}IO_{6}+14NaCl+12H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+2Na{\xrightarrow {600^{o}C}}2Na_{2}O+H_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {4NaOH+3Ca{\xrightarrow {600^{o}C}}2Na+Na_{2}O+3CaO+2H_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+2Al+2H_{2}O{\xrightarrow {400-500^{o}C}}2NaAlO_{2}+3H_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+Zn+2H_{2}O\rightarrow Na_{2}[Zn(OH)_{4}]+H_{2}} }$

При взаємодії з солями, що є похідними слабких основ, утворюються відповідні гідроксиди:

${\displaystyle \mathrm {NaOH+FeI_{2}{\xrightarrow {N_{2}}}Fe(OH)_{2}\downarrow +2NaI} }$

${\displaystyle \mathrm {3NaOH+AlCl_{3}\rightarrow Al(OH)_{3}+3NaCl} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+2AgNO_{3}\rightarrow Ag_{2}O\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O} }$

Реагуючи із монооксидом вуглецю, синтезується форміат натрію. Реакція проходить під тиском, за температури 120–200 °С у присутності каталізатора:

${\displaystyle \mathrm {NaOH+CO\rightarrow HCOONa} }$

Вимоги безпеки

Опік шкіри, спричинений дією 10% розчину NaOH

Сода каустична пожежо- та вибухобезпечна. Їдка, корозійно активна речовина. За ступенем впливу на організм належить до речовин 2-го класу небезпеки. Як тверда речовина, так і концентровані її розчини викликають дуже сильні опіки. Попадання лугу в очі може призвести до їх важких захворювань і навіть до втрати зору. При попаданні на шкіру, слизові оболонки, очі утворюються сильні хімічні опіки. При потраплянні на шкіру — промити слабким розчином оцтової кислоти.

При роботі використовують захисні засоби: захисні окуляри, гумові рукавички, прорезинений хімічностійкий одяг.

Застосування

Гідроксид натрію застосовується в багатьох галузях промисловості та у побуті:

• Каустик застосовується в целюлозно-паперовій промисловості для делігніфікації (сульфатний процес) целюлози, у виробництві паперу, картону, штучних волокон, деревно-волоконних плит.
• Для омилення жирів при виробництві мила, шампуню та інших миючих засобів. Останнім часом продукти на основі гідроксиду натрію (з додаванням гідроксиду калію, нагріті до 50–60 градусів Цельсія, застосовуються в сфері промислової мийки для очищення виробів з нержавіючої сталі від жиру та інших масляних речовин, а також залишків механічної обробки.
• В хімічних галузях промисловості — для нейтралізації кислот і кислотних оксидів, як реагент або каталізатор в хімічних реакціях, в хімічному аналізі для титрування, для травлення алюмінію та у виробництві чистих металів, в нафтопереробці — для виробництва масел.
• Для виготовлення біодизельного палива — яке отримують з рослинних олій і використовують для заміни звичайного дизельного палива. Для отримання біодизелю до дев'яти масових одиниць рослинної олії додають одну масову одиницю спирту (тобто дотримується пропорція 9:1), а також лужний каталізатор (NaOH). Отриманий ефір (головним чином лінолевої кислоти) відрізняється чудовою займистістю, що забезпечується високим цетановим числом. Якщо для мінерального дизпалива характерний показник в 50–52 %, то метиловий ефір відповідно 56–58 % цетана. Сировиною для виробництва біодизеля можуть бути різні рослинні олії: ріпакова, соєва та інші, крім тих, у складі яких високий вміст пальмітинової кислоти (пальмова олія). При її виробництві в процесі етерифікації також утворюється гліцерин, що використовується в харчовій, косметичній та паперовій промисловості або переробляється в епіхлоргідрин за методом Сольве.
• Як агент для розчинення засмічень каналізаційних труб, у вигляді сухих гранул або у складі гелів. Гідроксид натрію дезагрегує засмічення і сприяє легкому просуванню його далі по трубі.
• В цивільній обороні для дегазації та нейтралізації отруйних речовин, у тому числі зарину, в ребрізерах (ізолюючих дихальних апаратах (ІДА), для очищення повітря, що видихається, від вуглекислого газу.
• Гідроксид натрію також використовується для мийки прес-форм автопокришок.
• В приготуванні їжі: для миття та очищення фруктів та овочів від шкірки, у виробництві шоколаду і какао, напоїв, морозива, фарбуванні карамелі, для розм'якшення маслин і надання їм чорного забарвлення, при виробництві хлібобулочних виробів. Зареєстровано як харчову добавку E524.
• У косметології для видалення ороговілих ділянок шкіри: бородавок, папілом.

Див. також

• Карбонат натрію
• Хлор

Примітки

1. SODIUM HYDROXIDE
   d:Track:Q278487
2. За тиску 101,3 кПа
3. Значення розчинності у відсотках розраховується як відношення маси розчиненої речовини до маси усього розчину

Джерела

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Myers Richard L. The 100 Most Important Chemical Compounds. — Westport, CT : Greenwood Press, 2007. — 326 p. — ISBN 978-0-313-33758-1. (англ.)
• Kurt C., Bittner J. Sodium Hydroxide // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — 12 p. — DOI:10.1002/14356007.a24_345.pub2. (англ.)
• Schmittinger P., Florkiewicz T., Curlin L. C. Chlorine // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 8-57. — DOI:10.1002/14356007.a06_399.pub3. (англ.)
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2004. — Т. 1 : А — К. — 640 с. — ISBN 966-7804-14-3.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)

Посилання

• НАТРІЮ ГІДРОКСИД [Архівовано 25 квітня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія