Tabela porównawcza sodu i chloru.

Symbol: Na
Nazwa polska: Sód
Nazwa angielska: Sodium
Grupa: IA (1) – litowce
Okres: 3
Liczba atomowa: 11
Masa atomowa: 22,989768
Stan skupienia (20 C ,1 atm.) –ciało stałe
Kolor: srebrnobiały z metalicznym połyskiem
Zapach: ------

Właściwości fizyczne:

-miękki metal (daje się kroić nożem)

-gęstość poniżej 1g/cm³ (pływa na powierzchni wody)

-sole sodu są bezbarwnymi, łatwo rozpuszczalnymi się w wodzie
substancjami krystalicznymi

Stan skupienia: stały
Temperatura topnienia: 370,87 K ( 97,72 C)
Temperatura wrzenia: 1156 K (883 C)
Objętość molowa: 23,78 10⁻⁶ m³/mol
Ciepło parowania: 96,96 kJ/mol
Ciepło topnienia: 2,598 kJ/mol
Ciśnienie pary nasyconej: 1,43 10⁻⁵ Pa
Prędkość dźwięku: 3200 m/s (293,15 K)

Właściwości chemiczne:

Z tlenem reaguje łatwo, pokrywając się warstwą tlenków (matowieje na powietrzu), w czasie spalania daje nadtlenek Na₂O₂, który gwałtownie reaguje z wodą dając wodorotlenki sodu i nadtlenek wodoru:
Na₂O₂ + H₂O  NaOH + H₂O₂

Zaś z dwutlenkiem węgla daje węglan i tlen ( stosowany do oczyszczenia powietrza z CO₂ )

2Na₂O₂ + 2CO₂  2Na₂CO₃ + O₂

Wodorotlenek sodu otrzymuje się głównie przez elektrolizę rozwoju chlorku sodu. W obecności jonów sodowych na katodzie następuje redukcja jonów wodorowych (produktu dysocjacji wody) i w roztworze powstaje nadmiar jonów wodorotlenkowych. Na anodzie dochodzi do utleniania jonów
chlorkowych do cząsteczkowego chloru Cl₂ i końcowym efekcie tych procesów w roztworze po elektrodzie zawarte są jony sodowe i wodorotlenowe.

Wodorotlenek sodu jest substancją higroskopijną oraz łatwo reagującą z dwutlenkiem węgla CO₂, stąd często stosuje się go do osuszania powietrza i ilościowego wyłapywania CO₂

2NaOH + CO₂  Na₂CO₃ + H₂O

Węglany litowców w reakcji z CO₂ przechodzą w wodorowęglany („kwaśne sole”)

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O  2NaHCO₃

Zarówno węglany jak i wodorowęglany,jako sole słabego kwasu węglowego H₂CO₃ ulegają hydrolizie

Zastosowanie:

Sód znalazł zastosowanie w konstrukcji fotokomórek –emituje on elektrony pod wpływem światła. Pary sodu wykorzystuje się w lampach sodowych. Niewielkiej ilości tego pierwiastka stosuje się jako dodatek uszlachetniający w wielu stopach (np. Al)
Stopiony sód w mieszaninie z metalicznym potasem stosuje się jako chłodziwo w reaktorach atomowych. Izotop ²³Na stosowany jest jako wskaźnik promieniotwórczy (znacznik) oraz w medycynie do zwalczania nowotworów.

Otrzymywanie:

Sód otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku sodowego (w mieszaninie z chlorkiem wapnia) lub wodorotlenku sodowego

Występowanie w przyrodzie:

W przyrodzie występuje bardzo często (rozpowszechnienie wag. 2,5%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku. Podstawowym źródłem sodu jest kopalnia sól NaCl. Ze względu na reaktywność metaliczny sód musi być przechowywany pod warstwą nafty. Na powietrzu bardzo szybko pokrywa się warstwą tlenku

Symbol: Cl
Nazwa polska: Chlor
Nazwa angielska: Chlorine
Grupa: VIIA - fluorowce
Okres: 3
Liczba atomowa: 17
Masa atomowa: 35,4527
Stan skupienia (20 C ,1 atm.) –gaz
Kolor: żółto – zielony
Zapach: drażniący ,charakterystyczny

Właściwości fizyczne:

-żółtozielony gaz, cięższy od powietrza, o charakterystycznym duszącym
zapachu, toksyczny

-dobrze rozpuszcza się w wodzie ,a powstający roztwór to woda
chlorowna (Cl₂ aq)

-wielowartościowy

-duża elektroujemność

Stan skupienia: gazowy
Temperatura topnienia: 171,6 K ( -101,55 C)
Temperatura wrzenia: 239,11 K (-33,04 C)
Objętość molowa: 17,39 10⁻⁶ m³/mol
Ciepło parowania: 10,2 kJ/mol
Ciepło topnienia: 3,203 kJ/mol
Ciśnienie pary nasyconej: 1300 Pa
Prędkość dźwięku: bd

Właściwości chemiczne:

Chlor jest bardzo aktywny chemicznie.
Nie tworzy związków tylko z tlenem i helowcami.
Reakcje z pozostałymi pierwiastkami często przebiegają gwałtownie ( z sodem ,fosforem i siarką) .
Szczególnie łatwo chlor reaguje z sproszkowanymi metalami.
Po zainicją lizowaniu reakcji łączy się z wodorem tworząc chlorowodór HCl.
Chlor ma silne właściwości utleniające, utlenia bromki i jodki do wolnych pierwiastków.

- właściwości bielące i odkażające, spowodowane powstawaniem tlenu atomowego podczas rozpuszczania chloru w wodzie.

- aktywny chemicznie niemetal

- reaguje bezpośrednio z wieloma metalami (powstają chlorki)
i niemetalami

- reakcja z sodem silnie egzoenergetyczna

2Na + Cl₂  2 NaCl

Cu + Cl₂  Cu Cl₂

-silna trucizna (był użyty jako gaz bojowy)
-ma charakterystyczny, ostry, nieprzyjemny zapach (m.in. można poczuć go na basenach)

Zastosowanie:

Chlor jest kluczową substancją wykorzystywana w syntezie organicznej i nieorganicznej. Jego związki znalazły zastosowanie do wybielania i odkażania. Pierwiastek ten ma też duże zastosowanie w gospodarstwie domowym.

Otrzymywanie:

Wolny chlor otrzymuje się poprzez elektrolizę solanki (wodnego roztworu chlorku sodowego)

Występowanie w przyrodzie:

Chlor jest często występującym pierwiastkiem w przyrodzie, jednak nie występuje w stanie wolnym. Występuje głównie w postaci chlorków: chlorku sodu (NaCl) , chlorku magnezu (MgCl₂) i chlorku potasu (KCl). Zajmuje on pod względem rozpowszechniania w skorupie ziemskiej 13 miejsce (procenty wagowe)