Niob wurde erstmals 1801 in einer Erzprobe aus Connecticut in den USA vom englischen Chemiker Charles Hatchett entdeckt. Er nannte das Element „Columbium“ zu Ehren seines Fundortes: den USA — Columbia ist ein Synonym für die Vereinigten Staaten. 1802 entdeckte der schwedische Chemiker Anders Gustaf Ekeberg Tantal in einem ähnlichen Mineral (Tantalit) und glaubte zunächst, es handele sich um dasselbe Element wie Hatchetts Columbium. Der britische Chemiker William Hyde Wollaston behauptete, Columbium und Tantal seien identisch.

1844 widerlegte der deutsche Chemiker Heinrich Rose diese Ansicht und zeigte, dass das Mineral Columbit zwei verschiedene Elemente enthielt: das bereits bekannte Tantal und Niob, das Rose nach der mythologischen Göttin Niob, der Tochter des Tantalus, bezeichnete.

Aufgrund der großen chemischen Ähnlichkeit von Niob und Tantal gestaltete sich die Feststellung der individuellen Identität der beiden Elemente sehr schwierig und wurde erst eindeutig durch den Schweizer Chemiker Jean Charles Galissard de Marignac bestätigt.

Hinzu kamen Namensstreitigkeiten, die erst 1950 endeten, nachdem sich die „Internationale Union für reine und angewandte Chemie“ auf die Bezeichnung Niob einigte. In den USA trifft man in einigen Industriesektoren bis heute noch auf die Bezeichnung Columbium und das Kurzzeichen Cb.

Niob wurde zunächst kaum genutzt, da Tantal etwa in Glühfäden bevorzugt wurde. Die Entdeckung der Supraleitfähigkeit von Niob machte es in den 1950er Jahren für Teilchenbeschleuniger und MRT-Magneten interessant.
Seit den 1960er Jahren ist Niob als Legierungszusatz in hochfesten Stählen für Pipelines, Autos, Flugzeugen und in Superlegierungen für die Raumfahrt unverzichtbar.

Etwa drei Viertel des hergestellten Niobs gehen in Form von Ferroniob in die Stahlindustrie, um hochfesten Stahl herzustellen. Ferroniob erhöht im Stahl die Festigkeit und Korrosionsbeständigkeit, was besonders für Pipelines, Brücken und Autokarrosserien von Bedeutung ist.

Niob wird außerdem in Supraleitern eingesetzt, da es bei extrem tiefen Temperaturen (<9,2 K) widerstandslos Strom leitet.
Der Teilchenbeschleuniger am CERN nutzt Magnete aus Niob-Titan- oder Niob-Zinn-Legierungen. In medizinischen MRT-Geräte werden Magnetspulen aus Niob-Titan verwendet.

Etwa ein Fünftel der weltweit hergestellten Niobmengen wird für Superlegierungen für die Luft- & Raumfahrt benutzt. Niobhaltige Legierungen werden für Turbinenschaufeln in Jet- und Raketentriebwerken sowie in Raumfahrzeugkomponenten wie Düsen und Wärmeschilde eingesetzt.

Niob ist auch ein interessanter Werkstoff für Kondensatoren. Niob-Elektrolytkondensatoren sind eine günstigere und umweltfreundlichere Alternative zu Tantal-Kondensatoren. In der Elektronik kommt Niob in Smartphones, Laptops und Elektroautos zum Einsatz.

Nischenanwendungen für Niob sind die Nukleartechnik, Schmuck (hypoallergen) und Quantencomputer.

Columbit und Tantalit stellen die wichtigsten kommerziellen abbaubaren Quellen für Niob dar.

Das führende Abbauland ist Brasilien, das auch die größten und wirtschaftlichsten Vorkommen besitzt. Mit einem Weltmarktanteil von 80 Prozent ist Companhia Brasileira de Metalurgia e Mineração (CBMM) mit deutlichem Abstand Weltmarktführer. Der Großteil der brasilianischen Exporte geht dabei nach China.

Kanada ist der zweitwichtigste Niobproduzent gefolgt von Ruanda und der DR Kongo.

Jährlich werden weltweit etwa 100000 Tonnen Niob abgebaut. Die bekannten Reserven decken mehr als ausreichend die prognostizierte Nachfrage ab.

Die folgenden Materialien können Niob ersetzen, allerdings kann es dabei zu Leistungseinbußen oder höheren Kosten kommen:
Keramikmatrix-Verbundwerkstoffe, Molybdän, Tantal und Wolfram in Hochtemperaturanwendungen (Superlegierungen).
Molybdän, Tantal und Titan als Legierungselemente in rostfreien und hochfesten Stählen.
Molybdän und Vanadium als Legierungselemente in hochfesten niedriglegierten Stählen.

Die Ägypter prägten in der Antike für das aus Sodaseen gewonnene Soda den Begriff netjerj (neter). Die Griechen übernahmen dieses Wort als griech. νίτρον nitron, die Römer als nitrium, die Araber als natrun. Natriumverbindungen sind im Gegensatz zum elementaren Metall schon sehr lange bekannt und wurden seither aus Meerwasser oder Seen gewonnen, aus Erdlagerstätten abgebaut und gehandelt. Die wichtigste Natriumverbindung Kochsalz (Natriumchlorid) wurde in Bergwerken oder durch Trocknen von Meerwasser oder salzhaltigem Quellwasser in Salinen gewonnen. Der Handel mit Salz war für viele Städte die Grundlage ihres Reichtums, und prägte teils sogar ihren Namen (Salzgitter, Salzburg). Auf den germanischen Namen für Saline (Hall) weisen Ortsnamen wie Hallstatt, Hallein, Halle (Saale), Bad Hall, Bad Reichenhall, Schwäbisch Hall, Schweizerhalle oder Hall in Tirol hin. Auch andere natürlich vorkommende Natriumverbindungen wie Natriumcarbonat (Soda oder Natron) und Natronsalpeter wurden seit der Antike gewonnen und gehandelt.

Die Herstellung von elementarem Natrium gelang erst im Jahre 1807 Humphry Davy durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumhydroxid (Ätznatron) unter Verwendung von Voltaschen Säulen als Stromquelle. Wie er am 19. November 1807 vor der Royal Society in London berichtete, gewann er zwei verschiedene Metalle: Das in Soda enthaltene Natrium nannte er Sodium, was die noch gebräuchliche Bezeichnung des Metalls im französischen und englischsprachigen Raum ist; das andere Metall nannte er Potassium (Kalium). Berzelius schlug 1811 den heutigen Namen Natrium vor.

Im Universum steht Natrium in der Häufigkeit an 14. Stelle, vergleichbar mit Calcium und Nickel. Im ausgestrahlten Licht vieler Himmelskörper, auch dem der Sonne, kann die gelbe Natrium-D-Linie gut nachgewiesen werden.

Auf der Erde ist Natrium mit einem Anteil an der Erdkruste von 2,36 % das sechsthäufigste Element. Es kommt aufgrund seiner Reaktivität nicht elementar, sondern stets in Verbindungen, den Natrium-Salzen, vor. Ein großer Speicher von Natrium ist das Meerwasser. Ein Liter Meerwasser enthält durchschnittlich 11 Gramm Natriumionen.

Neben dem häufigen Natriumchlorid kommen in der Natur weitere Verbindungen vor. So ist Natriumnitrat oder Natronsalpeter (auch Chilesalpeter genannt) NaNO3 eines der wenigen natürlichen Nitratminerale. Es kommt wegen seiner guten Wasserlöslichkeit aber nur in besonders trockenen Gegenden, wie der Atacamawüste in Chile vor. Vor Erfindung des Haber-Bosch-Verfahrens war dies der wichtigste Rohstoff für viele Düngemittel und Sprengstoffe.

Natriumcarbonat Na2CO3 wird ebenfalls natürlich in mehreren Mineralen gefunden. Das bekannteste Mineral ist Soda Na2CO3 · 10 H2O. Es wird in großen Mengen abgebaut und vor allem in der Glasherstellung verwendet.

Daneben existieren noch eine Vielzahl weiterer Natriummineralen (siehe auch: Kategorie:Natriummineral). Ein bekanntes ist der Kryolith (Eisstein, Na3[AlF6]), der in geschmolzenem Zustand als Lösungsmittel für Aluminiumoxid bei der Aluminiumherstellung dient. Da das einzige bekannte Kryolith-Vorkommen in Grönland abgebaut ist, wird Kryolith künstlich hergestellt.

Natrium wird hauptsächlich aus Natriumchlorid gewonnen, welches meist bergmännisch oder durch Austrocknung salzhaltiger Lösungen wie dem Meerwasser erhalten wird. Nur ein kleiner Teil des Natriumchlorids wird zu elementarem Natrium weiterverarbeitet, der größte Teil wird als Speisesalz oder für die Herstellung anderer Natriumverbindungen verwendet.

Die großtechnische Herstellung von Natrium erfolgt durch Schmelzflusselektrolyse von trockenem Natriumchlorid in einer sogenannten Downs-Zelle (1924 patentiert von James C. Downs). Zur Schmelzpunkterniedrigung wird ein eutektisches Salzgemisch aus 60 % Calciumchlorid und 40 % Natriumchlorid eingesetzt, das bei 580 °C schmilzt. Auch Bariumchlorid ist als Zusatz möglich. Es wird eine Spannung von etwa sieben Volt angelegt. Für die Herstellung von einem Kilogramm Natrium werden während der Elektrolyse etwa 10 kWh Strom verbraucht, im gesamten Produktionsprozess etwa 12 kWh.

Bildung von Natrium an der Kathode

Bildung von Chlor an der Anode

Gesamtreaktion

Die zylindrische Elektrolysezelle besteht aus einer mittigen Graphitanode und einem seitlichen Kathodenring aus Eisen. Oberhalb der Zelle ist eine Glocke, die das entstandene Chlor sammelt und abführt. Das Natrium sammelt sich oberhalb der Kathoden und wird durch ein gekühltes Steigrohr aus der Zelle entfernt. Ebenfalls entstandenes Calcium kristallisiert dort aus und fällt in die Schmelze zurück.

Die Elektrolyse von Natriumchlorid löste das Castner-Verfahren ab. Dabei wurde das Natrium durch Schmelzflusselektrolyse von Natriumhydroxid gewonnen. Dieses hatte zwar den Vorteil des geringeren Schmelzpunktes von Natriumhydroxid (318 °C), es wird aber mehr elektrische Energie benötigt. Seit Einführung der Chlor-Alkali-Schmelzflusselektrolyse hat sich der Preis für Natrium drastisch verringert. Damit ist Natrium volumenbezogen das preiswerteste Leichtmetall überhaupt. Der Preis hängt allerdings stark von den Stromkosten und dem Preis für das ebenfalls entstehende Chlor ab.

Physikalische Eigenschaften

Natrium ist ein silberweißes, weiches Leichtmetall. In vielen Eigenschaften steht es zwischen Lithium und Kalium. So liegt der Schmelzpunkt mit 97,82 °C zwischen dem des Lithiums (180,54 °C) und dem des Kaliums (63,6 °C). Ähnlich ist dies beim Siedepunkt und der spezifischen Wärmekapazität. Mit einer Dichte von 0,968 g · cm−3 ist Natrium eines der spezifisch leichtesten Elemente. Von den bei Raumtemperatur festen Elementen haben nur noch Lithium und Kalium eine geringere Dichte. Mit einer Mohshärte von 0,5 ist Natrium so weich, dass es mit dem Messer zu schneiden ist.

Natrium kristallisiert, wie die anderen Alkalimetalle, im kubischen Kristallsystem in einem raumzentrierten Gitter mit der Raumgruppe Im3m (Raumgruppen-Nr. 229) und zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle. Unterhalb von 51 K geht es in eine hexagonal dichteste Kugelpackung mit den Gitterparametern a = 376 pm und c = 615 pm über.

Natriumdampf besteht sowohl aus einzelnen Metallatomen, als auch aus Dimeren der Form Na2. Am Siedepunkt liegen 16 % der Atome als Dimer vor. Der Dampf ist gelb und erscheint in der Durchsicht purpurfarben.

Mit Kalium werden in einem weiten Konzentrationsbereich bei Raumtemperatur flüssige Gemische gebildet. Das Phasendiagramm zeigt eine bei 7 °C inkongruent schmelzende Verbindung Na2K und ein Eutektikum bei −12,6 °C mit einem Kaliumgehalt von 77 % (Massenanteil).

Chemische Eigenschaften

Wie die anderen Alkalimetalle ist Natrium ein sehr unedles Element (Normalpotential: −2,71 V) und reagiert leicht mit vielen anderen Elementen und zum Teil mit Verbindungen. Die Reaktionen sind vor allem mit Nichtmetallen, wie Chlor oder Schwefel, sehr heftig und laufen unter leuchtend gelber Flammenerscheinung ab.

Der ansonsten reaktive Sauerstoff stellt eine Besonderheit dar. Natrium und Sauerstoff reagieren ohne Anwesenheit von Wasser bei Raumtemperatur oder beim Erwärmen nicht direkt miteinander. Unter einer vollkommen wasserfreien Sauerstoff-Atmosphäre kann Natrium sogar geschmolzen werden, ohne dass es zur Reaktion kommt. Sind dagegen Feuchtigkeitsspuren vorhanden, verbrennt es leicht zu Natriumperoxid.

Reaktion von Natrium mit Sauerstoff

Die stark exotherme Reaktion von Natrium mit Wasser

Mit Wasser reagiert Natrium unter Bildung von Wasserstoff zu Natriumhydroxid. Hochgeschwindigkeitsaufnahmen der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser legen eine Coulomb-Explosion nahe.

Reaktion von Natrium mit Wasser

In Alkoholen setzt sich Natrium unter Bildung von Wasserstoff zu Natrium-Alkoholaten um. Durch die hohe Reaktionswärme schmilzt es häufig auf. Bei feiner Verteilung des Natriums und der damit einhergehenden großen Reaktionsoberfläche kann die Reaktion explosiv sein und den Wasserstoff entzünden.

Reaktion von Natrium mit Ethanol

Kommt Natrium mit chlorierten Verbindungen wie Dichlormethan, Chloroform, Tetrachlormethan in Kontakt, kommt es unter Bildung von Natriumchlorid zu einer schnellen und exothermen Reaktion.
In flüssigem Ammoniak gelöstes Natrium

Natrium löst sich mit blauer Färbung in flüssigem Ammoniak. Die Farbe beruht auf freien Elektronen, die vom Natrium in die Lösung abgegeben werden. So leitet die Lösung auch elektrischen Strom und ist verdünnt paramagnetisch. Auf ähnliche Art und Weise lässt sich auch das Anion des Natriums, das Natrid-Ion, zum Beispiel in der Form des Kalium(2.2.2-Kryptand)natrids (K+(C222)Na−) darstellen. Es ist ein sehr starkes Reduktionsmittel.

Von Natrium sind insgesamt 19 Isotope und 3 weitere Kernisomere von 18Na bis 37Na bekannt. Von diesen kommt nur eines, das Isotop 23Na natürlich vor. Damit ist Natrium eines von 22 Reinelementen. Die langlebigsten künstlichen Isotope sind 22Na, das mit einer Halbwertszeit von 2,602 Jahren unter Beta-Plus-Zerfall (β+) in 22Ne übergeht und 24Na, das mit einer Halbwertszeit von 14,957 Stunden ebenfalls unter Betazerfall zu 24Mg zerfällt. Diese werden als Tracer in der Nuklearmedizin verwendet. 22Na lässt sich durch mehrwöchige Bestrahlung von Magnesium- oder Aluminium-Targets mit Protonen aus einem Zyklotron herstellen.

Alle anderen Isotope und Isomere haben nur kurze Halbwertszeiten von Sekunden oder Millisekunden.

Es werden große Mengen Natriumchlorid und andere Natriumverbindungen, wie Natriumcarbonat, gefördert. Davon wird aber nur ein sehr kleiner Teil zu Natrium weiterverarbeitet. Der größte Teil wird direkt verwendet oder zu anderen Verbindungen umgesetzt.

Natrium ist das meistgebrauchte Alkalimetall. Es wird für diverse Zwecke sowohl technisch als auch im Labor eingesetzt. Im Schulunterricht und bei Experimentalvorlesungen kann Natrium mit Hilfe eines Natriumlöffels und Wasser zur Wasserstoffherstellung verwendet werden. Aus einem Teil des Natriums wird eine Anzahl von Natriumverbindungen hergestellt. Dies sind beispielsweise das als Bleichmittel verwendete Natriumperoxid und die starke Base Natriumamid. Diese kommen nicht natürlich vor und können auch nicht direkt aus Natriumchlorid gewonnen werden. Natriumcyanid und Natriumhydrid werden aus Natrium hergestellt. Da Natrium das Erstarrungsgefüge beeinflusst, kann es als Zusatz von Aluminium-Silicium-Legierungen verwendet werden (Veredelungsverfahren nach Aladár Pácz).

Katalysator

Natrium katalysiert die Polymerisation von 1,3-Butadien und Isopren. Daher wurde es für die Produktion von künstlichen Kautschuk eingesetzt. Mit Natrium als Katalysator gewonnener Kunststoff, der als Buna bezeichnet wurde, war das erste künstliche Gummi der Welt. Ab 1937 wurde er in den Buna-Werken (benannt nach Butadien und Natrium) in Schkopau produziert.

Kühlmittel

Da Natrium mit einer Wärmeleitfähigkeit von 140 W/(m·K), die weit über der von Stahl (15 bis 58 W/(m·K)) liegt, gute Wärmeübertragungseigenschaften und ebenso einen niedrigen Schmelzpunkt mit gleichzeitig großem flüssigen Bereich besitzt, wird es als Kühlmittel zur Kühlung der thermisch hoch beanspruchten Auslassventile in Verbrennungsmotoren verwendet. Hierzu werden die Ventilschäfte hohl ausgeführt und zum Teil mit Natrium gefüllt. Im Betrieb schmilzt das Natrium und schwappt zwischen der heißen und kalten Seite hin und her. Die Wärme wird dadurch vom rotglühend heißen Ventilteller abtransportiert.

Schnelle Brüter werden mit geschmolzenem Natrium gekühlt. In solchen Brutreaktoren dürfen die bei der Kernspaltung entstehenden schnellen Neutronen nicht wie in anderen Reaktortypen zwischen den Brennstäben abgebremst werden. Es darf daher zur Kühlung kein Wasser, das als Bremsmittel (Moderator) wirkt, eingesetzt werden. Die Wärme wird dann über einen Sekundärnatriumkreislauf an den Dampferzeuger für den Turbinenbetrieb weitergegeben.

Lichterzeugung

Natriumdampflampen nutzen das charakteristische gelbe Licht aus, das Natriumdampf bei einer elektrischen Entladung aussendet. Sie werden aufgrund ihrer hohen Lichtausbeute häufig zur Straßenbeleuchtung eingesetzt.

Reduktionsmittel

Einige Metalle, wie Titan, Zirconium, Tantal oder Uran können nicht durch Reduktion mit Kohlenstoff gewonnen werden, weil dabei stabile und nicht abtrennbare Carbide entstehen. Neben einigen anderen Elementen, insbesondere Aluminium und Magnesium, wird daher Natrium als Reduktionsmittel eingesetzt. Ein weiteres Element, zu dessen Darstellung Natrium eingesetzt wird, ist Kalium. Da Kalium ein sehr unedles Element ist, kann es nicht durch Reduktion mit Kohlenstoff gewonnen werden. Eine theoretisch mögliche Herstellung durch Elektrolyse ist technisch auf Grund der guten Löslichkeit von Kalium in einer Kaliumchloridschmelze nicht möglich.

Natrium spielt eine wichtige Rolle als Reduktionsmittel in der organischen Synthese. Über lange Zeit war die technisch wichtigste Natriumanwendung die Herstellung von Tetraethylblei aus Chlorethan. Dieses war ein wichtiges Antiklopfmittel, das dem Benzin beigemischt wurde. Aus Umweltschutzgründen wurde die Verwendung von Tetraethylblei stark eingeschränkt oder ganz verboten. Daher ging der Verbrauch an Natrium zurück. Ansonsten wird Natrium in anderen Reaktionen wie der Birch-Reduktion und der Pinakol-Kupplung verwendet. Diese sind jedoch eher im Labormaßstab von Interesse.

Trocknungsmittel

Da Natrium auch mit Spuren von Wasser reagiert, kann frisch gepresster Natriumdraht als zur Trocknung organischer Lösungsmittel, wie Diethylether oder Toluol, genutzt werden. Für halogenhaltige Lösungsmittel (Beispiele: Methylenchlorid, Chloroform) ist diese Methode wegen der heftigen Reaktion mit dem Chloratom nicht geeignet.

Natrium-Kalium-Legierungen sind bei Raumtemperatur flüssig. Diese dienen zur Wärmeübertragung sowie zur Dehalogenierung in der organischen Synthese. Na-K eignet sich gut zum Trocknen einiger bereits gut vorgetrockneter Lösungsmittel, um besonders niedrige Rest-Wassergehalte zu erreichen.

Elektrischer Leiter

Während der 1960er Jahre wurde mit Natriumkabeln in Polyethylen-Umhüllung experimentiert. Wegen der geringeren Leitfähigkeit hätte ein hypothetisches Natriumkabel einen um 75 % größeren Durchmesser.

Nachweis

Der qualitative Nachweis und die quantitative Bestimmung erfolgen atomspektroskopisch durch die intensiv gelbe Flammenfärbung oder genauer über die Na-Doppellinie bei 588,99 nm und 589,59 nm.

Der Nachweis von Natrium auf rein chemischem Weg ist sehr schwierig. Da fast alle Natriumverbindungen gut wasserlöslich sind, sind klassische Fällungsreaktionen und gravimetrische Bestimmungen kaum möglich. Ausnahmen bilden das gelbe Natriummagnesiumuranylacetat NaMg(UO2)3(CH3COO)9·9 H2O und das farblose Natriumhexahydroxoantimonat Na[Sb(OH)6], die beide schwerlöslich sind. Eine Fällungsreaktion mit dem Sulfat-Bismut-Doppelsalz 3Na2SO4·2Bi2(SO4)3·2H2O ist möglich. Da Natriumionen in wässriger Lösung farblos sind werden Farbreaktionen kaum ausgeführt. Von praktischer Bedeutung sind daher neben der Ionenchromatographie nur noch die spektroskopischen Methoden.

Physiologie

Natrium ist eines der Elemente, die für alle tierischen Organismen essentiell sind. Im tierischen Organismus ist Natrium – zusammen mit Chlor – das neunthäufigste Element und stellt – nach Calcium und Kalium – das dritthäufigste anorganische Ion. Damit zählt es physiologisch zu den Mengenelementen. Natrium liegt in Lebewesen in Form von Na+-Ionen vor.

Im menschlichen Körper sind bei einem durchschnittlichen Körpergewicht von 70 kg etwa 100 g Natrium als Na+-Ionen enthalten. Davon liegen zwei Drittel als NaCl und ein Drittel als NaHCO3 vor. Da es im menschlichen Körper 90 % der extrazellulären Elektrolyte ausmacht, bestimmt die Natriumkonzentration über das Gefäßvolumen das Volumen der interstitiellen Flüssigkeit.

Empfohlene und tatsächliche Natriumzufuhr

Der Schätzwert für die minimale Zufuhr von Natrium liegt laut den D-A-CH-Referenzwerten bei 550 mg/Tag für Erwachsene. Von verschiedenen Organisationen gibt es jedoch insbesondere Empfehlungen für eine maximale Zufuhr von Natrium (WHO: 2 g/Tag; AHA: 1,5 g/Tag).

Die tatsächliche tägliche Natriumzufuhr liegt häufig über diesen Werten. Die Ursache dafür ist unser relativ hoher Salzkonsum (2,5 g Salz enthalten ca. 1 g Natrium). Die Nationale Verzehrsstudie II (NVS II) des Max Rubner-Instituts, bei der der Natriumkonsum anhand von Fragebögen ermittelt wurde, ergab im Median eine Aufnahme von 3,2 g/Tag (Männer) bzw. 2,4 g/Tag (Frauen). Vermutlich liegt die tatsächliche Natriumzufuhr aber noch höher, da die Erfassung über Fragebögen fehleranfällig ist. Als Goldstandard für die Ermittlung der Natriumzufuhr dient die Bestimmung von Natrium im 24-Stunden-Urin. Einem Bericht der WHO zufolge lag in der INTERSALT-Studie die Natriumausscheidung in verschiedenen Orten Deutschlands bei 4,1–4,5 g/Tag (Männer) bzw. 2,7–3,5 g/Tag (Frauen).

Regulation des Natriumhaushalts

Der Natriumgehalt wird streng kontrolliert und ist eng verbunden mit der Regulation des Wasserhaushalts. Die normale Natriumkonzentration im Serum liegt bei etwa 135–145 mmol/l. Ist der Natriumspiegel geringer wird von einer Hyponatriämie gesprochen, bei der es zu einer Steigerung des Zellvolumens kommt. Bei einer Hypernatriämie dagegen ist der Natriumspiegel zu hoch und die Zellen schrumpfen. In beiden Fällen wird vor allem die Funktion des Gehirns beeinträchtigt. Es kann zu epileptischen Anfällen und Bewusstseinsstörungen bis hin zum Koma kommen. Eine wichtige Rolle für die Regulation spielen das Renin-Angiotensin-Aldosteron-System, das Adiuretin und Atriopeptin.

Schlüsselorgan bei der Regulation von Natrium ist die Niere. Diese ist dafür zuständig bei einem Natriumüberschuss Wasser zurückzuhalten, um das Natrium im Körper zu verdünnen, und Natrium selbst auszuscheiden. Bei einem Natriummangel wird vermehrt Wasser ausgeschieden und Natrium retiniert. Dabei gilt jedoch zu beachten, dass die Niere einige Zeit braucht, bis sie auf den veränderten Natriumbestand reagieren kann.

Verteilung in den Zellen

Im Organismus sind die Na+-Ionen nicht gleichmäßig verteilt, vielmehr sind – wie bei den anderen Ionen auch – die Konzentrationen inner- und außerhalb der Zellen stark verschieden. Diese Konzentrationsgefälle von Na+- und Cl−- (überwiegend außen), K+- sowie organischer Anionen (überwiegend innen) bedingen den Großteil des Membranpotentials lebender Zellen. Dieses Membranpotential und die Ionengradienten sind für die meisten Zellen überlebenswichtig. Da die kleinen anorganischen Ionen wegen der Konzentrationsunterschiede dauernd in den Nachbarbereich wandern, bedarf es eines aktiven Prozesses, der dem entgegensteuert. Die wichtigste Rolle spielt dabei die Natrium-Kalium-Pumpe, die unter Energieverbrauch Na+- und K+-Ionen immer wieder zurückpumpt.

Funktionen in Nervenzellen

Na+-Ionen spielen eine wichtige Rolle bei der Entstehung und Weiterleitung von Erregungen in Nervenzellen (und Muskelfasern). An den Postsynapsen von Nervenzellen (und an der neuromuskulären Endplatte der Muskelfasern) befinden sich bestimmte Rezeptoren, die sich nach ihrer Aktivierung durch Überträgerstoffe (Neurotransmitter), die von der vorangehenden Nervenzelle bei deren Erregung ausgeschüttet werden, öffnen und für Natriumionen durchlässig werden. Durch Natriumeinstrom kommt es zu einer lokalen Änderung des im Grundzustand stabilen Membranpotentials der Zelle. Das Innere wird gegenüber dem Äußeren weniger negativ, dies heißt eine Depolarisation. Ist diese Depolarisation nach dem Weg bis zum Axon noch stark genug, kommt es zur Öffnung eines anderen Natriumkanaltyps. Dabei handelt es sich um die spannungsabhängigen Natriumkanäle des Axons, die die örtliche Depolarisation – gemeinsam mit anderen Ionenkanälen – durch einen bestimmten Öffnungs- und Schließrhythmus weiterleiten. An den Axonen der Nervenzellen entsteht so eine fortlaufende Spannungswelle, das Aktionspotential. Bei der Wiederherstellung des Grundzustandes spielt wiederum die Natrium-Kalium-Pumpe eine essentielle Rolle.

Natrium bei Pflanzen

Bei Pflanzen spielt Natrium hingegen eine untergeordnete Rolle. Während Kalium für alle Pflanzen und die meisten Mikroorganismen essentiell ist, wird Natrium nur von einigen C4- und CAM-Pflanzen benötigt, von C3-Pflanzen in der Regel jedoch nicht. Je nach Standort haben sich aber davon unabhängig Pflanzen entwickelt, die von einer Natriumaufnahme profitieren können. Diese Pflanzen, Halophyten genannt, kommen besonders in Küstenregionen oder anderen Gebieten vor, in denen der Boden eine hohe Natriumkonzentration aufweist. Halophyten wie die Zuckerrübe, Kohl und viele C4-Gräser sind salztolerant, da sie das Natrium aus dem Zentralzylinder heraus in die Vakuolen der Blattzellen transportieren können, wo es als osmotisch wirksames Ion für eine Erhöhung des Turgors sorgt und dadurch statt des Kaliums die Zellstreckung und das Blattflächenwachstum positiv beeinflusst. Natrium substituiert damit zu einem Teil Kalium, zu einem anderen Teil wirkt es aber auch zusätzlich wachstumsfördernd.

Pflanzen, die Natrium nicht aus dem Zentralzylinder heraus in die Blattzellen transportieren können, akkumulieren es im Xylemparenchym. Zu diesen sogenannten natrophoben Pflanzen gehören u. a. Buschbohne und Mais. Das Natrium, gelangte es in die Blattzellen, könnte nicht in die Vakuolen transportiert werden, sondern verbliebe im Zellplasma (Cytosol) und würde dort das für die Bildung von Polymeren wichtige Kalium verdrängen (natriuminduzierter Kaliummangel). Dieses führte schließlich zu einer Hemmung der Photosynthese. Die Akkumulation von Natrium im Zentralzylinder der Wurzel und im Stängelgewebe wirkt sich aber bei hoher Natriumkonzentration negativ für die Pflanze aus. Durch die Erhöhung des osmotischen Wertes wird sie bei der Wasseraufnahme und dem Wassertransport behindert. Es kommt zu einer Wasser- und Nährstoffunterversorgung der Blätter, was zu einer Verringerung der Photosyntheseleistung führt.

Sicherheitshinweise

Kleinere Mengen Natrium werden unter Petroleum aufbewahrt. Für größere Mengen gibt es integrierte Handhabungssysteme mit Schutzgasatmosphäre. Das Natrium ist trotz Schutzgas oder Petroleum häufig von einer Schicht aus Natriumhydroxid und Natriumoxid überzogen.

Natriumbrände lassen sich mit Metallbrandpulver (Kochsalz), Kaliumchlorid, Grauguss-Spänen, behelfsweise mit Sand oder trockenem Zement löschen. Sand und Zement reagieren jedoch in gewissem Rahmen mit Natrium, was die Löschwirkung mindert. Keinesfalls dürfen Wasser, Schaum, Löschpulver, Kohlenstoffdioxid oder Halone verwendet werden. Diese Löschmittel reagieren mit Natrium zum Teil stark exotherm, was gegebenenfalls zu stärkeren Bränden und Explosionen führen kann.

Verbindungen

In Verbindungen kommt das Natrium ausschließlich in der Oxidationsstufe +1 vor. Alle Verbindungen weisen einen stark ionischen Charakter auf, fast alle sind gut wasserlöslich. Natriumverbindungen zählen zu den wichtigsten Salzen vieler Säuren. Industriell werden meist Natriumsalze zur Gewinnung der entsprechenden Anionen verwendet, da deren Synthese kostengünstig ist.

Halogenverbindungen

Natriumchlorid (NaCl), häufig als Speisesalz oder Kochsalz bezeichnet, ist das wichtigste und bekannteste Natriumsalz. Da es in großen Mengen vorkommt, ist es der wichtigste Rohstoff für die Gewinnung von Natrium und anderen Natriumverbindungen. Natriumchlorid stellt für den Menschen die wichtigste Natriumquelle dar. Technisch wird es unter anderem zur Konservierung von Lebensmitteln und als Streusalz im Straßenverkehr genutzt. Es ist Namensgeber für die Natriumchlorid-Struktur, eine für viele Salze typische Kristallstruktur.

Daneben sind alle anderen möglichen Natriumhalogenide, also Natriumfluorid NaF, Natriumbromid NaBr und Natriumiodid NaI, bekannt und stabil.

Sauerstoffverbindungen

Es sind insgesamt fünf Oxide des Natriums bekannt. Dies sind Natriumoxid Na2O, Natriumperoxid Na2O2, Natriumhyperoxid NaO2, Dinatriumtrioxid Na2O3 und Natriumtrioxid NaO3. Natriumoxid ist in vielen Gläsern enthalten, es entsteht bei der Glasherstellung aus dem eingesetzten Natriumcarbonat. Bei der Verbrennung von Natrium entsteht es nur bei bestimmten Temperaturen (150–200 °C) und stöchiometrisch eingesetzten Mengen Natrium und Sauerstoff. Ist dies nicht der Fall, verbrennt Natrium zu Natriumperoxid. Dieses ist ein starkes Oxidationsmittel und das technisch wichtigste Natriumoxid. Es wird als Bleichmittel für Textilien und Papier, sowie als Sauerstoffquelle beim Tauchen und in U-Booten verwendet. Die anderen Oxide sind sehr instabil und zersetzen sich schnell.

Natriumhydroxid (NaOH) ist für die Industrie mit die wichtigste Base. Die wässrige Lösung von Natriumhydroxid wird Natronlauge genannt. Sie wird unter anderem für die Herstellung von Seife und Farbstoffen sowie zum Aufschluss von Bauxit bei der Aluminiumproduktion verwendet.

Schwefelverbindungen

Mit Schwefelwasserstoff bildet Natrium zwei Salze, das Natriumsulfid Na2S und das Natriumhydrogensulfid NaHS. Beide werden u. a. zur Schwermetallfällung verwendet.

Natriumsulfat Na2SO4, das Natriumsalz der Schwefelsäure, wird u. a. in Waschmitteln und in der Papierindustrie im Sulfatverfahren eingesetzt. Wie andere zweiwertige Anionen bildet Sulfat neben dem Natriumsulfat noch Natriumhydrogensulfat. Auch andere Schwefel-Sauerstoffsäuren bilden Natriumsalze. Ein Beispiel ist Natriumthiosulfat Na2S2O3, das in der Analogfotografie als Fixiersalz verwendet wird.
Hydride

Weitere Natriumverbindungen

Natriumcarbonat Na2CO3 und Natriumhydrogencarbonat NaHCO3 sind die Natriumsalze der Kohlensäure. Sie zählen, neben Natriumchlorid und Natriumhydroxid, zu den wichtigsten Natriumverbindungen. Natriumcarbonat (häufig mit dem Trivialnamen Soda bezeichnet) wird in großen Mengen bei der Glasherstellung benötigt. Natriumhydrogencarbonat wird als Backpulver verwendet. Es bildet beim Erhitzen mit Säuren Kohlenstoffdioxid und Wasser.

Natriumnitrat NaNO3, das Natriumsalz der Salpetersäure, ist eine der seltenen natürlich vorkommenden Nitratverbindungen (Chilesalpeter). Natriumnitrat wird als Düngemittel und als Konservierungsmittel verwendet.

Organische Verbindungen des Natriums sind im Gegensatz zu denen des Lithiums sehr instabil. Sie sind äußerst reaktiv und können teilweise mit sonst unreaktiven aliphatischen Kohlenwasserstoffen reagieren. Ausreichend stabil für Anwendungen in Reaktionen sind nur Verbindungen mit aromatischen Resten, wie Cyclopentadien, die als Reduktionsmittel verwendet werden können.

Seifen sind Natrium- oder Kaliumsalze von Fettsäuren. Zur Herstellung werden Fette mit einer Natronlauge oder Kalilauge gekocht. Dieses Verfahren heißt Seifensieden, die chemische Reaktion Verseifung. Die Fette werden dabei in Glycerin und in die Alkalisalze der Fettsäuren (die eigentlichen Seifen) zerlegt. Alternativ lassen sich Seifen direkt aus freien Fettsäuren herstellen, indem sie mit Laugen zu ihren Salzen umgesetzt werden. Geeignete Fettsäuren sind beispielsweise Laurinsäure, Myristinsäure, Palmitinsäure, Stearinsäure, Ölsäure und Ricinolsäure.

In der Antike und im Mittelalter dienten molybdänhaltige Mineralien wie Molybdänglanz, zur Herstellung von Schwertern oder von schwarzen Pigmenten. Molybdänglanz ähnelt Blei, woher sich der Name ableitet: „molybdos" ist die griechische Bezeichnung für Blei.

Der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele entdeckte 1778, dass es sich bei Molybdänglanz weder um Graphit noch Blei handelte. Vier Jahres später gelang es seinem Kollegen Peter Jacob Hjelm Molybdänmetall herzustellen

Ab der Mitte des 19. Jahrhunderts wurde Molybdän in kleinen Mengen für Spezialstähle und Pigmente verwendet. Die Nachfrage von Molybdän stieg im 1. Weltkrieg an. Vor allem Deutschland setzte Molybdän als Legierungszusatz für panzerbrechende Geschosse und harte Stähle ein. In diese Zeit fällt auch der Beginn der industriellen Förderung von Molybdän in der Climax-Mine in den USA.

In der Nachkriegszeit erweiterten sich die Anwendungsgebiete auf die Raumfahrt, Erdölindustrie und Elektronik.

Die wichtigste Anwendung von Molybdän ist in Legierungen für Hochleistungsstahl, in Turbinen und Raketen etwa. Als Legierungsmetall erhöht Molybdän die Festigkeit, Korrosions- und Hitzebeständigkeit, was besonders in der Rüstungsindustrie, in der Luft- und Raumfahrt wichtig ist.

In der Petrochemie wird Molybdänsulfid als Katalysator zur Schwefelentfernung eingesetzt.
Molybdänsulfid wird auch als Schmiermittel eingesetzt.

In der Elektronikindustrie dient es in Dünnschichttransistoren als leitende Metallschicht. Molybdän ist kein Halbleiter an sich, aber es dient als Trägermaterial und Komponente in Halbleiterbauelementen. 

Das wichtigste Molybdän-haltigen Mineral ist Molybdänit. Der Großteil der kommerziellen Produktion stammt aus Molybdänit.

Mengenmäßig ist China Molybdän-Produzent Nummer eins, gefolgt von den USA, wo sich mit Climax und Henderson, die zwei größten Molybdän-Minen befinden. Der Betreiber Freeport-McMoRan gilt als größter einzelner Produzent des Rohstoffs.

Etwa 60 Prozent der Molybdänförderung stammt aus Kupferminen, wo es als Nebenprodukt anfällt. Der chilenische Bergbaukonzern Codelco ist der zweitgrößte Molybdänproduzent. Molybdän fällt als Nebenprodukt in seinen Kupferminen Chuquicamata und El Teniente an.

Daneben sind China Molybdenum, das in DR Kongo die Tenke Fungurume Mine betreibt, und Grupo Mexico weitere wichtige Hersteller.

Die Jahresproduktion liegt etwa knapp unter 300.000 Tonnen. Die Tendenz ist aufgrund des Ausbaus der Kupferförderung steigend.

Molybdän ist in seiner Hauptanwendung in Stählen und Gusseisen kaum durch andere Stoffe zu ersetzen. Aufgrund der guten Verfügbarkeit und Vielseitigkeit von Molybdän hat die Industrie versucht, neue Werkstoffe zu entwickeln, die von seinen Legierungseigenschaften profitieren.

Mögliche Ersatzstoffe sind Bor, Chrom, Niob und Vanadium in legierten Stählen, Wolfram in Werkzeugstählen, Graphit, Tantal und Wolfram für feuerfeste Materialien in Hochtemperatur-Elektroöfen.

Der Name leitet sich von der lateinischen Bezeichnung für Braunstein „magnesia nigra“ ab, und teilt so mit dem Element Magnesium den geographischen Bezug auf den Bezirk Magnisia in der ostgriechischen Region Thessalien, wo Vorkommen von Mineralien beider Elemente seit dem Altertum bekannt sind.

Mangandioxid, auch als Braunstein bekannt, wurde aufgrund seiner Farbe bereits in vorzeitlichen Höhlenmalereien als Pigment verwendet. Seit dem Altertum diente dieses Mineral auch als Zusatz in der Herstellung von Glas, da es den grünen Farbstich aus natürlichem Glas entfernen hilft, der auf Spuren von Eisenionen zurückzuführen ist.

Erst 1740 konnte der Berliner Arzt und Chemiker Johann Heinrich Pott zeigen, dass Pyrolusit nicht, wie ursprünglich angenommen, Eisen enthält, sondern ein anderes, noch unbekanntes Element.

Erst ein Vierteljahrhundert später gelang es dem schwedischen Chemiker Johan Gottlieb Gahn elementares Mangan durch Reduktion von Braunstein mit Kohlenstoff herzustellen.

1839 wurde entdeckt, dass Mangan die Formbarkeit von Eisen verbessert. 1856 zeigte Robert Forester Mushet, dass durch Zusatz von Mangan eine Massenproduktion von Stahl im Bessemer-Verfahren möglich ist. Dies führte dazu, dass Mangan in kurzer Zeit in großen Mengen für die Stahlproduktion verwendet wird.

Ab Mitte des 18. Jahrhunderts wurde Manganoxid auch zur Herstellung von Chlor verwendet.

90 Prozent des abgebauten Mangans gehen in die Stahlindustrie in Form von Ferromangan als Legierungsbestandteil. Dabei entzieht es dem Stahl Sauerstoff und Schwefel und verbessert gleichzeitig die Durchhärtung. Während normaler Stahl etwa ein Prozent Mangan enthält, liegt der Anteil bei Manganstahl bei etwa 13 Prozent. Diese extrem harte Legierung wird unter anderem in Eisenbahnschienen, Panzerschränken und Lagern verwendet.

Wirtschaftlich wachsende Bedeutung hat Mangan in der Batterieindustrie. Es ist Kathodenmaterial in Lithium-Ionen-Batterien von E-Autos und wird in Kathoden von Alkali-Mangan-Batterien eingesetzt.

Die jährliche Fördermenge lag 2023 bei etwa 20 Millionen Tonnen pro Jahr.

Mangan ist in vielen Lagerstätten weltweit zu finden. Mit geschätzten weltweiten Vorkommen in Höhe von mehr als 3 Milliarden Tonnen ist mit einem Mangel an Mangan nicht zu rechnen.

Die wirtschaftlich wichtigsten Mineralien sind Braunstein, Manganit und Hausmannit.

In größeren Mengen kommt Mangan in sogenannten Manganknollen in der Tiefsee vor.

Südafrika ist mit Abstand führendes Abbauland für Manganerze. Der Marktanteil beträgt etwa 60 Prozent. Mehrere Minen liegen im sehr rohstoffreichen Kalahari-Becken wo das australische Unternehmen South32 mehrere Minen betreibt.

South32, das 2015 durch eine Abspaltung von BHP Billion entstand betreibt in Australien mit Gemco, eine der kostengünstigsten Manganminen der Welt und gehört zu den größten Manganproduzenten der Welt.

An zweiter Stelle der Manganproduktion liegt Gabun, wo Eramet (Frankreich) die Moanda-Mine betreibt.

Für Mangan gibt es keinen geeigneten Ersatz.