Значение слова НАТРИЙ* в Энциклопедии Брокгауза и Ефрона

НАТРИЙ*

(хим.; нем. Natrium, франц. и англ. Sodium). ? Сведения о соединениях этого металла ведут свое начало от очень старых времен. Еврейское слово neter (греч. ??????, лат. nitrum) встречается в Библии как название вещества, которое, по Соломону, вскипает с уксусом; это вещество в XV в. стали называть natron, т. е. сода , оставив nitrum для обозначения селитры (также ? sal nitri). История изучения Н. находится в близкой связи с историей калия (см.); современные названия H., едкий натр , натр , обозначают соответственно Na, Na.OH, N a 2 O, т. е. металл, гидрат окиси и самую окись. Na=23,06 ? по Стасу (О=16).

В природ е соединения Н. встречаются часто в значительных массах, а в малых количествах находятся почти всюду. Чаще всего можно встретить поваренную соль , NaCl, в виде мощных залежей в различных геологических формациях и растворенную в воде морей и соляных озер, а также и в водах различных соляных источников. Так называемая чилийская селитра , NaNO 3 , находится в Перуанской провинции Тарагала, на границе Чили, в пустынной, сухой местности; в Чили, близ порта Икике, встречаются залежи селитры мощностью в 7?8 футов. Углекислый и сернокислый Н. содержатся растворенными во многих минеральных водах; минералы тенардит Na 2 SO 4 , мирабилит Na 2 SO 4 .10H 2 O (близ Тифлиса), глауберит Na 2 SO 4 .CaSO 4 образовались путем высыхания соляных озер. Кремнекислый Н. есть составная часть многих минералов, например альбита ? Na 2 Al 2 Si 6 O 16 ; в малых же количествах его можно найти почти во всяком силикате. В растениях, обитающих близ соляных озер и морей, в водорослях, произрастающих в соленых водах, находятся соединения Н., а потому зола их содержит соли его, а именно Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 , NaCl, NaI, и служила в прежнее время для добычи соды; теперь же из неё готовят йод.

Металлический Н., как и калий, впервые был получен электролизом едкого натра (Дэви, 1807), а теперь готовится путем накаливания тесной смеси соды и угля в железном сосуде, например бутыли из-под ртути (Бруннер), по уравнению: Na 2 CO 3 +2C=2Na+3CO. Вся операция идет проще, чем при калии, потому что Н. с окисью углерода никакого соединения не дает и в расплавленном виде, если не очень горяч, на воздухе не загорается, как калий; и здесь прибавляют мелу к смеси соды и угля; пар металла по железной трубке входит в плоский чугунный сосуд, подобный приемнику Донни и Мареска (фиг. 1), но помещаемый не в горизонтальной плоскости, а в вертикальной, и служащий собственно холодильником, из которого во все время операции вытекает жидкий Н. в подставленный сосуд с нефтью или керосином (фиг. 2).

Фиг. 1. Получение калия, а именно в железном сосуде A , в котором смесь угля, поташа и мела. C ? приемник Донни и Мареска. Вверху он же изображен в разобранном виде.

Фиг. 2. Заводское получение натрия по способу Девилля. AC ? железная трубка со смесью соды, угля и мела; B ? холодильник Донни и Мареска; R ? приемник с нефтью.

Отлитый в виде брусков около 2,5 стм толщиной и 30 стм длиной, Н. поступает в продажу; в хорошо закрытой банке он может в этом виде сохраняться неопределенно долго, покрывшись тонким слоем окисла, но обыкновенно его заливают перегнанным керосином. Это серебристо-белый металл ? белее, чем калий; плавится при 97,6¦ и имеет при этой температуре удельный вес 0,9519 в твердом виде и 0,9287 ? в жидком (Вицентини и Омодей, 1888); при 13,5¦ удельный вес 0,9735 (Баумгауер, 1873); кипит между 861¦ и 954¦ (Карнелли и Виллиамс, 1880); теплоемкость 0,2934 между ?28¦ и +6¦ (Реньо). При ?20¦ Н. тверд, при 0¦ ковок, при обыкновенной температуре мягок, как воск, при 50¦ ? тягуч. Спиртовое или бесцветное газовое пламя окрашивается при введении паров Н. в яркий оранжево-желтый цвет, что достигается прибавлением поваренной соли к спирту в резервуаре лампы или введением на платиновой проволоке, загнутой колечком, той же соли (а также и других, способных разлагаться при нагревании) в пламя Бунзеновой горелки; спектр пламени характеризуется блестящей желтой линией, которая соответствует линии D солнечного спектра и при употреблении сильно преломляющих призм распадается на две линии. Яркость окраски пламени парами Н. так значительна, что окраска от других металлов, находящихся в том же пламени, совершенно незаметна, и только при рассматривании пламени через раствор индиго, который поглощает желтые лучи, можно в этом случае видеть, например, фиолетовую окраску от калия.

Химические свойства Н. во всех отношениях уподобляют его калию; к этому должно добавить, что всегда, вступая в реакции, он проявляет немного меньшую энергию, чем калий. Чтобы иметь его совершенно чистым нужно расплавить его в атмосфере недействующего газа (например, водорода), процедить от покрывавшей корки (окисла) и запаять в той же стеклянной трубке, в которой все это делалось; при охлаждении, слив не застывшую часть в другой конец трубки, можно получить кристаллы Н. ? острые, с полосчатыми поверхностями и розовым отливом октаэдры. В сухом воздухе и при обыкновенной температуре Н. не окисляется; даже после расплавления нужно его еще подогреть, чтобы быть уверенным, что он загорится в кислороде (желтое пламя). Брошенный на поверхность воды кусочек Н. бегает по ней, выделяя водород 2Na+2H 2 O=2NaOH+H 2 ; но водород здесь не горит, как при калии; воспламенение его происходит только в том случае, если брошенный Н. почему-либо остановится и тогда обыкновенно под конец происходит более или менее сильный взрыв (см. Калий).

Сплавы Н. При 200?400¦ Н. поглощает водород, причем образуется вещество металлического вида, серебристо-белого цвета, состава Na 2 H ? водородистый Н. (см. Водородистые металлы). Амальгама Н. получается при раздавливании его кусков под ртутью; растворение совершается при значительном выделении тепла (виден свет и выделяются пары ртути), а потому Н. в виде амальгамы оказывается менее энергичным и с большим удобством может быть употребляем для реакций во многих случаях вместо чистого металла; например, если желают иметь водород в момент выделения его из воды при действии Н., то употребляют амальгаму. Амальгама состава NaHg 6 тверда, при ее образовании выделяется (на граммовый вес, отвечающий формуле) 21,1 больших калорий; более богатые ртутью амальгамы полужидки или жидки, например NaHg 25 ; по отгонке ртути из них можно снова получить металл [Н., подобно калию, растворяется в жидком аммиаке, причем получается темная жидкость, отливающая цветом меди, она содержит в растворенном виде крайне малопрочное соединение NaH 3 N.NH 3 Na (А. Joannis, 1892), т. е. свободный аммоний N 2 H 8 , в котором два H заменены двумя Na, разлагающиеся при испарении аммиака и оставляющие неизмененный металл. Иным образом относится Н. при нагревании в струе сухого N H 3 , причем получается амид NaNH 2 , если операцию производить в серебряном или железном полированном сосуде при 300?400¦, то получается чисто-белый кристаллический продукт, с температурой плавления 149?156¦ (Titherley, 1894). Вода разлагает его на NH 3 и NaOH, а при нагревании в струе закиси азота получается соль азотисто-водородной кислоты (W. Wislicenus, 1892): 2NaNH 2 +N 2 O=NaN 3 +NaOH+NH 3 .].

Окислы. При сжигании Н. в избытке сухого кислорода получается перекись Na 2 O 2 , желтовато-зеленое вещество, плавящееся при сильном калении. Если сжигание происходит в воздухе, то получается окись Na 2 O в смеси с перекисью; чистая окись может быть получена только после нагревания этой смеси с металлическим Н.; другие способы получения и здесь (см. Калий) не приводят к окиси; трудность операции увеличивается еще тем, что обычные огнеупорные тигли ? платиновые, фарфоровые ? здесь не годятся (платина окисляется), а серебряные или медные легкоплавки и также разъедаются; полученная этим способом окись Н. (Н. Н. Бекетов, 1881) серого цвета, но не содержит ни перекиси, ни недокиси Н., что видно из ее отношения к воде сравнительно с Na 2 O 2 и Na 4 O ?

1. Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

2. 2Na 2 O 2 + 2H 2 O = 4NaOH + O 2 [Перекись Н. сделалась в последние годы легко доступным продуктом, так как ее стали готовить фабричным путем, ввиду этого она многими изучается и нашла себе технические применения как удобный окислитель, например при белении волокнистых веществ животного происхождения, при очищении спирта, при химическом анализе и проч. При действии спирта (J. Tafel, 1894) происходит следующая реакция: Na 2 O 2 +C 2 H 5 .ОН=C 2 H 5 .ONa+ONa.ОН; этот гидрат натрил-гидроксид растворяется в воде и может быть осажден спиртом в виде Na 2 O 2 .8H 2 O, a соляной кислотой (также и водой) разлагается с образованием перекиси водорода ONa.OH+HCl=NaCl+H 2 O 2 . На химическом заводе de Ha e n в Ганновере применяется следующий метод получения перекиси Н.: азотнокислая соль смешивается с известью и магнезией; смесь сильно накаливается; над полученной таким образом пористой щелочной массой пропускается воздух при 300?500¦, кислород которого и переводит окиси в перекиси; извлекая водой, получают в растворе перекись щелочного металла. Удобно готовить в больших количествах перекись и из металла, окисляя его воздухом при 300¦ (Prud'home). Анилин окисляется перекисью Н. в водном растворе в нитробензоле, в уксуснокислом ? в азобензоле (О. Fischer и J. Trost).]

3. Na 4 O + 3H 2 O = 4NaOH + H 2

? только окись растворяется без выделения газов (1), перекись же выделяет при этом кислород (2), а недокись (получаемая при сжигании Н. в недостаточном количестве кислорода ? серое вещество, похожее на K 4 O; см. Недокиси) ? водород (3). Н. Н. Бекетов определил теплоту растворения окиси Н. в воде, что дало ему возможность, при содействии ранее известных термохимических данных, высчитать теплоту образования из элементов граммовой частицы ее: (Na 2 ,O) = +97,5 бол. калорий. Окись Н. оказалась способной "гореть" в углекислом газе, превращаясь в соду: Na 2 O+СО 2 =Na 2 O 3 , a в атмосфере водорода превращаться, при слабом подогревании, в едкий натр: 2Na 2 O+Н 2 =2NaOH+2Na, что и объясняет причину не возникновения окиси при взаимодействии Н. с едким натром; (Na,O,H) = 100,5 бол. калорий. Итак, при взаимодействии с водой всякого окисла Н., а также и металлического Н. получается всегда в водном растворе гидрат окиси NaOH, так называемый едкий натр , или каустическая сода ? в технике. Это вещество во всех отношениях походит на едкое кали и почти во всех практических случаях употребляется вместо него [Для поглощения углекислоты при количественных определениях необходимо употреблять KOH, если хотят поглощать раствором; крепкий раствор NaOH слишком пенится в "калиаппарате".]; готовится оно из соды при действии на 10%-ный водный раствор гашеной известью: Na 2 CO 3 +Ca(OH) 2 =CaCO 3 +2NaOH; слитый с осадка раствор сгущается (для операции получения нельзя употреблять более крепкий, чем 10%-ный раствор соды, ибо тогда возможна обратная реакция, т. е. образование Na 2 CO 3 из СаСО 3 с NaOH) и выпаривается до полного удаления воды в железном сосуде (или для большей чистоты в серебряном); оставшийся жидкий NaOH отливают в палочки или плиты (о заводском получении NaHO в больших размерах см. Сода каустическая). Это ? белая, просвечивающая, кристаллическая масса, удельного веса 2,13 [Самый чистый NaOH имеющийся в продаже, готовится из металлического Н. действием воды или растворением едкого натра в спирте, небольшие количества удобно готовить и из чистой соды, оперируя в серебряном сосуде. В последние годы в Германии, а также в Англии в технике соединений щелочных металлов начинает играть большую роль электричество. Подвергая электролизу раствор поваренной соли, получают хлор и амальгаму Н.; если, не прерывая процесса, заменять жидкую еще амальгаму ртутью, выделенной водой из ранее полученной на катоде амальгамы, то одно и то же количество ртути дает возможность переработать громадные количества поваренной соли в водный раствор NaOH посредством электролиза. Можно надеяться, что в недалеком будущем соду будут готовить из NaOH, а не наоборот, как теперь.], очень хорошо и с большим выделением тепла растворимая в воде; известны кристаллические гидраты, например 2NaOH+7H 2 O (Hermes), который плавится при +6¦ в жидкость удельного веса 1,405 и при уменьшенном давлении над серной кислотой теряет половину воды. Как щелочь, едкий натр имеет обширные применения как в лабораторной практике, так и в технике, например для приготовления мыла и проч. Он может быть употребляем и для получения всяких других солей Н. при реакции его с кислотами: NaOH+H.Ac=Na.Ac+H 2 O (Ac ? остаток кислоты); но для этого чаще всего применяются соли же, и прежде всего сода и поваренная соль; последняя собственно и является первоисточником для получения всех соединений Н.

Хлористый Н., поваренная соль ? в общежитии, NaCl, может быть получен прямым соединением элементов: Н. горит в хлоре с ярким желтым пламенем; воспламенение при употреблении не совершенно сухого хлора происходит без предварительного подогревания (без зажигания), сухой же хлор не действует даже на расплавленный Н., только при более сильном нагревании в этом случае начинается реакция; жидкий сухой хлор точно так же не действует на Н. В природе находятся иной раз очень чистые образцы NaCl, например в каменной соли, но, обыкновенно, для очищения необходимо продажную соль кристаллизовать из воды, причем приходится выделять NaCl выпариванием раствора, а не охлаждением его по насыщении; причина в том, что растворимость поваренной соли мало меняется с температурой, а именно: при ?15¦ 100 весовых частей воды могут содержать 32,73 весовых частей, при 0¦ ? 35,52 вес. частей, при +14¦ ? 35,87 вес. частей, при 40¦ ? 36,64 вес. частей, при 109,7¦ ? 40,35 вес. частей; температура кипения насыщенного раствора около 109¦. Можно также очень удобно осаждать NaCl из крепкого раствора, насыщая его хлористым водородом, так как NaCl почти не растворяется в крепкой соляной кислоте; таким образом можно очистить NaCl не только от примеси солей серной кислоты, но и от KCl (Менделеев), затем нужно только полученный осадок прокалить (удаление HCl) и перекристаллизовать из воды, причем выделяются кубические кристаллы безводной соли. Если кристаллизация происходит на холоде, то при ?12¦ выделяется кристаллический гидрат NaCl.2H 2 O; а раствор состава NaCl.10Н 2 O замерзает целиком при ?23¦ (криогидрат). При тщательном смешении 1 весовой части поваренной соли с 3 весовыми частями снега (почти NaCl на 10Н 2 O) происходит понижение температуры до ?21¦; такая "охладительная смесь", благодаря дешевизне, чаще всего применяется в лабораториях, а также и в общежитии. Чистый NaCl имеет удельный вес 2,15, плавится при 772¦ (Carnelly), при высшей температуре медленно улетучивается; после сильного нагревания приобретает от действия кислорода и влаги воздуха слабую щелочную реакцию. Будучи соединением очень прочным, поваренная соль, как и другие соли, весьма способна к двойным разложениям, особенно в присутствии воды; путем подобных взаимодействий и получаются почти все ниже упоминаемые соли [ Бромистый и йодистый Н. готовятся тем же путем, как KBr и KI (см. Калий); имеют применения в медицине, в фотографии. Хлорноватистокислый Н., NaClO, в водном растворе лучше всего получать для лабораторных надобностей действием соды на раствор белильной извести; слитый с осадка раствор (содержит еще NaCl) употребляется для отличения налета мышьяка, который растворяет, от сурьмяного налета; последний раствором не изменяется. NaClO находится в белильной жидкости (eau de Labarraque) ? см. Жавелевая вода.].

Сернокислый H. готовится в больших количествах на содовых заводах при сильном нагревании смеси NaCl с серной кислотой (60¦ Б.):

1. 2NaCl + Н 2 SО 4 = Na 2 SO 4 + 2НCl;

в лабораториях предпочитают пользоваться взаимодействием NaCl с избытком кислоты при слабом нагревании [Реакция идет хорошо ? сначала при очень слабом подогревании, которое затем приходится усиливать ? если берут смесь 2 весовых частей сплавленной и измельченной соли, 3 весовых частей крепкой серной кислоты и 1 весовой части воды; предварительное сплавление соли делается ради избежания вспучивания.] по другому уравнению:

2. NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + НCl.

В первом случае получается сернокислый Н. и хлористый водород, во втором ? кислый сернокислый Н. и НCl; последний на заводе составляет побочный продукт, улавливается в приемниках, содержащих воду, и превращается в соляную кислоту, в лабораториях же НCl является обыкновенно главным продуктом. NaHSO 4 довольно легко может быть превращен в Na 2 SO 4 ? при накаливании на паяльной лампе:

2NaHS0 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 SО 4

причем улетает серная кислота. Средняя соль Na 2 SO 4 описана впервые Глаубером ("De natura salium", 1658), который получил ее именно при действии серной кислоты на поваренную соль, открыл её слабительные свойства и назвал "sal mirabile"; это название (sal mirabile Glauberi, Глауберова соль) сохранилось и до сих пор в применении к Na 2 SO 4 .10H 2 O, кристаллизующейся обыкновенно из водного раствора в виде больших прозрачных призм; известны, кроме того, ромбические кристаллы состава Na 2 SO 4 .7H 2 O и одноводная соль Na 2 SO 4 .H 2 O; растворимость Na 2 SO 4 (см. Сульфат) при повышении температуры до 34¦ возрастает, а при дальнейшем повышении падает. Сернокислый Н. замечателен по способности образовывать пересыщенные растворы (см.). Так как Na 2 SO 4 вещество очень прочное при высокой температуре, то обыкновенно в виде этой соли определяют содержание Н. при количественном анализе его соединений.

Сернистокислый H. Na 2 SO 3 и NaHSO 3 . Однометаллическая соль получается при насыщении сернистым газом раствора соды:

Na 2 CO 3 + Н 2 O + 2SО 2 = 2NaHSO 3 + CO 2 ;

если прибавить к полученному раствору еще такое же количество соды, то получится двухметаллическая соль:

2NaHSO 3 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 SO 3 + Н 2 O + СО 2 .

Применения этих солей главным образом основаны на их способности окисляться, подобно самой сернистой кислоте, окисляющейся в серную. При кипячении раствора Na 2 SO 3 с "серным цветом" получается новая соль, Na 2 SO 3 +S=Na 2 S 2 O 3 , серноватистокислый H., которая хорошо растворима в воде, образует пересыщенный раствор и кристаллизуется в прозрачных одноклиномерных призмах, с содержанием воды ? Nа 2 S 2 O 3 .5Н 2 O; под именем гипосульфита она имеет большое значение в фотографии для фиксирования негативов и позитивов, потому что водный раствор ее ? фиксат ? растворяет галоидное серебро, причем получается двойная соль серноватистой кислоты Ag 2 S 2 O 3 .2Na 2 S 2 O 3 .2H 2 O (может быть выделена спиртом из водного раствора). Na 2 S 2 O 3 вместе с Na 2 SO 3 находит в лабораториях значительное применение при йодометрии, так как Na 2 SO 3 +H 2 O+I 2 =Na 2 SO 4 +2HI и 2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =2NaI+Na 2 S 4 O 6 ; в последнем случае получается в растворе новая соль ? тетратионовокислый Н. С хлором ? те же отношения, а потому Na 2 S 2 O 3 находит важное применение в технике беления ? как антихлор , когда появляется необходимость прекратить действие хлора.

Азотнокислый H., NaNO 3 , так называемая чилийская селитра , кристаллизуется в тупых ромбоэдрах, почти кубах ( кубическая селитра ), хорошо растворим и гигроскопичен. Будучи самой дешевой солью азотной кислоты, идет для получения обыкновенной селитры (см. это слово и Калий) и самой азотной кислоты на заводах (см. Крепкая водка). Азотистокислый Н., NaNO 2 , имеющийся в продаже в форме палочек, готовится из NaNO 3 , как KNO 2 из обыкновенной селитры, и употребляется для тех же целей. Получение его удобнее достигается (Берч и Гармсен, 1891) при нагревании (400¦) смеси селитры, свинцового блеска и извести:

4NaNO 3 + PbS + CaO = 4NaNO 2 + PbO + CaSO 4 .

Углекислый Н., сода (Soude, soda), Na 2 CO 3 ? наиболее важная соль, после поваренной, в технике. Готовится она или из сернокислого Н. ? по Леблану (1797), или прямо из природных растворов поваренной соли по так называемому аммиачному способу. До конца прошлого столетия ее добывали из золы морских растений; с этого времени началось вытеснение поташа содой во всех технических применениях ? при приготовлении стекла, мыла и проч. Способ Леблана сводится к тому, что при очень сильном накаливании сернокислого Н. с углем и известняком происходят следующие реакции:

1. Na 2 SO 4 + 4C = 4CO + Na 2 S

2. Na 2 S + CaCO 3 = CaS + NaCO 3 .

По охлаждении масса выщелачивается, т. е. обрабатывается водой, в которой и растворяется сода, и затем из слитого с осадка раствора выделяется выпариванием его кристаллизацией. Аммиачный способ (E. Solvay, 1861) требует сгущенного раствора поваренной соли (а не твердой, из которой получается Na 2 SO 4 в Леблановском процессе); в этот раствор вводят аммиак и угольную кислоту, причем образуется (NH 4 )HCO 3 , по уравнению:

1. NH 3 + Н 2 O + СО 2 = (NH 4 )HCO 3 ;

углекислый же аммоний вступает в двойное разложение с NaCl:

2. NaCl + (NH 4 )HCO 3 = NH 4 Cl + NaHCO 3 ;

однометаллическая соль, так называемый кислый углекислый или двууглекислый Н. ? NaHCO 3 , малорастворима в воде, а потому большая ее часть осаждается в кристаллическом виде. Из оставшегося в растворе нашатыря действием извести снова получают аммиак:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O + 2NH 3

и употребляют его для обработки нового раствора соли, почти не теряя этого ценного реагента. NaHCO 3 легко может быть превращен в Na 2 CO 3 простым нагреванием:

3. 2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + Н 2 O + СО 2 ;

эта реакция идет даже в водном растворе, нагретом до 70¦. По этому способу сода получается более чистая; полученная по Леблану должна быть подвергаема очистке от примеси NaCl, Na 2 SO 4 и проч. перекристаллизацией из воды или, что лучше, через осаждение её холодного крепкого раствора углекислотой ? Na 2 CO 3 +H 2 O+CO 2 =2NaHCO 3 , причем получается однометаллическая соль, известная в торговле под именем двууглекислой соды. Обыкновенная сода по отношению к воде напоминает Na 2 SO 4 ; она имеет maximum (при 37¦) растворимости (см. Сода) и кристаллизуется в больших прозрачных кристаллах состава Na 2 CO 3 .10Н 2 O, легко теряющих воду при нагревании и даже при обыкновенной температуре. Na 2 CO 3 имеет щелочной вкус и реакцию, NaHCO 3 ? солоноватого вкуса и имеет среднюю реакцию (в особенности с фенолфталеином).

Если упомянуть еще о буре и растворимом стекле , т. е. борнокислом и кремнекислом Н., то таким образом будут исчерпаны почти все, имеющие практическое значение, соединения Н. В прежние времена бура ввозилась в Европу венецианцами из Азии, где она находится по берегам соляных озер Тибета и Индии в форме минерала тинкала и в растворенном виде в их водах; еще в XVII в. было распространено мнение, что в Венеции буру готовят, хотя там ее только очищали; в настоящее время бура готовится из тосканской борной кислоты и соды, для чего к кипящему раствору соды прибавляют потребное количество борной кислоты и, при охлаждении, получают большие, прозрачные, призматические кристаллы обыкновенной буры Na 2 B 4 O 7 .10H 2 O (тинкал немного отличается формой кристаллов; если пересыщенный раствор буры кристаллизуется при обыкновенной температуре, то выделяется октаэдрическая бура Na 2 B 4 O 7 .5H 2 O). Бура обладает слабощелочным, холодящим вкусом, выветривается с поверхности в сухом воздухе, удельный вес 1,71; она плавится при нагревании, вспучивается, выделяя воду, а затем превращается в пористую, твердую массу (Borax usta), которая при накаливании плавится и способна растворять тогда различные металлические окислы; по охлаждении застывает в стекловидную массу, окрашенную в характерный цвет, если был взят цветной окисел; стекловидная бура скоро мутится с поверхности, притягивая влагу из воздуха. Очевидно, кислотные свойства борной кислоты не удовлетворены в буре, а потому она и может присоединять металлические окислы; сплавляя буру с содой и затем кристаллизуя из горячей воды, получают борнокислый Н., содержащий большее количество окиси Н., а именно NaBO 2 .4H 2 O; подобные соли борной кислоты легко разлагаются водой. Бура применяется при химическом анализе, благодаря способности давать цветные стекла (см. выше) и в технике как плавень, для приготовления эмалей для чугунной посуды, также в медицине и проч. С кремневым ангидридом известно несколько соединений окиси Н. Сплавляя кремнезем с избытком соды, получают трисиликат :

4Na 2 CO 3 + 3SiO 2 = Na 8 Si 3 O 10 + 4CO 2 ;

при взаимодействии в частичной пропорции получается метасоль , которая может быть выкристаллизована из воды на холоде в виде Na 2 SiO 3 .7H 2 O. В виде Na 2 Si 4 O 9 , как нашел Фукс (см. Калий), кремнекислый Н. получается, если действовать крепким раствором едкого Н. при нагревании под высоким давлением на порошкообразный кремень , или кипятить крепкий же раствор NaHO с инфузорной землей , получающийся при этом желтоватый раствор есть растворимое стекло современной торговли. Оно имеет многочисленные практические применения, между прочим, для получения студенистого гидрата кремневой кислоты, пропитанного серной кислотой, в гальванических элементах (в аккумуляторах).

При количественном анализе Н. взвешивается, как уже упомянуто, в виде Na 2 SO 4 ; в случае нахождения его вместе с калием, отделяют от последнего в форме хлороплатината Na 2 PtCl 6 .4Н 2 O (кристаллы из водного раствора), который растворим в смеси спирта и эфира. Качественное открытие присутствия натрия легко достигается при внесении испытуемого вещества в бесцветное пламя (см. выше); чтобы судить приблизительно о количестве, необходимо иметь Н. в виде растворимой соли и действовать на ее раствор, не содержащий свободной кислоты, а также и значительного количества щелочи, раствором пиросурьмянокислого калия (K 2 H 2 Sb 2 O 7 .4H 2 O): тогда, при стоянии, выделяются характерные иголочки состава Na 2 H 2 Sb 2 O 7 .6H 2 O; пиросурьмянокислый Н. малорастворим в воде (1 вес. часть в 350 частях кипящей воды). Нерастворимых солей, за исключением сложных силикатов, Н. не образует, а также и малорастворимых, за исключением только что упомянутой.

С. Колотов. ? .

Натрий (мед.). ? Из солей Н. в биологическом отношении наибольшее значение имеет хлористый Н., который из всех неорганических солей нашего тела только один воспринимается в чистом виде из неорганической природы и прибавляется к органическим пищевым веществам. Потребность в прибавлении соли к пище замечается только у травоядных. Этот факт профессор Бунге объясняет обилием солей калия в растительной пище, которые вступают в двойной обмен с хлористым натрием плазмы крови; хлористый калий и новая соль Н. удаляются почками, вследствие чего кровь беднеет как калием, так и Н., которые и должны быть доставлены извне. Во все времена и во всех странах народы, питающиеся исключительно животной пищей, или вовсе не имеют понятия о соли, или же, познакомившись с нею, питают к ней отвращение. Между тем как народы, употребляющие в пищу преимущественно растительную пищу, чувствуют непреодолимую потребность в соли (Бунге). На основании многих данных можно заключить, что человек и травоядные легко переносят без прибавления соли такую пищу, в которой отношение калия к Н. 4?6:1. Питающиеся исключительно картофелем воспринимают в течение дня 40 грамм калия, вот почему без соли картофель так невкусен. Сельские жители потребляют гораздо больше соли, чем городские, питающиеся животной пищей; так, для Франции доказано, что каждый сельский житель потребляет втрое больше поваренной соли, чем городской. Из растительных веществ рис содержит в 6 раз меньше калия, чем прочие злаки, и в 10?20 раз меньше, чем овощи, и в 20?30 раз, чем картофель, почему он и употребляется в пищу китайцами и японцами без прибавления соли. Но те количества соли, которые мы обыкновенно употребляем в пищу, слишком велики, этим мы возлагаем на почки слишком большую работу по выделению избытка вон. Соли Н., как щелочные, обуславливают в наших тканях растворимость некоторых белков (глобулинов) связывают кислоты, образующиеся при различных физиологических и патологических условиях (молочная, мочевая, жирные и др.), играют большую роль в осмотических процессах и содействуют окислению многих составных частей нашего тела.

Применяются в медицине следующие соли Н.: углекислый Н. (сода), вследствие сильных разъедающих свойств, как сильный раздражитель кожи; внутрь дают сильно разведенным; содержится во многих источниках. Внутрь предпочтительно употребляется двууглекислый Н.: для растворения катаральной слизи пищевых, дыхательных, мочевых органов, как при всасывании, так и выведении его. Введенный в желудок Н., сперва нейтрализует кислоты желудочного содержимого, растворяет слизь и вызывает более усиленное отделение желудочного сока, что вместе повышает переваривание белковых веществ; кроме того, повышает отделение желчи и усиливает окислительные процессы. Назначается двууглекислый Н. при хроническом катаре желудка (изжоге), катаре дыхательных путей со скудным отделением вязкой слизи, катаре мочевого и желчного пузырей, камнях из мочевой кислоты в мочевых путях, желчных камнях, диабете, подагре, общем ожирении и др. Следует избегать приемов очень продолжительное время. 4% раствор едкого Н. убивает споры бациллы сибирской язвы через 45 минут, при высокой температуре ? через 10 минут, почему кипячение белья в натронном щелоке верный способ обеззараживания. Мыла дезинфицируют настолько, насколько они содержат щелочь. Минеральные воды, содержащие 1) двууглекислый Н.: Виши и Нейенар (теплый), Зальцбрунн, Билин, Фахинген, Гейльнау и др.; 2) двууглекислый и хлористый Н.: Эмс, Зальтерс, Ессентуки ¦ 17 и др.; 3) хлористый Н.: Киссинген, Соден ¦ 3, Гомбург и др.; 4) сернокислый Н.: Карлсбад, Мариенбад, Франценбад (подробнее о минеральных водах см. Бальнеология и Бальнеотерапия). Только для купанья: Крейцнах, Наугейм, у нас Старая Русса, Майнакское и Слакское озера, Друскеники, Славянск и др. Поваренная соль (NaCl) в слабом растворе индифферентное для организма средство: 0,6% раствор ее так называемый ? физиологический раствор. Большие количества ее дают явления отравления: мышечная система постепенно слабеет, кровяное давление падает и наступает смерть. В терапии хлористый Н. употребляется как внешнее раздражающее средство в виде соленых ванн (1?6 фунтов соли), купаний в соленых озерах и лиманах: при ревматизме, золотухе, невралгиях, параличах и других страданиях нервной системы. Кроме того, внутрь назначается при заболеваниях: 1) пищеварительного тракта наряду с щелочами в виде минеральных вод (Мариенбад), 2) дыхательных путей (Соден ¦ 3), 3) для рефлекторной остановки кровохаркания (см.), 4) в клистирах для усиления перистальтики кишок. Уксуснокислый Н. применяется как мочегонное; это действие основано не только на физико-химическом процессе отнятия воды, но и на специфическом отношении к почечной ткани. Сернокислый Н. ? см. Глауберова соль. Употребление других солей: борно-натровой, бензойно-натровой, салициловой и др. основано на действии соответствующих кислот.

А.

Брокгауз и Ефрон. Энциклопедия Брокгауза и Ефрона. 2012