НЭС/Натрий

Материал из Викитеки — свободной библиотеки
Перейти к навигации Перейти к поиску

Натрий
Новый энциклопедический словарь
Brockhaus Lexikon.jpg Словник: Нарушевич — Ньютон. Источник: т. 28: Нарушевич — Ньютон (1916), стлб. 63—71 ( скан ) • Другие источники: МЭСБЕ : ЭСБЕ


Натрий — химический элемент (знак Na) с атомным весом 23,00, занимающий место в I группе и 2 ряду периодической системы. Принадлежит к группе щелочных металлов, в ряду которых следует за литием и предшествует калию. Из соединений Н. с незапамятных времен известна поваренная соль (NaCl), к которой затем присоединилась сода. Употребление последней известно было уже древним евреям (Иеремии, II, 22), у которых она носила названия nether (откуда греч. νίτρον и лат. nitrum; оба эти слова позднее стали употребляться для обозначения селитры). Только в XVIII в. научились отличать натр от кали. Металлический Н. изолирован в 1807 г. Дэви, и, таким образом, впервые была доказана его элементарная природа. Н. весьма распространен в природе. Литосфера содержит в среднем 2,43%, гидросфера 1,14% Н. Из минералов, содержащих Н., важнейшими являются различные силикаты, напр., полевые шпаты (альбит Na2O.Al2O3.6SiO2), слюды, нефелит (NaAlSiO4) и др. Морская вода содержит 2,6—2,9% поваренной соли. Металлический Н., впервые полученный Дэви при электролизе влажного едкого натра и вслед затем Гэй-Люссаком и Тенаром накаливанием соды с металлическим железом или же с углем (Бруннер), долгое время добывался по этому последнему способу, впоследствии усовершенствованному Девиллем. Ныне при добывании Н. в фабричном масштабе вновь пользуются электролизом едкого натра, при чем последний поддерживают в сплавленном состоянии при 310—330°. Катод в этом случае делают из железа, анод — из сплава железа с никкелем. Н. блестящий (на свежем разрезе, но быстро тускнеющий на воздухе вследствие окисления), серебристо-белый металл уд. в. 0,972; кристаллизуется в октаэдрах; темп. плавления 95,7°, темп. кипения 878°. Может быть выдавлен (с помощью пресса) в тонкую проволоку или ленту. Н. энергично разлагает воду, выделяя водород (2H2O + 2Na = H2 + 2NaOH), который при этом не загорается (отличие от калия; однако, под конец реакции обычно появляется пламя, и происходит взрыв). Поэтому Н. хранят под бензином или же в сухих сосудах без доступа воздуха. Накаленный на воздухе или в кислороде, Н. сгорает ярким желтым пламенем, образуя, главным образом, перекись Na2O2. Накаленный Н. горит также в хлоре. По отношению к жидкому брому (с которым калий соединяется со взрывом), Н. удивительно пассивен, не реагирует заметно при обыкновенной температуре и лишь крайне медленно при 300° в запаянной трубке. При нагревании в токе водорода Н. дает гидрюр NaH — белое кристаллическое вещество, легко разлагаемое водой. В безводном жидком аммиаке Н. растворим синим цветом. В таком растворе, вероятно, содержится одно или несколько соединений Na с NH3. Но так как они отличаются непрочностью, то по испарении аммиака (с повышением температуры) остается металлический Н. Нагретый в струе NH3, H. дает бесцв. крист. Н.-амид NaNH2. Последний с водой энергично реагирует, образуя NaOH и NH3. В качестве щелочного металла H. является одним из наиболее электроположительных элементов, уступая в этом отношении только своим аналогам K, Rb и Cs, за которыми он должен быть поставлен в Вольтовом ряду напряжения. В соответствии с этим гидрат окиси его NaOH является сильным основанием, едкою щелочью. Н. во всех своих соединениях одновалентен, что гармонирует с его положением в I группе периодич. системы: Na2O, NaOH, NaCl, NaBr, NaNO3, Na2SO4 и пр. Соли Н. в водном растворе характеризуются присутствием бесцветного катиона Na+, а потому и сами бесцветны, если соответствующий анион не является (как, напр., CrO4−−) носителем окраски. Большинство солей Н. легко растворимо в воде. Труднее других растворима щавелевая Na2(C2O4), особенно же мало растворимы: пиросурьмяно-кислая соль Na2H2Sb2O7.6H2O, а также соль диоксивинной кислоты C(OH)2.C(OH)2(COONa)2. Поэтому сравнительно легко растворимая калийная соль пиросурьмяной кислоты, а также диоксивинная кислота дают с натриевыми солями осадки, образование которых может служить аналитическим признаком ионов Na+. Окись Н. Na2O получается нагреванием едкого натра с теоретическим количеством Н. 2NaOH + Na = 2Na2O + H2 или лучше нагреванием Н. с перекисью Н. Na2O2 + 2Na = 2Na2O (Н. Н. Бекетов), белое кристаллическое вещество уд. в. 2,3, растворяющееся в воде с сильным выделением тепла, при взаимодействии с водородом дающее едкий натр и металлический натрий: Na2O + H2 = 2NaOH + 2Na (H. H. Бекетов). Перекись Н. Na2O2 получается действием кислорода на металлический Н. при 300°; образует порошок желтоватого цвета; представляет производное перекиси водорода Na—О—O—Na, ибо дает эту последнюю при растворении в холодной воде, особенно при подкислении H2SO4; образует гидрат Na2O2.8H2O (как BaO2.8H2O и др.); обладает свойствами сильного окислителя. Гидрат окиси Н. или едкий натр NaOH в технике получается кипячением соды с гашеной известью, взвешенной в воде (Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH) и отцеживанием отстоявшегося раствора от трудно растворимого CaCO3. Другой более совершенный способ основан на электролизе хлористого Н. При этом удобно употреблять ртутный катод. Выделяющийся на катоде Н., растворяясь в ртути, дает амальгаму, а эта последняя, вступая в реакцию с водой, дает NaOH. Одновременно на аноде выделяется хлор. Выпаренный до-суха (в железных сосудах) и сплавленный едкий натр поступает в продажу обыкновенно в форме палочек или плиток и содержит около 10% воды. Он образует белую кристаллическую массу уд. в. 1,83, гигроскопическую и весьма легко растворимую в воде (при 20° — 109 гр. NaOH, при 0° — 42 гр. NaOH в 100 гр. воды), а также, хотя и значительно менее — в спирте. Растворением в спирте можно отделять NaOH от нерастворимой соды и от других примесей. В совершенно чистом состоянии NaOH получают, заставляя пары воды при обыкновенной температуре действовать на металлический натрий в пространстве, свободном от угольной кислоты (Кюстер). Едкий натр образует ряд гидратов с содержанием воды: 1, 2, 3½, 4, 5 и 7 мол. H2O на 1 мол. NaOH. Хлористый Н. NaCl, обыкновенная или поваренная соль — важнейшее из природных соединений Н. Главным источником ее является морская вода. Кристаллизация NaCl, происходящая при медленном высыхании замкнутых морских бассейнов, ведет к выделению каменной соли, образующейся в недрах земли (напр., у нас в Бахмутском у., Екатеринославской губ., в Австрии — в Зальцкаммергуте и во мног. др. местностях) мощные залежи. Обычным спутником каменной соли является гипс CaSO4.2H2O, а иногда также (Стасфурт в Германии) — калийные и магнезиальные соли. Все эти вещества вместе с NaCl выделяются при испарении морской воды. Процесс испарения замкнутых морских бассейнов в некоторых местностях (солончаковые степи юго-вост. России и средней Азии) продолжается и в настоящее время в соленых озерах (Эльтон, Баскунчакское), в которых концентрация рассола столь значительна, а в летние жары потеря воды так велика, что раствор солей приходит в состояние пересыщения, и поваренная соль выделяется в твердом виде. Хлористый Н. кристаллизуется в бесцветных кубах правильной системой уд. в. 2,174 при 20°. Темп. плавления 810°. Растворимость мало изменяется с температурой. Насыщенный при 15° раствор содержит 26,5% NaCl и имеет удельн. вес 1,203.

Температура. 10° 20° 30° 40° 50° 60° 70° 80° 90° 100°
Число грамм NaCl, раствор. в 100 гр. H2O. 35,63 35,69 35,82 36,03 36,32 36,67 37,06 37,51 38,00 38,52 39,12

При низкой температуре поваренная соль образует гидрат с 2H2O, который находится при +0,15° в равновесии с безводной солью и насыщенным раствором. При −21,2° лежит криогидратная точка, отвечающая равновесию между дигидратом, льдом и насыщенным раствором. Состав криогидрата приблизительно отвечает формуле NaCl.10H2O, но (как все криогидраты) он является не определенным химическим соединением, а конгломератом кристаллов льда и NaCl.2H2O. В противоположность хлоридам K, Rb и Cs, NaCl дает хотя и весьма нестойкое соединение с аммиаком, состава NaCl.5NH3, которое уже при −24° имеет упругость диссоц., близкую к 1 атм. (777 мм.; при −7° уже 2130 мм.). При кристаллизации NaCl с KCl обе соли выделяются в отдельных кристаллах, но сплав безводных солей, застывая, образует смешанные кристаллы, которые распадаются на компоненты ниже 400° (Курнаков и Жемчужный). Бромистый Н., NaBr, получается из соды и HBr или проще, действуя бромом на горячий раствор едкого натра в присутствии угольного порошка. При этом происходят две последовательные реакции: 6NaOH + 3BrO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O; 2NaBrO3 + 3C = 2NaBr + 3CO2; уд. в. = 2,176, темп. плавл. 749°, дает кристаллогидраты с 2 и 5 молекулами воды. При обыкновенной температуре устойчивым является NaBr, 2H2O. Иодистый Н., NaJ, получается подобно предыдущему соединению. Уд. в. = 3,55, темп. плавл. 664°. Подобно NaBr, крист. с 2 и 5 H2O. Двухводная соль постоянна при обыкновенной температуре. Азотно-натриевая соль NaNO3 называется также чилийской селитрой, так как образует огромные залежи в Чили (пустыня Атакама) в форме минерала, носящего местное название caliche и содержащего до 70% (в чистых белых образцах, свободных от глины и т. п. примесей) NaNO3 (кроме того, более 20% NaCl, около 2% NaJO3 и др. соли). Чилийская селитра в больших количествах ввозится в Европу, где идет на удобрение и для получения азотной кислоты. Кристаллизуется в безводных ромбоэдрах, изоморфных с известковым шпатом (CaCO3), уд. в. 2,267 при 20°, темп. плавл. 310°. Весьма легко растворима в воде:

Температура. 10° 20° 30° 40° 50° 60° 70° 80° 90° 100° 119°
Число грамм NaNO3, раствор. в 100 гр. воды. 73 80,5 88 96,2 104,9 114 124,6 136 148 161 175,5 208

При растворении поглощается тепло (на 1 гр.-мол. в 200 гр.-мол. H2O — 5 больш. калорий), что находится в согласии с повышением растворимости с температурой. Азотисто-натриевая соль NaNO2, иногда называемая просто «нитритом», получается в технике сплавлением NaNO3 со свинцом (NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2). Легко растворима в воде. Наиболее употребительная из солей азотистой кислоты. Из трех натриевых солей фосфорной кислоты Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4, важнейшая двуметальная Na2HPO4, кристаллизующаяся с 12 и 7 мол. H2O, растворима в воде. В водном растворе показывает слабо щелочную реакцию, вследствие гидролиза, размеры которого, однако, весьма незначительны. Серно-натриевая соль Na2SO4, в виде десятиводного гидрата известна под именем Глауберовой соли (sal mirabile Glauberi). В безводн. сост. образует природный тенардит, а в виде двойной соли Na2SO4MgSO4.4H2O — астраханит. Прежде ее получали в больших количествах, как промежуточный продукт при Леблановском процессе, прокаливанием NaCl с серной кислотой. Безводная соль образует 4 модификации, из которых ниже 200° постоянным является ромбический тенардит. Уд. в. 2,671 при 20°, темп. плавл. 880°. Образует гидраты с 10 и 7 мол. воды. Десятиводный гидрат является стабильным, семиводный — метастабильным. В соответствии с этим нормальная кривая растворимости Na2SO4 состоит из двух ветвей: круто восходящей, отвечающей повышению растворимости десятиводной соли с температурой, и медленно нисходящей; последняя соответствует уменьшающейся растворимости безводной соли. Обе ветви пересекаются в переходной (четверной) точке, при которой находятся в равновесии: насыщенный раствор, безводная соль, десятиводный гидрат и водяной пар. Эта точка, лежащая при +32,383°, определена Ричардсом с большой точностью, резко наблюдается и потому может служить для выверки термометров. (При более высокой температуре десятиводный гидрат непостоянен — плавится и выделяет безводную соль). Растворы глауберовой соли легко дают явления пересыщения. Такие растворы нацело застывают при внесении пылинки готового десятиводного гидрата, но если в качестве затравки был взят семиводный гидрат, то этот последний и выделяется из раствора (если только одновременно не было внесено затравки Na2SO4.10H2O). Изменение растворимости Na2SO4 в зависимости от температуры наглядно видно на диаграмме.

Температура. 10° 15° 20° 25° 30°
Число грамм безводн.
Na2SO4, растворяющей-
ся в 100 гр. воды.
5,0 9,0 13,2 19,4 28,0 40,0

Кислая серно-натриевая соль (или техн. кислый сульфат NaHSO4) представляет побочн. продукт при добывании азотной кислоты из чилийской селитры NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4. Белая крист. масса. Серноватисто-натриевая соль Na2S2O3 или гипосульфит обычно кристаллизуется с 5 мол. воды. Легко образуется при кипячении сернисто-натриевой соли с серой в присутствии небольших количеств едкого натра (Na2SO3 + S = Na2S2O3), или же окислением на воздухе «содовых остатков», содержащих CaS. При этом образуется CaS2O3, а из этой последней соли через обменное разложение с Na2SO4 получается трудно растворимый гипс и легко растворимый гипосульфит Н. Можно также получать Na2S2O3, пропуская сернистый газ в растворе сернистого Н. 2Na2S + 3SO2 = 2Na2S2O3 + S. Гипосульфит нашел себе широкое применение благодаря двум своим свойствам: он растворяет галоидные соли серебра (AgCl, AgBr), образуя легко растворимые комплексные соединения, и он обладает способностью связывать свободные галоиды. Первое свойство позволяет применять его в фотографии для фиксирования фотографических пластинок и позитивных отпечатков, второе сделало его драгоценным средством для борьбы с вредным действием галоидов, особенно хлора (антихлор). Весьма гладко протекает реакция между гипосульфитом и иодом, а именно по следующему уравнению: 2Na2S2O3 + J2 = Na2S4O6 + 2NaJ. Продуктами этой реакции, широко применяемой в объемном анализе, являются тетратионово-натриевая соль и иодистый Н. С хлором реакция идет сложнее и различно в зависимости от условий. Продуктами ее являются H2SO4, NaCl, HCl и SO2. Чистый гипосульфит отличается постоянством как в твердом виде, так и в растворе. Угленатриевая соль или сода Na2CO3. Принадлежит к числу важнейших соединений Н. В природе встречается в воде некоторых озер и минеральных источников, откуда ее и добывали в прежнее время. Первый искусственный способ получения соды дан Лебланом в 1791 г. Исходным продуктом служит в этом способе хлористый Н., который при действии серной кислоты переводится в сернонатриевую соль Na2SO4, а эта последняя затем прокаливается с углем и мелом (CaCO3) (лучше всего в особых вращающихся печах с внутренней топкой). При этом серно-натриевая соль восстановляется в сернистый Н.: Na2SO4 + 4C = Na2S + 4CO, который, в свою очередь, вступает в обменное разложение с мелом и образует соду: Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS. Сплав выщелачивают водой и упаривают (по отделении от трудно-растворимого CaS) раствор соды до кристаллизации. Способ Ле-Блана ныне почти сполна вытеснен более совершенным аммиачным способом Эрнеста Сольвэя, практическая разработка которого началась в 1863 г. и успешно закончилась в 80-х годах минувшего столетия. Исходным продуктом и в этом случае является поваренная соль, на крепкий раствор которой действуют аммиаком и углекислым газом под давлением. При этом происходит обменное разложение между NaCl и возникающей из NH3 и CO3H2 кислой углеаммонийной солью: (NH4)HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl. Нашатырь (NH4Cl) остается в растворе, а кислая угленатриевая соль NaHCO3, отличающаяся трудной растворимостью, в главной своей массе выделяется в виде осадка. Ее отделяют от жидкости и прокаливают. При этом она разлагается по уравнению: 2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 с образованием безводной соды. Способ Сольвэя имеет два существенных преимущества перед старым Леблановским: во-первых, здесь сода сразу получается в весьма чистом состоянии, и, во-вторых, что особенно важно, необходимый для процесса сравнительно ценный аммиак легко может быть регенерирован из NH4Cl и снова введен в круг взаимодействия. Для этого нашатырь разлагают известью (2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O). Благодаря целесообразной конструкции приборов, Сольвэю и его сотрудникам удалось свести потерю аммиака к минимуму и, таким образом, сделать процесс весьма экономичным. Единственным отбросом, до сих пор почти не нашедшим себе рационального применения, является при аммиачном способе хлористый кальций. В последнее время, на ряду с Сольвэевским процессом, все более и более входит в употребление третий способ добывания соды, основанный на электролизе NaCl и на пропускании CO2 в раствор образующегося в околокатодном пространстве едкого натра. В безводном состоянии сода представляет бесцветное кристаллическое вещество уд. в. 2,476, плавящееся при 842°. При нагревании соды около 450° происходит переход ее в другую модификацию, сопровождаемый поглощением тепла. Сода образует гидраты с 1,7 и 10 мол. воды. Из них важнейший десятиводный гидрат Na2CO310H2O (обыкн. крист. сода) — моноклин. крист. уд. в. 1,446 из 17°, при 32°, этот гидрат разлагается на воду и семиводный гидрат, который при 35,37° теряет 6H2O и переходит в одноводный гидрат. Полная потеря воды происходит только при 100°. Будучи солью слабой кислоты и сильного основания, сода в водном растворе подвергается гидролизу по уравнению: Na2CO3 + H2O ⇌ NaHCO3 + NaOH (или в ионах: 2Na+ + CO3−− + H+ + OH ⇌ 2Na+ + HCO3 + OH). Поэтому раствор соды имеет щелочную реакцию (хотя по составу она является средней солью) и показывает все реакции, свойственные основаниям: нейтрализует кислоты (выделяя CO2:Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O), омыляет жиры, вообще сложные эфиры и т. п. По данным Шильдса, в растворе, содержащем ⅒ гр.-молекул Na2CO3 на литр, около 6% соды гидролизовано. По Кюстеру, при кипячении содовых растворов (в серебряных сосудах, чтобы избежать разъедания стекла) на воздухе CO2 постепенно улетучивается (так как образующаяся при гидролизе кислая соль NaHCO3 разлагается на Na2CO3, H2O и CO2), а в остатке получается некоторый избыток едкого натра. Реакция эта не идет, однако, до конца. Способность соды к гидролизу обусловливает ее применение в качестве слабой щелочи. Сравнительно крепкий раствор Na2CO3 во многих отношениях ведет себя как весьма разбавленный раствор едкого натра, содержащий столько же OH-ионов в единице объема. От такого разбавленного раствора NaOH раствор соды отличается, однако, в том отношении, что по прибавлении сильной кислоты (напр., HCl) в количестве, эквивалентном наличному числу гидроксильных ионов, в первом случае (NaOH) наступает (считая диссоциацию практически полной) полная нейтрализация, между тем как в растворе соды взамен израсходованных OH ионов появляются новые, вследствие нарушения первоначального равновесия между ионами соды и ионами воды. Таким образом происходит как бы автоматическая регуляция щелочности раствора: свободная щелочь вновь возникает по мере ее потребления (хотя и в постепенно уменьшающемся количестве). Содой пользуются также в технике и в лабораториях как наиболее доступной из растворимых солей угольной кислоты. С солями Ca, Sr, Ba, Pb и мн. др. металлов она дает нерастворимые осадки (BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl). Благодаря всем этим свойствам соды она является одним из важнейших продуктов «крупной» химической промышленности. Кислая угленатриевая или двуугленатриевая соль или двууглекислая сода NaHCO3 образуется в качестве промежуточного продукта при реакции Сольвэя, отличается относительно трудной растворимостью в воде, потому может быть получена в осадке пропусканием углекислого газа в крепкий раствор соды: Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3. При нагревании в сухом состоянии, а также при кипячении растворов NaHCO3 реакция идет в обратном направлении. — При 20° в 100 гр. воды растворяется следующий вес количества натриевых солей в граммах:

NaF NaCl NaBr NaJ NaNO3 Na2SO4 Na2S2O3 Na2CO3 Na2(C2O4)
щавелево-
кисл. соль.
Na2HPO4 NaNO2 NaHCO3
44
(18°)
35,82 90,3 179 88 19,4 70 21,4 3,74
(при 21,8°)
9,3 83,3 9,6

Из сплавов Н. заслуживают особого внимания амальгамы. Н. растворяется в ртути с сильным разогреванием; изучение кривой плавкости, а также некоторых других физ. свойств системы Hg, Na указывает на существование следующих определенных соединений: Na3Hg, Na5Hg2, Na3Hg2, NaHg, NaHg2, NaHg4. В заключение приведем некоторые термохимические данные:

Соединение. NaF NaCl NaBr NaJ ½Na2O
Тепло образования в
б. кал. на 1 грам.
эквивалент.
111,4 98,52 90,45 76,50 50,35

Л. Ч.

Натрий в медицине. 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. 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. Наоборот, народы, употребляющие в пищу преимущественно растительную пищу, чувствуют непреодолимую потребность в соли (Бунге). Сельские жители потребляют гораздо больше соли, чем городские, питающиеся животной пищей. Те количества соли, которые мы обыкновенно употребляем в пищу, слишком велики и возлагают на почки слишком большую работу по выделению избытка. Соли Н., как щелочные, обусловливают 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), сильный раздражитель кожи; внутрь его дают сильно разведенным; содержится во многих источниках. Внутрь предпочтительно употребляются двууглекислый Н., для растворения катарральной слизи пищевых, дыхательных, мочевых органов, как при всасывании, так и выведении его. Введенный в желудок, он сперва нейтрализует кислоты желудочного содержимого, растворяет слизь и вызывает усиленное отделение желудочного сока, что вместе повышает переваривание белковых веществ; кроме того, он повышает отделeние желчи и усиливает окислительные процессы. Назначается двууглекислый Н. при хроническом катарре желудка (изжоге), катарре дыхательных путей, катарре мочевого и желчного пузырей, желчных камнях, диабете, подагре, общем ожирении и др. Следует избегать очень продолжительных его приемов. 4% раствор едкого Н. убивает споры бацилла сибирской язвы через 45 м., при высокой температуре — через 10 м.; кипячение белья в натронном щелоке — верный способ обеззараживания. Мыла дезинфецируют настолько, насколько они содержат щелочь. Минеральные воды, содержащие двууглекислый Н. — Виши и Нейенар (теплый), Зальцбрунн, Фахинген и др.; двууглекислый и хлористый Н. — Эмс, Ессентуки № 17 и др.; хлористый Н. — Киссинген, Соден № 3, Гомбург и др.; сернокислый Н. — Карлсбад, Мариенбад, Франценсбад. Только для купанья: Крейцнах, Наугейм, у нас Старая Русса, Майнакское и Сакское озера, Друскеники, Славянск и др. Поваренная соль (ClNa) в слабом растворе индифферентное для организма средство. 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 фнт. соли), купаний в соленых озерах и лиманах: при ревматизме, золотухе, невралгиях, параличах и других страданиях нервной системы. Кроме того, внутрь назначается при заболеваниях пищеварительного тракта и дыхательных путей, для рефлекторной остановки кровохаркания, в клистирах для усиления перистальтики кишек. Уксуснокислый Н. применяется как мочегонное. Сернокислый Н. — см. Глауберова соль. Употребление солей борнонатровой, бензойнонатровой, салициловой и др. основано на действии соответствующих кислот.