ЭСБЕ/Натрий

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

Натрий
Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона
Brockhaus Lexikon.jpg Словник: Наказный атаман — Неясыти. Источник: т. XXa (1897): Наказный атаман — Неясыти, с. 675—681 ( скан ) • Другие источники: МЭСБЕ : НЭС


Натрий (хим.; нем. Natrium, франц. и англ. Sodium). — Сведения о соединениях этого металла ведут свое начало от очень старых времен. Еврейское слово neter (греч. νίτρον, 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, Na2O, т. е. металл, гидрат окиси и самую окись. Na=23,06 — по Стасу (О=16). В природе 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, NaNO3, 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 Na2SO4, мирабилит Na2SO4.10H2O (близ Тифлиса), глауберит Na2SO4.CaSO4 образовались путем высыхания соляных озер. Кремнекислый Н. есть составная часть многих минералов, например альбита — Na2Al2Si6O16; 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 Na2CO3, Na2SO4, NaCl, NaI, и служила в прежнее время для добычи соды; теперь же из неё готовят йод.

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.

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: Na2CO3+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). 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.

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.

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+2H2O=2NaOH+H2; 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 Na2H — 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 NaHg6 тверда, при ее образовании выделяется (на граммовый вес, отвечающий формуле) 21,1 больших калорий; более богатые ртутью амальгамы полужидки или жидки, например NaHg25; по отгонке ртути из них можно снова получить металл [1].

Окислы. При сжигании Н. в избытке сухого кислорода получается перекись Na2O2, желтовато-зеленое вещество, плавящееся при сильном калении. Если сжигание происходит в воздухе, то получается окись Na2O 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 Na2O2 и Na4O —

1. Na2O + H2O = 2NaOH

2. 2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2  [2]

3. Na4O + 3H2O = 4NaOH + H2

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 K4O; 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:

(Na2,O) = +100,2 бол. кал.

Окись Н. оказалась способной «гореть» в углекислом газе, превращаясь в соду: Na2O+СО2=Na2O3, a в атмосфере водорода превращаться, при слабом подогревании, в едкий натр: 2Na2O+Н2=2NaOH+2Na, что и объясняет причину не возникновения окиси при взаимодействии Н. с едким натром; (Na,O,H) = 101,9 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 [3]; готовится оно из соды при действии на 10%-ный водный раствор гашеной известью: Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3+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 Na2CO3 из СаСО3 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 [4], очень хорошо и с большим выделением тепла растворимая в воде; известны кристаллические гидраты, например 2NaOH+7H2O (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+H2O (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.2H2O; а раствор состава NaCl.10Н2O замерзает целиком при −23° (криогидрат). При тщательном смешении 1 весовой части поваренной соли с 3 весовыми частями снега (почти NaCl на 10Н2O) 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 [5].

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

1. 2NaCl + Н2SO4 = Na2SO4 + 2HCl;

в лабораториях предпочитают пользоваться взаимодействием NaCl с избытком кислоты при слабом нагревании [6] по другому уравнению:

2. NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl.

В первом случае получается сернокислый Н. и хлористый водород, во втором — кислый сернокислый Н. и HCl; последний на заводе составляет побочный продукт, улавливается в приемниках, содержащих воду, и превращается в соляную кислоту, в лабораториях же HCl является обыкновенно главным продуктом. NaHSO4 довольно легко может быть превращен в Na2SO4 — при накаливании на паяльной лампе:

2NaHSO4 = Na2SO4 + Н2SO4

причем улетает серная кислота. Средняя соль Na2SO4 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 Na2SO4.10H2O, кристаллизующейся обыкновенно из водного раствора в виде больших прозрачных призм; известны, кроме того, ромбические кристаллы состава Na2SO4.7H2O и одноводная соль Na2SO4.H2O; растворимость Na2SO4 (см. Сульфат) при повышении температуры до 34° возрастает, а при дальнейшем повышении падает. Сернокислый Н. замечателен по способности образовывать пересыщенные растворы (см.). Так как Na2SO4 вещество очень прочное при высокой температуре, то обыкновенно в виде этой соли определяют содержание Н. при количественном анализе его соединений.

Сернистокислый H. Na2SO3 и NaHSO3. Однометаллическая соль получается при насыщении сернистым газом раствора соды:

Na2CO3 + Н2O + 2SO2 = 2NaHSO3 + CO2;

если прибавить к полученному раствору еще такое же количество соды, то получится двухметаллическая соль: 2NaHSO3 + Na2CO3 = 2Na2SO3 + Н2O + СО2. Применения этих солей главным образом основаны на их способности окисляться, подобно самой сернистой кислоте, окисляющейся в серную. При кипячении раствора Na2SO3 с «серным цветом» получается новая соль, Na2SO3+S=Na2S2O3, серноватистокислый H., которая хорошо растворима в воде, образует пересыщенный раствор и кристаллизуется в прозрачных одноклиномерных призмах, с содержанием воды — Na2S2O3.5Н2O; под именем гипосульфита она имеет большое значение в фотографии для фиксирования негативов и позитивов, потому что водный раствор ее — фиксаж — растворяет галоидное серебро, причем получается двойная соль серноватистой кислоты Ag2S2O3.2Na2S2O3.2H2O (может быть выделена спиртом из водного раствора). Na2S2O3 вместе с Na2SO3 находит в лабораториях значительное применение при йодометрии, так как Na2SO3+H2O+I2=Na2SO4+2HI и 2Na2S2O3+I2=2NaI+Na2S4O6; в последнем случае получается в растворе новая соль — тетратионовокислый Н. С хлором — те же отношения, а потому Na2S2O3 находит важное применение в технике беления — как антихлор, когда появляется необходимость прекратить действие хлора.

Азотнокислый H., NaNO3, так называемая чилийская селитра, кристаллизуется в тупых ромбоэдрах, почти кубах (кубическая селитра), хорошёо 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., NaNO2, имеющийся в продаже в форме палочек, готовится из NaNO3, как KNO2 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:

4NaNO3 + PbS + CaO = 4NaNO2 + PbO + CaSO4.

Углекислый Н., сода (Soude, soda), Na2CO3 — 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. Na2SO4 + 4C = 4CO + Na2S
2. Na2S + CaCO3 = CaS + NaCO3.

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 Na2SO4 в Леблановском процессе); в этот раствор вводят аммиак и угольную кислоту, причем образуется (NH4)HCO3, по уравнению:

1. NH3 + Н2O + СО2 = (NH4)HCO3;

углекислый же аммоний вступает в двойное разложение с NaCl:

2. NaCl + (NH4)HCO3 = NH4Cl + NaHCO3;

однометаллическая соль, так называемый кислый углекислый или двууглекислый Н. — NaHCO3, малорастворима в воде, а потому большая ее часть осаждается в кристаллическом виде. Из оставшегося в растворе нашатыря действием извести снова получают аммиак:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3

и употребляют его для обработки нового раствора соли, почти не теряя этого ценного реагента. NaHCO3 легко может быть превращен в Na2CO3 простым нагреванием:

3. 2NaHCO3 = Na2CO3 + Н2O + СО2;

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, Na2SO4 и проч. перекристаллизацией из воды или, что лучше, через осаждение её холодного крепкого раствора углекислотой — Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3, причем получается однометаллическая соль, известная в торговле под именем двууглекислой соды. Обыкновенная сода по отношению к воде напоминает Na2SO4; она имеет maximum (при 37°) растворимости (см. Сода) и кристаллизуется в больших прозрачных кристаллах состава Na2CO3.10Н2O, легко теряющих воду при нагревании и даже при обыкновенной температуре. Na2CO3 имеет щелочной вкус и реакцию, NaHCO3 — 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 Na2B4O7.10H2O (тинкал немного отличается формой кристаллов; если пересыщенный раствор буры кристаллизуется при обыкновенной температуре, то выделяется октаэдрическая бура Na2B4O7.5H2O). 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 NaBO2.4H2O; 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: 4Na2CO3 + 3SiO2 = Na8Si3O10 + 4CO2; при взаимодействии в частичной пропорции получается метасоль, которая может быть выкристаллизована из воды на холоде в виде Na2SiO3.7H2O. В виде Na2Si4O9, 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 Na2SO4; в случае нахождения его вместе с калием, отделяют от последнего в форме хлороплатината Na2PtCl6.4Н2O (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 (K2H2Sb2O7.4H2O): тогда, при стоянии, выделяются характерные иголочки состава Na2H2Sb2O7.6H2O; 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.

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.

Примечания[править]

  1. Н., подобно калию, растворяется в жидком аммиаке, причем получается темная жидкость, отливающая цветом меди, она содержит в растворенном виде крайне малопрочное соединение NaH3N.NH3Na (А. Joannis, 1892), т. е. свободный аммоний N2H8, в котором два H заменены двумя Na, разлагающиеся при испарении аммиака и оставляющие неизмененный металл. Иным образом относится Н. при нагревании в струе сухого NH3, причем получается амид NaNH2, 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 NH3 и NaOH, а при нагревании в струе закиси азота получается соль азотисто-водородной кислоты (W. Wislicenus, 1892): 2NaNH2+N2O=NaN3+NaOH+NH3.
  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: Na2O2+C2H5.ОН=C2H5.ONa+ONa.ОН; этот гидрат натрил-гидроксид растворяется в воде и может быть осажден спиртом в виде Na2O2.8H2O, a соляной кислотой (также и водой) разлагается с образованием перекиси водорода ONa.OH+HCl=NaCl+H2O2. На химическом заводе de Haën 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. Для поглощения углекислоты при количественных определениях необходимо употреблять KOH, если хотят поглощать раствором; крепкий раствор NaOH слишком пенится в «калиаппарате».
  4. 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.
  5. 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. Жавелева вода.
  6. 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.