Значения слова натрий

натрий, натрия, мн. нет, муж. (лат. natrium) (хим.). Мягкий и белый легкий щелочной металл. Поваренная соль представляет собой химическое соединение хлора с натрием.

Na

химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 11, атомная масса 22,99; щелочной металл; благодаря высокой теплопроводности и сравнительно малому сечению захвата медленных нейтронов металлический натрий (иногда в сплаве с калием) используется в качестве теплоносителя в быстрых реакторах.

НАТРИЙ, я, м. Химический элемент, мягкий серебристо-белый лёгкий металл.

| прил. натриевый, ая, ое. Натриевая селитра.

м.
Блестящий, мягкий, быстро окисляющийся на воздухе металл белого цвета.

(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, N a₂ O, 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 Na₂SO₄.10H₂ O (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 Na ₂CO₃, Na₂SO₄, 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 ₂CO₃ +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 ₂O=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 Na ₂H — 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 ₃N.NH₃ Na (А. Joannis, 1892), т. е. свободный аммоний N ₂H₈, 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 H₃, 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+N₂O=NaN₃+NaOH+NH₃.].

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 Na₂ 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 ₂O₂ и Na ₄O —

1. Na₂O + H₂O = 2NaOH

2. 2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂ [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 ₂O₂+C₂H₅.ОН=C ₂H₅.ONa+ONa.ОН; этот гидрат натрил-гидроксид растворяется в воде и может быть осажден спиртом в виде Na ₂O₂.8H₂ O, a соляной кислотой (также и водой) разлагается с образованием перекиси водорода ONa.OH+HCl=NaCl+H ₂O₂. На химическом заводе de Ha ë 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. 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 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=Na₂O₃, 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 ₂CO₃+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 Na ₂CO₃ 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 = Na₂SO₄ + 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 + H₂SO₄ = NaHSO₄ + 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 ₂SO₄ — при накаливании на паяльной лампе:

2NaHS0₄ = Na₂SO₄ + Н ₂ SО ₄

причем улетает серная кислота. Средняя соль Na ₂SO₄ 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 ₂SO₄.10H₂ O, кристаллизующейся обыкновенно из водного раствора в виде больших прозрачных призм; известны, кроме того, ромбические кристаллы состава Na ₂SO₄.7H₂ O и одноводная соль Na ₂SO₄.H₂ O; растворимость Na ₂SO₄ (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 ₂SO₄ вещество очень прочное при высокой температуре, то обыкновенно в виде этой соли определяют содержание Н. при количественном анализе его соединений.

Сернистокислый H. Na₂SO₃ и NaHSO ₃. Однометаллическая соль получается при насыщении сернистым газом раствора соды:

Na₂CO₃ + Н ₂ O + 2SО ₂ = 2NaHSO₃ + CO₂;

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

2NaHSO₃ + Na₂CO₃ = 2Na₂SO₃ + 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 ₂SO₃ с "серным цветом" получается новая соль, Na ₂SO₃+S=Na₂S₂O₃, серноватистокислый H., которая хорошо растворима в воде, образует пересыщенный раствор и кристаллизуется в прозрачных одноклиномерных призмах, с содержанием воды — Nа ₂S₂O₃.5Н 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 ₂S₂O₃.2Na₂S₂O₃.2H₂ O (может быть выделена спиртом из водного раствора). Na ₂S₂O₃ вместе с Na ₂SO₃ находит в лабораториях значительное применение при йодометрии, так как Na ₂SO₃+H₂O+I₂=Na₂SO₄ +2HI и 2Na ₂S₂O₃+I₂=2NaI+Na₂S₄O₆; в последнем случае получается в растворе новая соль — тетратионовокислый Н. С хлором — те же отношения, а потому Na ₂S₂O₃ 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), 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:

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

Углекислый Н., сода (Soude, soda), Na ₂CO₃ — 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 Na ₂SO₄ в Леблановском процессе); в этот раствор вводят аммиак и угольную кислоту, причем образуется (NH ₄)HCO₃, по уравнению:

1. NH₃ + Н ₂ O + СО ₂ = (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. NaHCO ₃ легко может быть превращен в Na ₂CO₃ простым нагреванием:

3. 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + 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 ₂SO₄ и проч. перекристаллизацией из воды или, что лучше, через осаждение её холодного крепкого раствора углекислотой — Na ₂CO₃+H₂O+CO₂=2NaHCO₃, причем получается однометаллическая соль, известная в торговле под именем двууглекислой соды. Обыкновенная сода по отношению к воде напоминает Na ₂SO₄; она имеет maximum (при 37°) растворимости (см. Сода) и кристаллизуется в больших прозрачных кристаллах состава Na ₂CO₃.10Н ₂ O, легко теряющих воду при нагревании и даже при обыкновенной температуре. Na ₂CO₃ 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 ₂B₄O₇.10H₂ O (тинкал немного отличается формой кристаллов; если пересыщенный раствор буры кристаллизуется при обыкновенной температуре, то выделяется октаэдрическая бура Na ₂B₄O₇.5H₂ 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 ₂.4H₂ 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:

4Na₂CO₃ + 3SiO₂ = Na₈Si₃O₁₀ + 4CO₂;

при взаимодействии в частичной пропорции получается метасоль, которая может быть выкристаллизована из воды на холоде в виде Na ₂SiO₃.7H₂ O. В виде Na ₂Si₄O₉, 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 ₂SO₄; в случае нахождения его вместе с калием, отделяют от последнего в форме хлороплатината Na₂PtCl₆.4Н 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 ₂H₂Sb₂O₇.4H₂ O): тогда, при стоянии, выделяются характерные иголочки состава Na ₂H₂Sb₂O₇.6H₂O; 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.

С. Колотов. Δ .

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.

м. металлическое или корольковое основание натра, соды, одной из щелочей, как напр. железо есть основание ржавчины, вохры, зеленого купороса и пр. Натриевый, к нему относящ. Натр м. сода, окись натрия; растительная щелочь, от пережига морских водорослей, как калий подобная щелочь, от пережига материковых растений. Натровый, к нему относящ. или его в себе содержащий. Натролит м. ископаемое, главнейше натр или соду содержащее.

химический элемент 1 группы периодической системы Д. И. Менделеева, атомный номер II, атомная масса 22,9897; входит в состав всех организмов; участвует в осуществлении многих жизненно важных функций.

(Natrium), Na, химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 11, атомная масса 22,9898; серебристо-белый мягкий металл, на воздухе быстро окисляющийся с поверхности. Природный элемент состоит из одного стабильного изотопа 23Na.

Историческая справка. Природные соединения Н. ≈ поваренная соль NaCI, сода Na2CO3 ≈ известны с глубокой древности. Название «натрий», происходящее от араб. натрун, греч. nitron, первоначально относилось к природной соде. Уже в 18 в. химики знали много др. соединений Н. Однако сам металл был получен лишь в 1807 Г. Дэви электролизом едкого натра NaOH. В Великобритании, США, Франции элемент называется Sodium (от исп. слова soda ≈ сода), в Италии ≈ sodio.

Распространение в природе. Н. ≈ типичный элемент верхней части земной коры. Среднее содержание его в литосфере 2,5% по массе, в кислых изверженных породах (граниты и др.) 2,77, в основных (базальты и др.) 1,94, в ультраосновных (породы мантии) 0,57. Благодаря изоморфизму Na+ и Ca2+, обусловленному близостью их ионных радиусов, в магматических породах образуются натриево-кальциевые полевые шпаты (плагиоклазы). В биосфере происходит резкая дифференциация Н.: осадочные породы в среднем обеднены Н. (в глинах и сланцах 0,66%), мало его в большинстве почв (среднее 0,63%). Общее число минералов Н. 222. Na слабо задерживается на континентах и приносится реками в моря и океаны, где его среднее содержание 1,035% (Na ≈ главный металлический элемент морской воды). При испарении в прибрежно-морских лагунах, а также в континентальных озёрах степей и пустынь осаждаются соли Н., формирующие толщи соленосных пород. Главные минералы, являющиеся источником Н. и его соединений, ≈ галит (каменная соль) NaCI, чилийская селитра NaNO3, тенардит Na2SO4, мирабилит Na2SO4╥10H2O, трона NaH (CO3)2×2H2O. Мировая добыча Н. оценивается 1×108т. Na ≈ важный биоэлемент, в живом веществе в среднем содержится 0,02% Na; в животных его больше, чем в растениях.

Физические и химические свойства. При обычной температуре Н. кристаллизуется в кубической решётке, а = 4,28 . Атомный радиус 1,86 , ионный радиус Na+ 0,92 . Плотность 0,968 г/см3 (19,7 ╟С), tпл 97,83 ╟С, tkип 882,9 ╟С; удельная теплоёмкость (20 ╟С) 1,23×103дж/(кг×К) или 0,295 кал/(г×град); коэффициент теплопроводности 1,32×102вт/(м×К) или 0,317 кал/(см×сек×град); температурный коэффициент линейного расширения (20 ╟С) 7,1×10-5 удельное электрическое сопротивление (0 ╟С) 4,3╥0-8ом×м (4,3╥0-6ом×см). Н. парамагнитен, удельная магнитная восприимчивость + 9,2×10-6; весьма пластичен и мягок (легко режется ножом).

Нормальный электродный потенциал Н. 2,74 в; электродный потенциал в расплаве ≈ 2,4 в. Пары Н. окрашивают пламя в характерный ярко-жёлтый цвет. Конфигурация внешних электронов атома 3s1; во всех известных соединениях Н. одновалентен. Его химическая активность очень высока. При непосредственном взаимодействии с кислородом в зависимости от условий образуются окись Na2O или перекись Na2O2 ≈ бесцветные кристаллические вещества. С водой Н. образует гидроокись NaOH и Н2; реакция может сопровождаться взрывом. Минеральные кислоты образуют с Н. соответствующие растворимые в воде соли, однако по отношению к 98≈100%-ной серной кислоте Н. сравнительно инертен.

Реакция Н. с водородом начинается при 200 ╟С и приводит к получению гидрида NaH ≈ бесцветного гигроскопичного кристаллического вещества. С фтором и хлором Н. взаимодействует непосредственно уже при обычной температуре, с бромом ≈ только при нагревании; с йодом прямого взаимодействия не наблюдается. С серой реагирует бурно, образуя натрия сульфид . Взаимодействие паров Н. с азотом в поле тихого электрического разряда приводит к образованию нитрида Na3N, а с углеродом при 800≈900 ╟С ≈ к получению карбида Na2C2.

Н. растворяется в жидком аммиаке (34,6 г на 100 г NH3 при 0 ╟С) с образованием аммиачных комплексов. При пропускании газообразного аммиака через расплавленный Н. при 300≈350 ╟С образуется натрийамин NaNH2 ≈ бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагаемое водой. Известно большое число натрийорганических соединений, которые по химическим свойствам весьма сходны с литийорганическими соединениями, но превосходят их по реакционной способности. Применяют натрийорганические соединения в органическом синтезе как алкилирующие агенты.

Н. входит в состав многих практически важных сплавов. Сплавы Na ≈ К, содержащие 40≈90% К (по массе) при температуре около 25 ╟С, ≈ серебристо-белые жидкости, отличающиеся высокой химической активностью, воспламеняющиеся на воздухе. Электропроводность и теплопроводность жидких сплавов Na ≈ К ниже соответствующих величин для Na и К. Амальгамы Н. легко получаются при введении металлического Н. в ртуть; при содержании свыше 2,5% Na (по массе) при обычной температуре являются уже твёрдыми веществами.

Получение и применение. Основной промышленный метод получения Н. ≈ электролиз расплава поваренной соли NaCI, содержащей добавки KCI, NaF, CaCl2 и др., которые снижают температуру плавления соли до 575≈585 ╟С. Электролиз чистого NaCI привёл бы к большим потерям Н. от испарения, т.к. температуры плавления NaCI (801 ╟С) и кипения Na (882,9 ╟С) очень близки. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой, катоды изготовляют из железа или меди, аноды ≈ из графита. Одновременно с Н. получают хлор . Сохранился и старый способ получения Н. ≈ электролиз расплавленного едкого натра NaOH, который значительно дороже NaCI, однако электролитически разлагается при более низкой температуре (320≈330 ╟С).

Н. и его сплавы широко применяются как теплоносители для процессов, требующих равномерного обогрева в интервале 450≈650 ╟С ≈ в клапанах авиационных двигателей и особенно в ядерных энергетических установках. В последнем случае жидко-металлическими теплоносителями служат сплавы Na ≈ К (оба элемента имеют малые сечения поглощения тепловых нейтронов, для Na 0,49 барн ); эти сплавы отличаются высокими температурами кипения и коэффициентами теплопередачи и не взаимодействуют с конструкционными материалами при высоких температурах, развиваемых в энергетических ядерных реакторах. Соединение NaPb (10% Na по массе) применяется в производстве тетраэтилсвинца≈наиболее эффективного антидетонатора . В сплаве на основе свинца (0,73% Ca, 0,58% Na и 0,04% Li), применяемом для изготовления осевых подшипников ж.-д. вагонов, Н. является упрочняющей добавкой. В металлургии Н. служит активным восстановителем при получении некоторых редких металлов (Ti, Zr, Ta) методами металлотермии; в органическом синтезе ≈ в реакциях восстановления, конденсации, полимеризации и др. О применении соединений Н. см. Натрия бромид , Натрия гидроокись , Натрия сульфат , Натрия хлорид , Натриевая селитра , Сода и др.

Вследствие большой химической активности Н. обращение с ним требует осторожности. Особенно опасно попадание на Н. воды, которое может привести к пожару и взрыву. Глаза должны быть защищены очками, руки ≈ толстыми резиновыми перчатками; соприкосновение Н. с влажной кожей или одеждой может вызвать тяжёлые ожоги.

В. Е. Плющев.

Натрий в организме. Н. ≈ один из основных элементов, участвующих в минеральном обмене животных и человека. Содержится главным образом во внеклеточных жидкостях (в эритроцитах человека около 10 ммоль/кг, в сыворотке крови 143 ммоль/кг); участвует в поддержании осмотического давления и кислотно-щелочного равновесия , в проведении нервных импульсов (см. Мембранная теория возбуждения ). Суточная потребность человека в хлористом натрии колеблется от 2 до 10г и зависит от количества этой соли, теряемой с потом. Концентрация ионов Н. в организме регулируется в основном гормоном коры надпочечников ≈ альдостероном . Несмотря на относительно высокое содержание Н. в тканях растений (около 0,01% на сырую массу), его роль в жизни растений изучена недостаточно. У галофитов (виды, произрастающие на сильно засоленных почвах) Н. создаёт высокое осмотическое давление в клеточном соке и тем самым способствует извлечению воды из почвы. См. также Водно-солевой обмен .

И. Ф. Грибовская.

В медицине из препаратов Н. наиболее часто применяют натрия сульфат , хлорид NaCI (при кровопотерях, потерях жидкости, рвоте и т.п.), борат Na2B4O7×10H2O (как антисептическое средство), гидрокарбонат NaHCO3 (как отхаркивающее средство, а также для промываний и полосканий при ринитах, ларингитах и др.), тиосульфат Na2S2O3×5H2O (противовоспалительное, десенсибилизирующее и противотоксическое средство) и цитрат Na3C6H5O7×51/2H2O (препарат из группы антикоагулянтов ).

Искусственно полученные радиоактивные изотопы 22Na (период полураспада T1/2 = 2,64 г.) и 24Na (T1/2 = 15 ч) применяют для определения скорости кровотока в отдельных участках кровеносной системы при сердечно-сосудистых и лёгочных заболеваниях, облитерирующем эндартериите и др. Радиоактивные растворы солей Н. (например, 24NaCI) используют также для определения сосудистой проницаемости, изучения общего содержания обменного Н. в организме, водно-солевого обмена, всасывания из кишечника, процессов нервной деятельности и в некоторых др. экспериментальных исследованиях.

М. Д. Дорфман.

Лит.: Ситтиг М., Натрий, его производство, свойства и применение, пер. с англ., М., 1961; Ullmanns Encykiopädie der technihen Chemie, 3 Aufl., Bd 12, Münch. ≈ B., 1960: Реформатский И. А., Натрий, в кн.: Краткая химическая энциклопедия, т. 3, М., 1964; Рипан Р., Четяну И., Неорганическая химия, т. 1, пер. с рум., М., 1971; Проссер Л., Браун Ф., Сравнительная физиология животных, пер. с англ., М., 1967.