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, N a2 O, т. е. металл, гидрат окиси и самую окись. Na=23,06 — по Стасу (О=16).

В природ

е соединения Н. встречаются часто в значительных массах, а в малых количествах находятся почти всюду. Чаще всего можно встретить поваренную соль, NaCl, в виде мощных залежей в различных геологических формациях и растворенную в воде морей и соляных озер, а также и в водах различных соляных источников. Так называемая чилийская селитра, 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.

(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 1․10⁸ т. 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 Å. Атомный радиус 1,86 Å, ионный радиус Na⁺ 0,92 Å. Плотность 0,968 г/см³ (19,7 °С), t_пл97,83 °С, t_kип 882,9 °С; удельная теплоёмкость (20 °С) 1,23․10³ дж/(кг․К)или 0,295 кал/(г․град); коэффициент теплопроводности 1,32․10² вт/(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^-8 ом․м (4,3·0^-6 ом․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 (См. Антидетонаторы). 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 (См. Минеральный обмен) 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 (См. Осмотическое давление) и кислотно-щелочного равновесия (См. Кислотно-щелочное равновесие), 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 (См. Галофиты) (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 (См. Антикоагулянты)).

Искусственно полученные радиоактивные изотопы ²²Na (период полураспада T_1/2 = 2,64 г.) и ²⁴Na (T_1/2 = 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.

1. на́трий;
2. на́трии;
3. на́трия;
4. на́триев;
5. на́трию;
6. на́триям;
7. на́трий;
8. на́трии;
9. на́трием;
10. на́триями;
11. на́трии;
12. на́триях.

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

НА́ТРИЙ, -я, муж. Химический элемент, мягкий серебристо-белый лёгкий металл.

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

-я, м.

Химический элемент, мягкий металл серебристо-белого цвета, быстро окисляющийся на воздухе.

[лат. natrium]

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

м.

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

НАТРИЙ (лат. Natrium) - Na, химический элемент I группы периодической системы Менделеева, атомный номер 11, атомная масса 22,98977; относится к щелочным металлам. Название (от араб. натрун) первоначально относилось к природной соде. Серебристо-белый металл, мягкий, легкий (плотность 0,968 г/см³

НАТРИЙ (Natrium), Na, химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 11, атомная масса 22,98977; мягкий щелочной металл, tпл 97,86шC. Натрий и его сплавы с калием - теплоносители в ядерных реакторах. Натрий - компонент сплавов для подшипников, модификатор алюминиевых и других сплавов, катализатор в синтезе бутадиенового каучука; амальгаму натрия используют для получения гидроксида натрия. Открыт в 1807 Г. Дэви.

муж.;
хим. natrium;
sodium йодистый натрийм. хим. sodium, natrium;
углекислый ~ sodium carbonate;
хлористый ~ sodium chloride.

sodium

натрий м хим. Natrium n 1

м хим.

Natrium n

м. хим.

sodium m

углекислый натрий — carbonate m de sodium

м. хим.

sodio m

м. хим.

sodio

НАТРИЙ

(Natrium), Na,- хим. элемент гл. подгруппы I группы периодич. системы элементов, относится к щелочным металлам, ат. номер 11, ат. масса 22,98977. В природе представлен одним стабильным нуклидом ²³Na. Электронная конфигурация внеш. оболочки 3s¹. Энергии последоват. ионизации соответственно равны 5,139; 47,304 и 71,65 эВ. Металлич. радиус 0,189 нм, радиус иона Na⁺ 0,098 нм. Значение электроотрица-тельности 1,01.

H.- мягкий серебристо-белый металл, быстро тускнеющий на воздухе. Обладает кубич. объёмно-центри-ров. решёткой с параметром а = 0,42820 нм. Плотность 0,968 кг/дм ³, t _пл = 97,83 ⁰C, t _кип = 882,9 ⁰C, теплота плавления 2,5998 кДж/моль, теплота испарения 106,0 кДж/моль (при t _кип). Уд. теплоёмкость твёрдого H. 1,23 кДж/(кг ^. К) (20 ⁰C), жидкого - 1,39 кДж/(кг ^. К) (при t _пл). Коэф. теплопроводности 1,32·10² Вт/(м ^. К), коэф. теплового линейного расширения 7,21^.10^-5 К ^-1. Уд. электрическое сопротивление

4,288.10^-2 мкОм ^. м (при 0⁰C), 9,675^.10^-2 мкОм ^. м (при 100⁰C). Твёрдость по шкале Мооса 0,4, по Бринеллю 0,68 МПа. Вязкость жидкого H. 0,690 мПа ^. с (при 97,83⁰C), 0,387 мПа ^. с (при 250 ⁰C), 0,278 мПа ^. с (при 400 ⁰C). Поверхностное натяжение 192 мН/м (при 97,83 ⁰C), 177 мН/м (при 400 ⁰C). H. парамагнитен, уд. магн. восприимчивость 0,70· 10^-9.

H. химически высокоактивен, степень окисления +1, бурно реагирует с водой, быстро окисляется на воздухе, хранить металлич. H. и обращаться с ним следует осторожно.

H. используют как восстановитель редких металлов, как добавку к нек-рым сплавам. Жидкие H. и калий используют в качестве теплоносителя (напр., в ядерных реакторах). Парами H. наполняют газоразрядные трубки спец. ламп (жёлтое свечение). В качестве радиоактивных индикаторов применяют b⁺ -радиоактивный ²²Na (T_1/2 = 2,602 года) и более короткоживущий b^- -радиоактивный ²⁴Na (T_1/2= 15,0 ч), C. С. Бердоносов.