Лит.: Кузнецов П. С., О принципах изучения грамматики, М., 1961; Зализняк А. А., Русское именное словоизменение, М., 1967, с. 62—82.

  А. А. Зализняк.

Согне-фьорд

Со'гне-фьорд (Sogne fjord), залив Северного моря у юго-западного берега Скандинавского полуострова, крупнейший фьорд в Норвегии. Длина 204 км, ширина 1,5—6 км, глубина до 1208 м. Крутые скалистые берега (высотой до 1500 м). Образует боковые ответвления, в некоторые из них спускаются ледники. Приливы полусуточные, их величина 1,5м. Порты: Хёйянгер, Лейкангер.

Сода

Со'да, техническое название натриевых солей угольной кислоты H₂CO₃. Различают С. кальцинированную — Na₂CO₃ (карбонат натрия, безводный углекислый натрий), питьевую — NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия, двууглекислый натрий) и кристаллическую — Na₂CO₃×10 H₂O, Na₂CO₃ ×7H₂O, Na₂CO₃×H₂O. Каустической С. в технике и быту называют едкий натр NaOH — натрия гидроокись.

  С. была известна с давних времён. Ещё древние египтяне применяли природную С. (из озёрных вод) как моющее средство, а также для варки стекла. До 18 в. карбонаты натрия и калия называли «алкали», т. е. щёлочью. В 1736 французский учёный А. Л. Дюамель дю Монсо впервые различил эти два вещества: первое стали называть содой (по растению Salsola Soda, из золы которого её добывали), а второе — поташом.

  В природе С. встречается в виде минералов: трона Na₂CO₃× NaHCO₃×2H₂O, сода (синонимы натрит и натрон) Na₂CO₃× 10 H₂O и термонатрит Na₂CO₃·Н₂O. С. кристаллизуется в моноклинной системе, образует белые зернистые или порошковые массы, на воздухе быстро теряет воду. Твердость по минералогической шкале от 2,5 (трона) до 1,5; плотность 2110 (трона) — 1420 (сода) кг/м³. В СССР современные содовые озёра известны в Забайкалье и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Серлс в Калифорнии. Ископаемая С. (трона), имеющая промышленное значение, встречена в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Виргиния, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит [NaAICO₃(OH)₂], который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США С. природная удовлетворяет более 40% потребности страны в этом полезном ископаемом. В СССР из-за отсутствия крупных месторождений С. не добывается.

  Вплоть до начала 19 в. главным источником для добывания С. служила зола некоторых морских водорослей и прибрежных растений.

  Безводный Na₂CO₃ — бесцветный кристаллический порошок; плотность 2,53 г/см³ при 20 °С, t_пл 853 °С. Хорошо растворим в воде: 17,7% по массе при 20 °С, 31,3% при 100 °С. Образует кристаллогидраты: моноклинный Na₂CO₃×10 H₂O, устойчивый до 32,017 °С, ромбический Na₂CO₃×7H₂O, переходящий в ромбический Na₂CO₃×H₂O при 35,27 °С. Последний при 112,5 °С и давлении 1,27 am превращается в Na₂CO₃. Водные растворы Na₂CO₃ имеют сильную щелочную реакцию вследствие гидролиза.

  Первый промышленный способ получения С. изобрёл в 1787—89 Н. Леблан. В 1791 во Франции было начато производство С. по его методу. Он состоял из следующих стадий. Каменную соль NaCl действием концентрированной H₂SO₄ превращали в сульфат натрия:

  2NaCI + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HC1.

  Затем смесь Na₂SO₄ с измельченным известняком и углем нагревали в пламенной печи при температуре около 1000 °С. При этом происходили реакции:

  Na₂SO₄ + 2C = Na₂S + 2CO₂,

  Na₂S + СаСО₃ = Na₂CO₃ + CaS.

  Из охлажденного плава С. извлекали водой. Раствор С. отделяли от CaS и выпаривали. Сырую С. очищали перекристаллизацией. Процесс Леблана давал С. в виде декагидрата Na₂CO₃•10H₂O, содержащего около 62,5% воды. Поэтому полученную С. приходилось для обезвоживания нагревать докрасна (кальцинировать, отсюда кальцинированная С.). Побочными продуктами были HC1 (его сперва выпускали на воздух, а затем стали поглощать водой, получая техническую соляную кислоту) и CaS (который образовывал огромные отвалы).

  От этих недостатков был свободен аммиачно-содовый процесс Э. Сольве, запатентованный им в 1861 (в 1863 в Бельгии был пущен первый завод, получавший С. по Сольве). Способ основан на реакциях, идущих в водных растворах:

  2NH₃+H₂O+CO₂=(NH₄)₂CO₃,

  (NH₄)₂CO₃+H₂O+CO₂=2NH₄HCO₃.

  Гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃ реагирует с раствором NaCl:

  NaCl + NH₄HCO₃ = NH₄CI + NaHCO₃.

  Осадок NaHCO₃ отфильтровывают и нагреванием (около 140—160 °С) переводят в Na₂CO₃ (кальцинированная С.):

  2 NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O.

  Освобождающийся CO₂ вновь поступает в производство. Для регенерации NH₃ маточный раствор, содержащий (NH₄)₂CO₃, NH₄HCO₃ и NH₄CI, нагревают до 80 °С. При этом карбонат и гидрокарбонат аммония разлагаются:

  (NH₄)₂CO₃=2NH₃+H₂O+ CO₂,

  NH₄HCO₃= NH₃ + HaO + CO₂.

  Раствор, содержащий NH₄CI, нагревают с известковым молоком для выделения аммиака:

  2NH₄CI + Ca (OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃.

  Аммиак возвращается в производство. Все реакции идут при невысоких температурах. Единственным отбросом является раствор CaCl₂, имеющий некоторое практическое применение (см. Кальция хлорид). По этому способу получается очень чистая безводная С. Благодаря этим преимуществам способ Сольве вытеснил производство С. по Леблану в конце 19 — начале 20 вв. В России первым предприятием. вырабатывавшим С. по Сольве, был Березниковский завод (1883).

  NaHCO₃ — белый кристаллический порошок плотностью 2,16—2,22 г/см³. При нагревании около 50 °С начинает отщепляться 002, а при 100—150 °С полностью разлагается, превращаясь в Na₂CO₃. Водные растворы NaHCO₃ имеют слабощелочную реакцию. Соль впервые описана в 1801 немецким аптекарем Б. Розе. В промышленности NaHCO₃ получают, пропуская под давлением CO₂ в насыщенный раствор Na₂CO₃ при 75 °С

  Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O = 2 NaHCO₃.

  С. — один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах её используют в стекольном, мыловаренном, бумажном и красильном производствах; она применяется также для умягчения воды паровых котлов. Na₂CO₃ — исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄. NaHCO₃ используют в производстве безалкогольных напитков, хлебобулочных и кондитерских изделий. В медицине гидрокарбонат натрия применяют внутрь в таблетках, порошках и растворах для нейтрализации избытка соляной кислоты в желудочном соке (например, при гастритах), наружно — в виде растворов для полосканий горла, а также для промывания кожи при попадании на неё кислот. При некоторых заболеваниях растворы NaHCO₃ вводят внутривенно. Входит в состав многих лекарственных средств.