Natriumcarbonat


Natriumcarbonat

Dieser Artikel behandelt die chemische Verbindung Natriumcarbonat mit dem Trivialnamen Soda; zu anderen Bedeutungen des Begriffs Soda, siehe Soda.


Strukturformel
2 Natriumion $ \mathrm{ \ \!\ \Biggl[} $ Carbonat-Ion $ \mathrm{ \ \!\ \Biggr]} $
Allgemeines
Name Natriumcarbonat (wasserfrei)
Andere Namen
  • Soda
  • calcinierte Soda
  • (einfach) kohlensaures Natron
  • E 500
Summenformel Na2CO3
CAS-Nummer
  • 497-19-8 (wasserfrei)
  • 24551-51-7 (Hydrat allgemein)
  • 5968-11-6 (Monohydrat)
  • 6132-02-1 (Decahydrat)
Kurzbeschreibung

farbloses kristallines Pulver[1]

Eigenschaften
Molare Masse 105,99 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,53 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

851 °C[2]

Siedepunkt

1600 °C (Zersetzung)[2]

Löslichkeit

gut in Wasser (217 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [3]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 319
P: 260-​305+351+338 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [3]
Reizend
Reizend
(Xi)
R- und S-Sätze R: 36
S: (2)-22-26
LD50

4090 mg·kg−1 (Ratte, oral)[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Natriumcarbonat (fachsprachlich) oder Natriumkarbonat (Na2CO3), wasserfrei auch calciniertes Soda genannt, ist ein Salz der Kohlensäure. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt es das Kürzel E 500.

Modifikationen

Natriumcarbonat ist polymorph, kristallisiert also in Abhängigkeit von Druck und Temperatur bei gleicher chemischer Zusammensetzung in verschiedenen Kristallsystemen, die wasserfrei sein, aber auch Kristallwasser (Hydrat) enthalten können.

Wasserfrei, Na2CO3
Bekannt als Mineral Natrit oder unter der Bezeichnung calcinierte Soda, weiße Substanz mit einem Schmelzpunkt von 853 °C und einer Dichte von 2,51 g/cm3. Bildet sich bei Temperaturen größer 107 °C.
Monohydrat, Na2CO3 · H2O
Bekannt als Mineral Thermonatrit, bildet sich bei Temperaturen > 35,4 °C aus dem Heptahydrat.
Heptahydrat, Na2CO3 · 7 H2O
Bildet sich bei Temperaturen oberhalb 32,5 °C aus dem Decahydrat.
Decahydrat, Na2CO3 · 10 H2O
Bekannt als Mineral Soda oder unter der Bezeichnung Kristallsoda, kristallisiert bei unter 32,5 °C aus gesättigten Natriumcarbonat-Lösungen aus (Dichte 1,45 g/cm3).

Darüber hinaus findet sich Natriumcarbonat zusammen mit Natriumhydrogen- beziehungsweise Calciumcarbonat in der Natur in folgenden Mineralen:

Dihydrat, Na2Ca(CO3)2 · 2 H2O
Bekannt als Mineral Pirssonit.
Pentahydrat, Na2Ca(CO3)2 · 5 H2O
Bekannt als Mineral Gaylussit oder unter der Bezeichnung Natrocalcit.
Hydrogencarbonat, Na(HCO3) · Na2CO3 · 2 H2O
Bekannt als Mineral Trona.

Eigenschaften

Als Natriumsalz der schwachen Kohlensäure reagiert es mit stärkeren Säuren unter Bildung von Kohlenstoffdioxid (Aufschäumen). In Wasser löst Natriumcarbonat sich unter Wärmeentwicklung (Hydratationswärme). Eine stark alkalische Lösung entsteht, da das Carbonatanion als Base mit einem Proton aus dem Dissoziationsgleichgewicht des Lösungsmittels Wasser zum Hydrogencarbonation (HCO3) reagiert und eine entsprechend hohe Hydroxidionenkonzentration entsteht:

$ \mathrm{CO_3^{2-} + \ H_2O \leftrightharpoons \ HCO_3^- + \ OH^-} $
Dissoziationsgleichgewicht des Carbonations in Wasser.

Vor der Verfügbarkeit größerer Mengen von Natriumhydroxid war Natriumcarbonat damit die wichtigste Base, da es sich in Wasser gelöst verhält wie eine Mischung aus Natriumhydrogencarbonat und Natriumhydroxid: Eine Lösung von 50 g Natriumcarbonat pro Liter Wasser weist einen pH-Wert von 11,5 auf.[2]

$ \mathrm{Na_2CO_3 + \ H_2O \longrightarrow \ NaHCO_3 + NaOH} $

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumcarbonat beträgt ΔfH0298 = −1131,7 kJ·mol−1,[5] die Freie Standardbildungsenthalpie ΔG0298 = −1048,4 kJ·mol−1,[5] und die molare Standardentropie S0298 = 136,1 J·K−1 ·mol−1.[5]

Vorkommen

In Sodaseen in Ägypten, Türkei (Van-See), Ostafrika (z. B. Lake Natron und andere Seen des Ostafrikanischen Grabens), Kalifornien, Mexiko und als Trona (Na(HCO3) · Na2CO3 · 2H2O) in Wyoming (USA), Mexiko, Ostafrika und in der südlichen Sahara.

Gewinnung und Herstellung

Calcinierte Soda
Wasserfreies Natriumcarbonat
Sodaherstellung nach Leblanc als chemischer Stufenprozess (grün = Edukte, schwarz = Zwischenprodukte, rot = Produkte)
  • Durch Abbau natürlich vorkommender natriumcarbonathaltiger Minerale (s.o.): Wegen ihrer vielfältigen Verunreinigungen werden die Ausgangsminerale vor dem Transport und der Weiterverwendung umkristallisiert und anschließend in gereinigtes, kristallwasserfreies Soda überführt (z. B. mit Hilfe des Trona-Verfahrens, benannt nach dem gleichnamigen Ausgangsmineral).
Sodaherstellung nach Solvay als chemischer Kreisprozess (grün = Edukte, schwarz = Zwischenprodukte, rot = Produkte)
$ \mathrm{2 \ NaCl + \ H_2SO_4 \longrightarrow \ 2 \ HCl + \ Na_2SO_4} $
$ \mathrm{Na_2SO_4 + \ CaCO_3 + 2 \ C \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ CaS + 2 \ CO_2} $
$ \mathrm{2 \ NaCl + 2 \ CO_2 + 2 \ NH_3 + 2 H_2O \longrightarrow 2 \ NaHCO_3 + 2 \ NH_4Cl} $
$ \mathrm{2 \ NaHCO_3 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ H_2O + \ CO_2} $
Das entstandene Kohlenstoffdioxid sowie der Ammoniak aus der Reaktion des Ammoniumchlorides mit Calciumoxid oder Calciumhydroxid werden dabei wieder in den Prozess zurückgeführt, was diesen sehr wirtschaftlich (und so zu einem der ersten im großen Stil praktizierten chemischen Kreisprozesse) machte.
$ \mathrm{2 \ NH_4Cl + \ CaO \longrightarrow 2 \ NH_3 + \ CaCl_2 + \ H_2O} $
$ \mathrm{2 \ NaOH \ + CO_2 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ H_2O} $

Lagerung

Kristallsoda muss gut verschlossen in feuchten Räumen gelagert werden, da sie an trockener Luft Kristallwasser abgibt und in ein weißes Pulver zerfällt.

Umgekehrt muss man calcinierte, d. h. wasserfreie Soda in trockenen Räumen aufbewahren, da sie – ohne dadurch sofort feucht auszusehen – leicht Feuchtigkeit aus der Luft aufnimmt und mit dieser in das Monohydrat Na2CO3 · H2O übergeht (Hygroskopie).

Verwendung

Natriumcarbonat wird seit langer Zeit durch den Menschen genutzt. Schon die alten Ägypter setzten es zum Mumifizieren ein. Ebenso fand es seit dem Altertum Verwendung als Reinigungsmittel und bei der Glasherstellung. Heute wird Natriumcarbonat von fast allen Industriezweigen eingesetzt und ist damit eines der vielseitigsten chemischen Produkte.

Natriumcarbonate werden in der Lebensmitteltechnik als Backtriebmittel, Säureregulator oder Trägerstoff eingesetzt, zum Beispiel in Backpulver. Sie sind in der EU als Lebensmittelzusatzstoff der Nummer E 500 ohne Höchstmengenbeschränkung (quantum satis) für alle Lebensmittel allgemein zugelassen und dürfen nach EG-Öko-Verordnung auch sogenannten „Bio“-Lebensmitteln zugesetzt werden.

Weltweit wurden 1997 ca. 39 Millionen Tonnen Soda produziert. In Deutschland betrug das Marktvolumen 1999 ca. 2,4 Millionen Tonnen. Der größte Anteil an Soda wird dabei von den folgenden fünf Industriebranchen verbraucht:

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 Eintrag zu CAS-Nr. 497-19-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 21. Januar 2008 (JavaScript erforderlich)
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 Datenblatt Natriumcarbonat bei Merck, abgerufen am 18. März 2012.
  3. 3,0 3,1 Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 497-19-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  4. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. 5,0 5,1 5,2 R. E. Dickerson, H. B. Gray, H.-W. Sichting, M. Y. Darensbourg: "Prinzipien der Chemie", Verlag Walter de Gruyter 1988, ISBN 9783110099690, S. 976. (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
  6. Thieme Chemistry (Hrsg.): Eintrag zu Flußmittel im Römpp Online. Version 3.29. Georg Thieme Verlag, Stuttgart 2012, abgerufen am 22. März 2011.

Weblinks

 Commons: Natriumcarbonat – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
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