Natrijev karbonat

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
(Preusmerjeno s strani Soda)
Skoči na: navigacija, iskanje
Natrijev karbonat
Skeletna formula natrijevega karbonata
Model molekule natrijevega karbonata
Vzorec natrijevega karbonata
IUPAC-ime natrijev karbonat
Druga imena soda, pralna soda, kristalna soda
Identifikatorji
Številka CAS 497-19-8
PubChem 10340
EC-number 207-838-8
ChEBI 29377
RTECS število VZ4050000
SMILES
InChI
ChemSpider 9916
Lastnosti
Molekulska formula Na2CO3
Molekulska masa 105,9888 g/mol
Videz higroskopna bela trdnina
Vonj brez vonja
Gostota 2,54 g/cm3 (25 °C, brezvoden)
1,92 g/cm3 (856 °C)
2,25 g/cm3 (monohidrat)[1]
1,51 g/cm3 (heptahidrat)
1,46 g/cm3 (dekahidrat)[2]
Tališče

851 °C, 1124 K, 1564 °F (
razpada (brezvodni)
100 °C (212 °F; 373 K)
razpada (monohidrat)
335 °C (635 °F; 608 K)
razpada (heptahidrat)
34 °C (93 °F; 307 K)
(dekahidrat)[2][5])

Topnost (voda) dekahidrat:
7 g/100 mL (0 °C)
16,4 g/100 mL (15 °C)
34,07 g/100 mL (27,8 °C)
heptahidrat:
48,69 g/100 mL (34,8 °C)
monohidrat:
50,31 g/100 mL (29,9 °C)
48,1 g/100 mL (41,9 °C)
45,62 g/100 mL (60 °C)
43,6 g/100 mL (100 °C)[3]
Topnost topen v vodnih raztopinah alkalij,[3] in glicerolu,
rahlo topen v etanolu,
netopen v ogljikovem disulfidu, acetonu, alkil acetatih, benzonitrilu in tekočem amonijaku[4]
Topnost (glicerol) 98,3 g/100 g (15,5 °C)[4]
Topnost (etandiol) 3,46 g/100 g (20 °C)[6]
Topnost (dimetilformamid) 0,5 g/kg[6]
Bazičnost (pKb) 3,67
Magnetna občutljivost −4,1x10−5 cm3/mol[2]
Lomni količnik (nD) 1,485 (brezvoden)
1,420 (monohidrat)[5]
1,405 (dekahidrat)
Viskoznost 3,4 cP (887 °C)[6]
Struktura
Kristalna struktura monoklinska (γ-oblika, β-oblika, δ-oblika in brezvoden)[7]
ortorombska (monohidrat, heptahidrat)[1][8]
Prostorska skupina C2/m, No. 12 (γ-oblika, brezvoden, 170 K)
C2/m, No. 12 (β-oblika, brezvoden, 628 K)
P21/n, No. 14 (δ-oblika, brezvoden, 110 K)[7]
Pca21, No. 29 (monohidrat)[1]
Pbca, No. 61 (heptahidrat)[8]
Mrežna konstanta a = 8,920(7) Å, b = 5,245(5) Å, c = 6,050(5) (γ-oblika, brezvoden, 295 K)[7] Å
Mrežni kot α = 90°, β = 101,35(8)°, γ = 90°
oktaedrična (Na+, brezvoden)
Termokemija
Standardna tvorbena
entalpija
ΔfHo298
−1130,7 kJ/mol[2][6]
Specifična toplota, C 112,3 J/mol·K[2]
Nevarnosti
Varnostni list MSDS
EU klasifikacija Irritant Xi
EU Index 011-005-00-2
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
0
 
R-stavki R36
S-stavki (S2), S22, S26
LD50 4090 mg/kg (podgana, oralno) [9]
Sorodne snovi
Drugi anioni natrijev bikarbonat
Drugi kationi litijev karbonat
kalijev karbonat
rubidijev karbonat
cezijev karbonat
Sorodne snovi natrijev seskvikarbonat
natrijev perkarbonat
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za
material v standardnem stanju (pri 25 °C, 100 kPa)

Natrijev karbonat, bolj znan kot soda, pralna soda in kristalna soda, je natrijeva sol ogljikove kisline s kemijsko formulo Na2CO3.

Kristalni natrijev karbonat lahko veže eno, sedem ali deset molekul kristalne vode. Pri temperaturah nad 107 °C je obstojen kot brezvodna spojina. Brezvodni natrijev karbonat je bel higroskopen prah brez vonja. Ima alkalen okus in tvori zelo bazične vodne raztopine. V gospodinjstvih se uporablja za pranje in mehčanje vode. Kot živilo ima oznako E 500.

Naravni vir natrijevega karbonata so depoziti v natronskih jezerih v vzhodni Afriki, Turčiji in Severni Ameriki in pepel z natrijem bogatih rastlin. Industrijsko se proizvaja iz kuhinjske soli (NaCl) in apnenca (CaCO3) po Solvayevem postopku.

Minerali[uredi | uredi kodo]

Kristalna struktura monohidrata pri 73 °C

Natrijev karbonat je polimorfen, se pravi da pri različnih tlakih in temperaturah kristalizira v različnih kristalnih sistemih.

Brezvodni natrijev karbonat, Na2CO3

je znan kot mineral natrit ali pod imenom kalcinirana soda. Je bel prah s tališčem 853 °C in gostoto 2,51 g/cm3. Obstojen je pri temperaturah nad 107 °C.

Monohidrat, Na2CO3•H2O

je znan kot mineral termonatrit, ki nastaja iz heptahidrata pri temperaturah nad 35,4 °C.

Heptahidrat, Na2CO3•7H2O

nastaja iz dekahidrata, ko temperatura preseže 32,5 °C.

Dekahidrat, Na2CO3•10H2O

je znan kot mineral soda ali pod imenom kristalna soda. Kristalizira iz vodnih raztopin natrijevega karbonata pri temperaturah pod 32,5 °C. Njegova gostota je 1,45 g/cm3.

Natrijev karbonat se skupaj z natrijevim bikarbonatom (NaHCO3) in kalcijevim karbonatom (CaCO3) v naravi pojavlja v naslednjih mineralih:

Dihidrat, Na2Ca(CO3)2•2H2O,

ki je znan kot mineral pirsonit.

Pentahidrat, Na2Ca(CO3)2•5H2O

ki je znan kot mineral gejlusit ali pod imenom natrokalcit.

Hidrogenkarbonat, Na(HCO3)•Na2CO3•2H2O,

ki je znan kot mineral trona.

Lastnosti[uredi | uredi kodo]

Natrijev karbonat je sol močne baze (NaOH) in šibke ogljikove kisline (H2CO3), zato reagira z močnejšimi kislinami, pri čemer nastaja ogljikov dioksid (CO2). Pri raztapljanju v vodi se sprošča hidratacijska energija in raztopina se segreje. Raztopina je zaradi naslednje reakcije močno alkalna:

2Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Raztopina 20 g Na2CO3v 1 L vode ima pH = 11,5.[10]

Standardna tvorbena entalpija natrijevega karbonata je ΔfH0298 = −1131,7 kJ•mol−1.[11] Prosta entalpija ΔG0298 = −1048,4 kJ•mol−1.[11] Standardna molarna entropija S0298 = 136,1 J•K−1•mol−1.[11]

Nahajališča[uredi | uredi kodo]

Karbonatitna lava vulkana Ol Doinyo Lengai, Tanzanija

Natrijev karbonat je topen v vodi, zato se v naravi pojavlja samo v zelo suhih regijah, predvsem v evaporitih, ko se sezonska jezera izsušijo. Depoziti natrona so v natronskih jezerih v Egiptu, Turčiji (jezero Van), vzhodni Afriki (jezero Natron in druga jezera ob Vzhodnoafriškem jarku), Kaliforniji in Mehiki. Natron so rudarili že v Starem Egiptu. Uporabljali so ga za mumifikacijo trupel in proizvodnjo stekla.

Brezvodni natrijev karbonat (natrit) je zelo redek. Zanimivo je, da ga bruha vulkan Ol Doinyo Lengai v Tanzaniji. Domneva se, da so ga v preteklosti bruhali tudi drugi vulkani, vendar ga je zaradi topnosti verjetno izprala voda.

Kot trona (Na(HCO3)•Na2CO3•2H2O) jezera se nahaja v Wyomingu (ZDA), Mehiki, vzhodni Afriki in južni Sahari.

Vsi minerali se nahajajo tudi v ultra alkalnih pegmatitnih kamninah, na primer na polotoku Kola v Ruski federaciji.

Pridobivanje in proizvodnja[uredi | uredi kodo]

Naravni vir natrijevega karbonata so že omenjeni depoziti v natronskih jezerih in pepel nekaterih rastlin, ki so rasle v okoljih, bogatih z natrijem. Takšne so predvsem rastline z Bližnjega vzhoda, haloge s Škotske in morsko rastlinje iz Španije. Pepel omenjenih rastlin se bistveno razlikuje od lesnega pepela dreves, ki je bogat s kalijevim karbonatom (pepelika, K2CO3).[12]

Leblancov postopek[uredi | uredi kodo]

Rotacijska peč iz druge polovice 19. stoletja za proizvodnjo sode po Leblancovem postopku[13]

V Leblancovem postopku za industrijsko proizvodnjo sode, ki ga je leta 1791 razvil Nicolas Leblanc, se je tehnični natrijev klorid raztapljal v žveplovi kislini, pri čemer sta nastala vodikov klorid in natrijev sulfat:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl

V naslednjem koraku se je natrijev sulfat obdelal z ogljem in kalcijevim karbonatom. V reakciji z ogljem je najprej nastal natrijev sulfid, ki je reagiral z apnencem v natrijev karbonat in kalcijev sulfid:

Na2SO4 + 2C → Na2S + 2CO2
Na2S + CaCO3 → Na2CO3 + CaS

Natrijev karbonat se je iz reakcijske zmesi izlužil z vodo. Postopek je zastarel, vendar ima velik zgodovinski pomen za razvoj kemične industrije.

Solvayev postopek[uredi | uredi kodo]

Solvayev postopek je zgled krožnega kemičnega procesa; zeleno = reaktanti, črno = vmesni produkti, rdeče = produkti

Solvayev postopek za proizvodnjo sode je leta 1861 razvil belgijski kemik in industrijalec Ernest Solvay. Osnovne surovine so amonijak, ogljikov dioksid in raztopina natrijevega klorida. Vsoto vseh kemijskih reakcij v procesu se lahko zapiše z naslednjo enačbo:[14]

2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

Proces v resnici poteka v več korakih. V prvem se s praženjem apnenca pridobiva ogljikov dioksid:

CaCO3 → CaO + CO2

Z nastalim ogljikovim dioksidom se nato prepihava raztopino kuhinjske soli in amonijaka. V procesu poteka naslednja kemijska reakcija:

NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl

Nastali natrijev bikarbonat je slabo topen v vodi in se obori in se nato s segrevanjem pretvori v natrijev karbonat:

2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

Stranski produkt reakcije je ogljikov dioksid, ki se vrača na začetek procesa. Amonijev klorid, ki je nastal v drugi reakciji, se z apnom, ki je ostalo po praženju apnenca, pretvori nazaj v amonijak in vrne v proces:

CaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2 NH3 + 2H2O

Postopek je zaradi kroženja surovin mnogo bolj gospodaren kot Leblancov. Edini stranski proizvod je kalcijev klorid. Do leta 1900 so po tem postopku proizvedli že 90 % sode. Leblancov postopek so dokončno opustili na začetku 1920. let.

Uporaba[uredi | uredi kodo]

Natrijevo steklo

Največji porabnik natrijevega karbonata je industrija stekla. V steklu deluje kot talilo, se pravi da zniža tališče in viskoznost steklene taline. Natrijevo steklo je dokaj vodotopno, zato se mu za poboljšanje odpornosti dodaja nekaj kalcijevega karbonata. Takšno steklo se uporablja predvsem za okensko steklo in embalažo.

Natrijev karbonat se uporablja tudi kot relativno močna baza, na primer kot regulator pH v večini fotografskih razvijalcev.

V javnih kopališčih se uporablja za nevtralizacijo korozivnih učinkov klora in dvig pH.

Pri pripravi hrane se je včasih, predvsem v severni Evropi, uporabljal namesto natrijevega hidroksida za luženje, predvsem prest in drobnega peciva (nemško laugengebäck). Površina peciva, premazanega z alkalijami, je spremenila pH in se zato lepo rjavo zapekla.

Preparatorji živali natrijev karbonat dodajajo v vrelo vodo, da mehko tkivo laže odstopi od lobanje in kosti.

Natrijev karbonat je zelo dober električni prevodnik, zato se v kemiji pogosto uporablja kot elektrolit pri elektrolizh. Ker ne vsebuje kloridnih ionov, ne korodira anod. Uporablja se tudi kot primarni standard v kislo-bazičnih titracijah, ker je trden, na zraku stabilen in ga je zato lahko natančno stehtati.

Natrijev karbonat obarja nekatere kovinske ione v njihove netopne, značilno obarvane karbonate, in se zato uporablja v kvalitativni analizni kemiji. CuCO3 je moder, FeCO3 umazano zelen in Fe2(CO3)3 rumeno rjav. Kalcijev, cinkov in svinčev karbonat so beli in se jih ne more razlikovati, zato ima karbonatni test dokaj omejeno uporabnost.

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ^ 1,0 1,1 1,2 J.P. Harper, E. Antipov, U. Bismayer, H. Huppertz, V. Petrícek, R. Pöttgen, W. Schmahl, E.R.T. Tiekink, X. Zou, uredniki (1936). Crystal Structure of Sodium Carbonate Monohydrate, Na2CO3.H2O. Zeitschrift für Kristallographie - Crystalline Materials (De Gruyter) 95 (1): 266–273. doi: 10.1524/zkri.1936.95.1.266. ISSN 2196-7105. Pridobljeno 25. julija 2014.
  2. ^ 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 D.R. Lide, urednik (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izdaja). Boca Raton, Florida. CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
  3. ^ 3,0 3,1 A. Seidell, W.F. Linke (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. 2. izdaja. New York: D. Van Nostrand Company. str. 633.
  4. ^ 4,0 4,1 C.A. Messinger, D.A. Hahn (1921). A Dictionary of Chemical Solubilities: Inorganic. 2. izdaja. New York: The MacMillan Company. str. 208–209.
  5. ^ 5,0 5,1 P. Patnaik (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. The McGraw-Hill Companies, Inc. str. 861. ISBN 0-07-049439-8.
  6. ^ 6,0 6,1 6,2 6,3 K.R. Anatolievich. Sodium carbonate. Pridobljeno 25. julija 2014.
  7. ^ 7,0 7,1 7,2 M. Dusek, G. Chapuis, M. Meyer, V. Petricek (2003). Sodium carbonate revisited. Acta Crystallographica Section B (International Union of Crystallography) 59 (3): 337–352. doi: 10.1107/S0108768103009017. ISSN 0108-7681. Pridobljeno 25. julija 2014.
  8. ^ 8,0 8,1 C. Betzel, W. Saenger, D. Loewus (1982). Sodium Carbonate Heptahydrate. Acta Crystallographica Section B (International Union of Crystallography) 38 (11): 2802–2804. doi: 10.1107/S0567740882009996.
  9. ^ http://chem.sis.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/497-19-8
  10. ^ Varnostni list. Merck KGaK. Darmstadt. Nemčija. Pridobljeno 18. marca 2012.
  11. ^ 11,0 11,1 11,2 R.E. Dickerson, H.B. Gray, H.-W. Sichting, M.Y. Darensbourg (1988). Prinzipien der Chemie. Verlag Walter de Gruyter, str. 976. ISBN 9783110099690.
  12. ^ minerals.usgs.gov.
  13. ^ H. Ost (1890). Lehrbuch der Technischen Chemie. Verlag von Robert Oppenheim.Berlin.
  14. ^ J.T. Moore, urednik (2005). Chemistry Made Simple. Broadway Books. str. 190. ISBN 0-7679-1702-2.