Natriumkarbonat - Sodium carbonate

För att inte förväxla med natriumbikarbonat (bakpulver), en liknande förening.
Natriumkarbonat
Skelettformel av natriumkarbonat
Prov av natriumkarbonat
Namn
IUPAC -namn
Natriumkarbonat
Föredraget IUPAC -namn
Dinatriumkarbonat
Andra namn
Soda, tvätt soda, soda kristaller, natrium trioxokarbonat
Identifierare
3D -modell ( JSmol )
ChEBI
CHEMBL
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.007.127 Redigera detta på Wikidata
EG -nummer
E -nummer E500 (i) (surhetsregulatorer, ...)
RTECS -nummer
UNII
  • InChI = 1S/CH2O3.2Na/c2-1 (3) 4 ;;/h (H2,2,3,4) ;;/q; 2*+1/p-2 kontrolleraY
    Nyckel: CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L kontrolleraY
  • InChI = 1/NaHCO3.2Na/c2-1 (3) 4 ;;/h (H2,2,3,4) ;;/q; 2*+1/p-2
    Nyckel: CDBYLPFSWZWCQE-NUQVWONBAP
  • [Na+]. [Na+]. [O-] C ([O-]) = O
Egenskaper
Na 2 CO 3
Molmassa 105,9888  g/mol (vattenfri)
286,1416  g/mol (dekahydrat)
Utseende Vit fast, hygroskopisk
Odör Luktfri
Densitet
Smältpunkt 851 ° C (1,564 ° F; 1,124 K) (vattenfritt)
100 ° C (212 ° F; 373 K)
sönderdelas (monohydrat)
33,5 ° C (92,3 ° F; 306,6 K)
sönderfaller (heptahydrat)
34 ° C (93 ° F; 307 K)
(dekahydrat)
Vattenfri, g/100 ml:
Löslighet Lösligt i aq. alkalier , glycerol
Svagt löslig i vattenhalt. alkohol
Olöslig i CS 2 , aceton , alkylacetater , alkohol, bensonitril , flytande ammoniak
Löslighet i glycerin 98,3  g/100 g (155 ° C)
Löslighet i etandiol 3,46  g/100 g (20 ° C)
Löslighet i dimetylformamid 0,5  g/kg
Surhet (p K a ) 10.33
−4,1 · 10 −5 cm 3 /mol
1,485 (vattenfri)
1,420 (monohydrat)
1,405 (dekahydrat)
Viskositet 3,4 cP (887 ° C)
Strukturera
Monoklinisk (γ-form, β-form, δ-form, vattenfri)
Ortoromb (monohydrat, heptahydrat)
C2/m, nr 12 (γ-form, vattenfri, 170 K)
C2/m, nr 12 (β-form, vattenfri, 628 K)
P2 1 /n, nr 14 (δ-form, vattenfri, 110 K)
Pca2 1 , nr 29 (monohydrat)
Pbca, nr 61 (heptahydrat)
2/m (γ-form, β-form, δ-form, vattenfri)
mm2 (monohydrat)
2/m 2/m 2/m (heptahydrat)
a  = 8,920 (7) Å, b  = 5,245 (5) Å, c  = 6,050 (5) Å (γ-form, vattenfri, 295 K)
α = 90 °, β = 101,35 (8) °, γ = 90 °
Octahedral (Na + , vattenfri)
Termokemi
112,3  J/mol · K
Std molar
entropi ( S o 298 )
135  J/mol · K
Std
bildningsentalpi (Δ f H ⦵ 298 )
−1130,7  kJ/mol
Gibbs fri energi (Δ f G ˚)
−1044,4  kJ/mol
Faror
Huvudsakliga faror Irriterande
Säkerhetsdatablad MSDS
GHS -piktogram GHS07: Farligt
GHS Signalord Varning
H319
P305+351+338
NFPA 704 (eldiamant)
2
0
0
Dödlig dos eller koncentration (LD, LC):
LD 50 ( median dos )
 4090 mg/kg (råtta, oral)
Relaterade föreningar
Andra anjoner
Natriumbikarbonat
Andra katjoner
Litiumkarbonat
Kaliumkarbonat
Rubidiumkarbonat
Cesiumkarbonat
Relaterade föreningar
 Natriumsesquikarbonat
Natriumperkarbonat
Om inte annat anges, ges data för material i deras standardtillstånd (vid 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
☒N verifiera  ( vad är   ?) kontrolleraY☒N
Infobox -referenser

Natriumkarbonat , Na 2 CO 3· 10 H 2 O, (även känd som tvätt soda , soda och soda kristaller ) är den oorganiska föreningen med formeln Na 2 CO 3 och dess olika hydrater. Alla former är vita, luktfria, vattenlösliga salter som ger måttligt alkaliska lösningar i vatten. Historiskt sett extraherades den ur askan av växter som växer i natriumrika jordar. Eftersom askan från dessa natriumrika växter var märkbart annorlunda än aska av trä (en gång använd för att producera kalium ), blev natriumkarbonat känt som "soda". Den produceras i stora mängder av natriumklorid och kalksten genom Solvay -processen .

Hydraterar

Natriumkarbonat erhålls som tre hydrater och som vattenfritt salt:

  • natriumkarbonatdekahydrat ( natron ), Na 2 CO 3 · 10H 2 O, som lätt efflorescerar att bilda monohydratet.
  • natriumkarbonat heptahydrat (inte känd i mineralform), Na 2 CO 3 · 7H 2 O.
  • natriumkarbonat, monohydrat ( thermonatrite ), Na 2 CO 3 • H 2 O. Även känd som kristallkarbonat .
  • vattenfritt natriumkarbonat, även känt som kalcinerad soda, bildas genom upphettning av hydraterna. Det bildas också när natriumvätekarbonat upphettas (kalcineras) t.ex. i det sista steget i Solvay -processen .

Dekahydratet bildas av vattenlösningar som kristalliserar i temperaturområdet -2,1 till +32,0 ° C, heptahydratet i det snäva området 32,0 till 35,4 ° C och över denna temperatur bildas monohydratet. I torr luft tappar dekahydratet och heptahydratet vatten för att ge monohydratet. Andra hydrater har rapporterats, t.ex. med 2,5 enheter vatten per natriumkarbonatenhet ("pentahemihydrat").

Tvättsoda

Natriumkarbonatdekahydrat (Na 2 CO 3 · 10H 2 O), även känd som tvättsoda, är den vanligaste hydrat av natriumkarbonat innehållande 10 molekyler av kristallisationsvatten . Sodavatten löses i vatten och kristalliseras för att få tvätt soda.

Ansökningar

Några vanliga tillämpningar av natriumkarbonat (eller tvätt soda) inkluderar:

  • Natriumkarbonat (eller tvätt soda) används som rengöringsmedel för hushållsändamål som att tvätta kläder. Natriumkarbonat är en komponent i många torra tvålpulver.
  • Det används för att ta bort tillfällig och permanent hårdhet av vatten . (se vattenmjukgöring ).
  • Det används vid tillverkning av glas , tvål och papper . (se glastillverkning )
  • Det används vid tillverkning av natriumföreningar som borax .

Glas tillverkning

Natriumkarbonat fungerar som ett flussmedel för kiseldioxid , vilket sänker blandningens smältpunkt till något som kan uppnås utan speciella material. Detta "sodaglas" är lätt vattenlösligt, så lite kalciumkarbonat tillsätts i smältblandningen för att göra glaset olösligt. Flask- och fönsterglas ( soda-kalkglas ) framställs genom att smälta sådana blandningar av natriumkarbonat, kalciumkarbonat och kiselsand ( kiseldioxid (SiO 2 )). När dessa material upphettas släpper karbonaterna ut koldioxid. På detta sätt är natriumkarbonat en källa till natriumoxid. Soda-limeglas har varit den vanligaste formen av glas i århundraden.

Vatten mjukgörande

Hårt vatten innehåller lösta föreningar, vanligtvis kalcium- eller magnesiumföreningar. Natriumkarbonat används för att avlägsna tillfällig och permanent vattenhårdhet.

Eftersom natriumkarbonat är vattenlösligt och magnesiumkarbonat och kalciumkarbonat är olösliga, används det förra för att mjuka upp vatten genom att avlägsna Mg 2+ och Ca 2+ . Dessa joner bildar olösliga fasta fällningar vid behandling med karbonatjoner :

Liknande,

Vattnet mjukas eftersom det inte längre innehåller lösta kalciumjoner och magnesiumjoner.

Livsmedelstillsats och matlagning

Natriumkarbonat har flera användningsområden i köket, till stor del för att det är en starkare bas än bakpulver ( natriumbikarbonat ) men svagare än lut (vilket kan hänvisa till natriumhydroxid eller, mindre vanligt, kaliumhydroxid ). Alkalinitet påverkar glutenproduktionen i knådade degar och förbättrar också bruningen genom att minska temperaturen vid vilken Maillard -reaktionen uppstår. För att dra nytta av den tidigare effekten är natriumkarbonat därför en av komponenterna i kansui (か ん 水) , en lösning av alkaliska salter som används för att ge japanska ramenudlar deras karaktäristiska smak och sega konsistens; en liknande lösning används i det kinesiska köket för att göra laminerade , av liknande skäl. Kantonesiska bagare använder på samma sätt natriumkarbonat som substitut för lutvatten för att ge månkakor sin karaktäristiska konsistens och förbättra bruningen. I det tyska köket (och det centraleuropeiska köket i större utsträckning) kan bröd som kringlor och lutrullar som traditionellt behandlats med lut för att förbättra bruningen behandlas istället med natriumkarbonat; natriumkarbonat ger inte lika stark brunfärgning som lut, men är mycket säkrare och lättare att arbeta med.

Natriumkarbonat används vid framställning av sherbetpulver . Den svalkande känslan är resultatet av den endoterma reaktionen mellan natriumkarbonat och en svag syra, vanligtvis citronsyra , som frigör koldioxidgas, som uppstår när sherbet fuktas av saliv.

Natriumkarbonat används också i livsmedelsindustrin som livsmedelstillsats (E500) som en surhetsregulator, antikakningsmedel, höjningsmedel och stabilisator. Det används också vid framställning av snus för att stabilisera slutproduktens pH.

Även om det är mindre troligt att det orsakar kemiska brännskador än lut, måste man fortfarande vara försiktig när man arbetar med natriumkarbonat i köket, eftersom det är frätande för köksredskap, redskap och folie i aluminium.

Billig, svag bas

Natriumkarbonat används också som en relativt stark bas inom olika områden. Som en vanlig alkali föredras den i många kemiska processer eftersom den är billigare än natriumhydroxid och mycket säkrare att hantera. Dess mildhet rekommenderar särskilt att den används i hemmet.

Till exempel används den som en pH -regulator för att upprätthålla stabila alkaliska förhållanden som är nödvändiga för verkan av de flesta fotofilm -utvecklingsmedel. Det är också en vanlig tillsats i simbassänger och akvarievatten för att bibehålla ett önskat pH och karbonathårdhet (KH). Vid färgning med fiberreaktiva färgämnen används natriumkarbonat (ofta under ett namn som soda-fixeringsmedel eller soda-askaktivator) för att säkerställa korrekt kemisk bindning av färgämnet med cellulosa (växt) fibrer, vanligtvis före färgning (för bindningsfärger) , blandat med färgämnet (för färgmålning), eller efter färgning (för nedsänkningsfärgning). Det används också i skumflottationsprocessen för att bibehålla ett gynnsamt pH som flytkonditionerare förutom CaO och andra lätt basiska föreningar.

Föregångare till andra föreningar

Natriumvätekarbonat (NaHCOs 3 ) eller bakpulver, också en komponent i brandsläckare, är ofta genereras från natriumkarbonat. Även om NaHCOs 3 är i sig en mellanprodukt av Solvay-processen, uppvärmning krävs för att avlägsna ammoniaken att föroreningar den sönderdelas vissa NaHCOs 3 , vilket gör det mer ekonomiskt att reagera färdigt Na 2 CO 3 med CO 2 :

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O → 2NaHCO 3

I en relaterad reaktion används natriumkarbonat för att tillverka natriumbisulfit (NaHSO 3 ), som används för "sulfit" -metoden för att separera lignin från cellulosa. Denna reaktion utnyttjas för att avlägsna svaveldioxid från rökgaser i kraftverk:

Na 2 CO 3 + SO 2 + H 2 O → NaHCOs 3 + NaHSOa 3

Denna applikation har blivit vanligare, särskilt där stationer måste uppfylla stränga utsläppskontroller.

Natriumkarbonat används av bomullsindustrin för att neutralisera svavelsyran som behövs för syradelering av flummig bomullsfrö.

Diverse

Natriumkarbonat används av tegelindustrin som vätmedel för att minska mängden vatten som behövs för att extrudera leran. Vid gjutning kallas det "bindemedel" och används för att låta vått alginat vidhäfta till gelat alginat. Natriumkarbonat används i tandkräm, där det fungerar som ett skummande medel och ett slipmedel, och för att tillfälligt öka munnen pH.

Natriumkarbonat används också vid bearbetning och garvning av djurhud.

Fysikaliska egenskaper

Den integrerade entalpin av lösning av natriumkarbonat är -28,1 kJ/mol för en 10% vikt/vikt vattenlösning. Den Mohs-hårdhet av natriumkarbonat-monohydrat är 1,3.

Förekomst som naturligt mineral

Struktur av monohydrat vid 346 K.

Natriumkarbonat är lösligt i vatten och kan förekomma naturligt i torra områden, särskilt i mineraliska avlagringar ( evaporiter ) som bildas när säsongens sjöar avdunstar. Inlåning av mineralet natron har bryts från torra sjöbottnar i Egypten sedan antiken, då natron användes vid beredning av mumier och vid tidig tillverkning av glas.

Den vattenfria mineralformen av natriumkarbonat är ganska sällsynt och kallas natrit. Natriumkarbonat bryter också ut från Ol Doinyo Lengai , Tanzanias unika vulkan, och det antas ha utbrutit från andra vulkaner tidigare, men på grund av dessa mineralers instabilitet på jordytan kommer det sannolikt att urholkas. Alla tre mineralogiska former av natriumkarbonat, liksom trona , trinatriumhydrogenkarbonatdihydrat, är också kända från ultraalkaliska pegmatitiska bergarter , som förekommer till exempel på Kolahalvön i Ryssland.

Utomjordiskt är känt natriumkarbonat sällsynt. Insättningar har identifierats som källan till ljuspunkter på Ceres , inre material som har tagits upp till ytan. Även om det finns karbonater på Mars , och dessa förväntas innehålla natriumkarbonat, har avlagringar ännu inte bekräftats, men denna frånvaro förklaras av vissa på grund av en global dominans av lågt pH i tidigare vattenhaltig marsjord .

Produktion

Brytning

Trona , trinatriumhydrogenkarbonatdihydrat (Na 3 HCO 3 CO 3 · 2H 2 O), bryts i flera områden i USA och ger nästan all inhemsk förbrukning av natriumkarbonat. Stora naturliga fyndigheter som hittades 1938, till exempel den nära Green River, Wyoming , har gjort gruvdriften mer ekonomisk än industriell produktion i Nordamerika. Det finns viktiga reserver av trona i Turkiet; två miljoner ton soda har utvunnits från reserverna nära Ankara. Det bryts också från några alkaliska sjöar som Magadisjön i Kenya genom muddring. Heta saltvattenkällor fyller kontinuerligt på salt i sjön så att källan är fullt hållbar, förutsatt att muddringen inte är högre än påfyllningshastigheten.

Barilla och kelp

Flera " halofyt " (salttoleranta) växtarter och tångarter kan bearbetas för att ge en oren form av natriumkarbonat, och dessa källor dominerade i Europa och på andra håll fram till början av 1800-talet. De landväxter (typiskt glassworts eller saltworts ) eller tång (typiskt Fucus arter) skördades, torkades och brändes. Askan " lixiverades " (tvättades med vatten) för att bilda en alkalilösning. Denna lösning kokades torr för att skapa den slutliga produkten, som kallades "soda"; detta mycket gamla namn refererar härrör från det arabiska ordet soda , som i sin tur tillämpas på salsola soda , en av de många arterna av strandväxter som skördats för produktion. "Barilla" är en kommersiell term som tillämpas på en oren form av kalium som kommer från kustväxter eller kelp .

Natriumkarbonatkoncentrationen i sodavatten varierade mycket, från 2–3 procent för den tångbaserade formen (” kelp ”), till 30 procent för den bästa barillaen som produceras från salturtplantor i Spanien. Växt- och tångkällor för soda, och även för den relaterade alkaliska " potashen ", blev alltmer otillräckliga i slutet av 1700 -talet, och sökandet efter kommersiellt gångbara vägar för syntetisering av soda från salt och andra kemikalier intensifierades.

Leblanc -process

Huvudartikel: Leblanc -processen

År 1792 patenterade den franska kemisten Nicolas Leblanc ett förfarande för framställning av natriumkarbonat från salt, svavelsyra , kalksten och kol. I det första steget behandlas natriumklorid med svavelsyra i Mannheim -processen . Denna reaktion ger natriumsulfat ( saltkaka ) och väteklorid :

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl

Saltkakan och krossad kalksten ( kalciumkarbonat ) reducerades genom upphettning med kol . Denna omvandling innefattar två delar. Första är den karbotermiska reaktionen , varigenom kol, en källa för kol , minskar den sulfat till sulfid :

Na 2 SO 4 + 2C → Na 2 S + 2CO 2

Det andra steget är reaktionen för att producera natriumkarbonat och kalciumsulfid :

Na 2 S + CaCOa 3 → Na 2 CO 3 + CaS

Denna blandning kallas svart aska . Soda asken extraheras från svart askan med vatten. Avdunstning av detta extrakt ger fast natriumkarbonat. Denna extraktionsprocess kallades lixiviating .

Saltsyran som producerades genom Leblanc -processen var en stor källa till luftföroreningar och biprodukten av kalciumsulfid presenterade också frågor om avfallshantering. Det förblev dock den viktigaste produktionsmetoden för natriumkarbonat fram till slutet av 1880 -talet.

Solvay -process

Huvudartikel: Solvay -processen

År 1861 utvecklade den belgiska industrikemisten Ernest Solvay en metod för att tillverka natriumkarbonat genom att först reagera natriumklorid , ammoniak , vatten och koldioxid för att generera natriumbikarbonat och ammoniumklorid :

NaCl + NH 3 + CO 2 + H 2 O → NaHCOs 3 + NH 4 Cl

Det resulterande natriumbikarbonatet omvandlades sedan till natriumkarbonat genom att det upphettades och släppte ut vatten och koldioxid:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Samtidigt regenererades ammoniaken från ammoniumkloridbiprodukten genom att behandla den med kalken ( kalciumoxid ) kvar från koldioxidgenerering:

2NH 4 Cl + CaO → 2NH 3 + CaCl 2 + H 2 O

Solvay -processen återvinner sin ammoniak. Det förbrukar endast saltlake och kalksten, och kalciumklorid är dess enda avfallsprodukt. Processen är väsentligt mer ekonomisk än Leblanc -processen, som genererar två avfallsprodukter, kalciumsulfid och väteklorid . Solvay -processen kom snabbt att dominera natriumkarbonatproduktionen världen över. År 1900 producerades 90% natriumkarbonat av Solvay -processen, och den sista Leblanc -processanläggningen stängdes i början av 1920 -talet.

Det andra steget i Solvay -processen, uppvärmning av natriumbikarbonat, används i liten skala av hemmakockar och på restauranger för att tillverka natriumkarbonat för kulinariska ändamål (inklusive kringlor och alkalinudlar). Metoden är tilltalande för sådana användare eftersom natriumbikarbonat säljs i stor utsträckning som bakpulver och de temperaturer som krävs (250 ° F (121 ° C) till 300 ° F (149 ° C)) för att konvertera bakpulver till natriumkarbonat lätt uppnås i konventionella köksugnar .

Hou process

Denna process utvecklades av den kinesiska kemisten Hou Debang på 1930 -talet. Den tidigare ångreformerande biprodukten koldioxid pumpades genom en mättad lösning av natriumklorid och ammoniak för att producera natriumbikarbonat genom dessa reaktioner:

CH 4 + 2 H 2 O → CO 2 + 4 H 2
3 H 2 + N 2 → 2 NH 3
NH 3 + CO 2 + H 2 O → NH 4 HCO 3
NH 4 HCO 3 + NaCl → NH 4 Cl + NaHCOs 3

Natriumbikarbonatet uppsamlades som en fällning på grund av dess låga löslighet och värmdes sedan upp till cirka 80 ° C (176 ° F) eller 95 ° C (203 ° F) för att ge rent natriumkarbonat liknande det sista steget i Solvay -processen. Mer natriumklorid tillsätts till den återstående lösningen av ammonium och natriumklorider; dessutom pumpas mer ammoniak vid 30-40 ° C till denna lösning. Lösningstemperaturen sänks sedan till under 10 ° C. Lösligheten för ammoniumklorid är högre än för natriumklorid vid 30 ° C och lägre vid 10 ° C. På grund av denna temperaturberoende löslighetsskillnad och common-ion-effekten fälls ammoniumklorid ut i en natriumkloridlösning.

Det kinesiska namnet på Hou's process, lianhe zhijian fa (联合 制碱 法), betyder "kopplad tillverkning av alkalimetod": Hous process är kopplad till Haber -processen och erbjuder bättre atomekonomi genom att eliminera produktionen av kalciumklorid, eftersom ammoniak inte längre behöver att återskapas. Biprodukten ammoniumklorid kan säljas som gödningsmedel.

Se även

Referenser

Vidare läsning

externa länkar