Natrijev karbonat

Natrijev karbonat
Skeletna formula natrijevega karbonata	Model molekule natrijevega karbonata
Imena
	IUPAC ime natrijev karbonat
	Druga imena soda, pralna soda, kristalna soda
Identifikatorji
Številka CAS	497-19-8 (brezvoden); 5968-11-6 (monohidrat); 6132-02-1 (dekahidrat);
3D model (JSmol)	Interaktivna slika;
ChEBI	CHEBI:29377;
ChEMBL	ChEMBL186314;
ChemSpider	9916;
ECHA InfoCard	100.007.127
Število E	E500(i) (sredstva za uravnavanje Ph, ...)
PubChem CID	10340;
RTECS število	VZ4050000;
UNII	45P3261C7T;
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID1029621 ;
	InChI InChI=1S/CH2O3.2Na/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2+1/p-2 Key: CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L; InChI=1/NaHCO3.2Na/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2+1/p-2 Key: CDBYLPFSWZWCQE-NUQVWONBAP;
	SMILES [Na+].[Na+].[O-]C([O-])=O;
Lastnosti
Kemijska formula	Na2CO3
Molska 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) ; 1,51 g/cm3 (heptahidrat); 1,46 g/cm3 (dekahidrat)
Tališče	851 °C (1.564 °F; 1.124 K)
Topnost v vodi	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)
Topnost	topen v vodnih raztopinah alkalij, in glicerolu,; rahlo topen v etanolu,; netopen v ogljikovem disulfidu, acetonu, alkil acetatih, benzonitrilu in tekočem amonijaku
Topnost (glicerol)	98,3 g/100 g (15,5 °C)
Topnost (etandiol)	3,46 g/100 g (20 °C)
Topnost (dimetilformamid)	0,5 g/kg
Bazičnost (pKb)	3,67
Magnetna občutljivost	−4,1x10−5 cm3/mol
Lomni količnik (nD)	1,485 (brezvoden); 1,420 (monohidrat); 1,405 (dekahidrat)
Viskoznost	3,4 cP (887 °C)
Struktura
Kristalna struktura	monoklinska (γ-oblika, β-oblika, δ-oblika in brezvoden); ortorombska (monohidrat, heptahidrat)
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); Pca21, No. 29 (monohidrat); Pbca, No. 61 (heptahidrat)
Točkovna grupa	2/m (γ-oblika, β-oblika, δ-oblika, brezvoden); mm2 (monohidrat); 2/m 2/m 2/m (heptahidrat)
Mrežna konstanta	a = 8,920(7), b = 5,245(5), c = 6,050(5) (γ-oblika, brezvoden, 295 K) α = 90°, β = 101,35(8)°, γ = 90°
Koordinacijska; geometrija	oktaedrična (Na+, brezvoden)
Termokemija
Specifična toplota, C	112,3 J/mol·K
Std tvorbena; entalpija (ΔfH⦵298)	−1130,7 kJ/mol
Gibbsova prosta energija (ΔfG˚)	−1044,4 kJ/mol
Nevarnosti
GHS piktogrami
Opozorilna beseda	Nevarno
GHS stavki za nevarnost	H319
GHS stavki za previdnost	P305+351+338
NFPA 704 (diamant ognja)	0 2 0
	Smrtni odmerek ali koncentracija (LD, LC):
LD50 (srednji odmerek)	4090 mg/kg (podgana, oralno)
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).
	Sklici infopolja

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

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

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.^[12]

Standardna tvorbena entalpija natrijevega karbonata je Δ_fH⁰₂₉₈ = −1131,7 kJ•mol⁻¹.^[13] Prosta entalpija ΔG⁰₂₉₈ = −1048,4 kJ•mol⁻¹.^[13] Standardna molarna entropija S⁰₂₉₈ = 136,1 J•K⁻¹•mol⁻¹.^[13]

Nahajališča

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

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).^[14]

Leblancov postopek

Rotacijska peč iz druge polovice 19. stoletja za proizvodnjo sode po Leblancovem postopku^[15]

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

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:^[16]

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

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

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 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.
↑ ^2,0 ^2,1 ^2,2 ^2,3 ^2,4 ^2,5 D.R. Lide, urednik (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izdaja). Boca Raton, Florida. CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
↑ ^3,0 ^3,1 A. Seidell, W.F. Linke (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. 2. izdaja. New York: D. Van Nostrand Company. str. 633.
↑ ^4,0 ^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.
↑ ^5,0 ^5,1 ^5,2 ^5,3 K.R. Anatolievich. Sodium carbonate Arhivirano 2014-05-06 na Wayback Machine.. Pridobljeno 25. julija 2014.
↑ ^6,0 ^6,1 Pradyot Patnaik (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. London : McGraw-Hill. str. 861. ISBN 0-07-049439-8.
↑ ^7,0 ^7,1 ^7,2 ^7,3 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.
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 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.
↑ ^9,0 ^9,1 ^9,2 Sigma-Aldrich Co., Sodium carbonate. Pridobljeno 2014-05-06.
↑ http://chem.sis.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/497-19-8
↑ »Material Safety Data Sheet – Sodium Carbonate, Anhydrous« (PDF). ConservationSupportSystems. Pridobljeno 25. julija 2014.
↑ Varnostni list. Merck KGaK. Darmstadt. Nemčija. Pridobljeno 18. marca 2012.
↑ ^13,0 ^13,1 ^13,2 R.E. Dickerson, H.B. Gray, H.-W. Sichting, M.Y. Darensbourg (1988). Prinzipien der Chemie. Verlag Walter de Gruyter, str. 976. ISBN 9783110099690.
↑ minerals.usgs.gov.
↑ H. Ost (1890). Lehrbuch der Technischen Chemie. Verlag von Robert Oppenheim.Berlin.
↑ J.T. Moore, urednik (2005). Chemistry Made Simple. Broadway Books. str. 190. ISBN 0-7679-1702-2.

[cod-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 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.

[crc-2] 2,0 ^2,1 ^2,2 ^2,3 ^2,4 ^2,5 D.R. Lide, urednik (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izdaja). Boca Raton, Florida. CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.

[sioc-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.

[doc00-4] 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.

[chemister-5] 5,0 ^5,1 ^5,2 ^5,3 K.R. Anatolievich. Sodium carbonate Arhivirano 2014-05-06 na Wayback Machine.. Pridobljeno 25. julija 2014.

[pphoic-6] 6,0 ^6,1 Pradyot Patnaik (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. London : McGraw-Hill. str. 861. ISBN 0-07-049439-8.

[scr-7] 7,0 ^7,1 ^7,2 ^7,3 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.

[7h2o-8] 8,0 ^8,1 ^8,2 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.

[sigma-9] 9,0 ^9,1 ^9,2 Sigma-Aldrich Co., Sodium carbonate. Pridobljeno 2014-05-06.

[10] ttp://chem.sis.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/497-19-8

[css-11] »Material Safety Data Sheet – Sodium Carbonate, Anhydrous« (PDF). ConservationSupportSystems. Pridobljeno 25. julija 2014.

[VL-12] Varnostni list. Merck KGaK. Darmstadt. Nemčija. Pridobljeno 18. marca 2012.

[Dickerson-13] 13,0 ^13,1 ^13,2 R.E. Dickerson, H.B. Gray, H.-W. Sichting, M.Y. Darensbourg (1988). Prinzipien der Chemie. Verlag Walter de Gruyter, str. 976. ISBN 9783110099690.

[14] rals.usgs.gov.

[15] H. Ost (1890). Lehrbuch der Technischen Chemie. Verlag von Robert Oppenheim.Berlin.

[16] J.T. Moore, urednik (2005). Chemistry Made Simple. Broadway Books. str. 190. ISBN 0-7679-1702-2.

[1]