Natriumkarbonaatti

Tässä artikkelissa tutkimme yksityiskohtaisesti Natriumkarbonaatti:n aihetta, joka on erittäin tärkeä aihe, joka on kiinnittänyt asiantuntijoiden ja suuren yleisön huomion. Vuosien varrella Natriumkarbonaatti on ollut keskustelun ja keskustelun kohteena useilla eri aloilla, mikä on herättänyt aitoa kiinnostusta sen vaikutuksista yhteiskuntaan. Kattavan analyysin avulla käsittelemme Natriumkarbonaatti:een liittyviä erilaisia ​​näkökulmia ja argumentteja tavoitteenaan valaista tätä erittäin monimutkaista aihetta. Samoin tarkastelemme sen kehitystä ajan myötä ja sen vaikutusta nykyhetkeen tarjoamalla lukijalle täydellisen ja päivitetyn näkemyksen Natriumkarbonaatti:stä.

Natriumkarbonaatti
Tunnisteet
Muut nimet Sooda
CAS-numero 497-19-8
PubChem CID 10340 ja 516885
Ominaisuudet
Molekyylikaava Na2CO3
Moolimassa 105,989 g/mol
Ulkomuoto valkea hygroskooppinen jauhe[1]
Sulamispiste 851 °C[1]
Tiheys 2,54 g/cm3[1]
Liukoisuus veteen 30,7 g/100 g (25 °C)[1]

[2]

Natriumkarbonaatti eli sooda on hiilihapon natriumsuola.

Soodaa käytetään EU:ssa elintarvikkeissa E-koodilla E500(i) happamuudensäätöaineena.[3]

Sooda voi olla kidevedetöntä, jonka luonnosta löytyvää mineraalimuotoa kutsutaan natriitiksi. Sillä on myös kaksi yleistä hydraattimuotoa: monohydraatti ja dekahydraatti. Luonnon monohydraattimineraali on nimeltään termonatriitti ja dekahydraatti on natron.[4]

Ominaisuudet

Kidevedetön natriumkarbonaatti (Na2CO3) on kiderakenteeltaan monokliininen.[5] Sen sulamispiste on 851 °C, mutta se alkaa hajota hiilidioksidiksi ja natriumoksidiksi (Na2O) jo 400 °C lämpötilassa. Natriumkarbonaatti liukenee veteen lämpöä vapauttaen emäksisiksi vesiliuoksiksi.[2][6] Happoihin se liukenee hiilidioksidia vapauttaen.[7] Kidevedetöntä muotoa kutsutaan myös soodatuhkaksi[2] ja kalsinoiduksi soodaksi.

Natriumkarbonaattimonohydraatti (Na2CO3·H2O) muodostaa ortorombisiä värittömiä kiteitä. Sen CAS on 5968-11-6, massa 124,005 g/mol, tiheys 2,25 g/cm3 ja se hajoaa 100 °C lämpötilassa[1] muuntuen kidevedettömäksi soodaksi. Se on vesiliukoinen, vähäliukoisempi glyseroliin ja liukenematon etanoliin. Sen vesiliuokset ovat emäksisiä.[2]

Natriumkarbonaattidekahydraatti (Na2CO3·10 H2O) muodostaa läpinäkyviä kiteitä.[7] Sen CAS on 6132-02-1, massa 286,142 g/mol, tiheys 1,46 g/cm3, se hajoaa 35 °C lämpötilassa[1] ja kuivuu huoneenlämmössä avoimissa astioissa vähemmän hydratoituneisiin muotoihin. Sen vesiliuokset ovat emäksisiä.[2]

Käyttö

Soodaa käytetään muun muassa lasien (esim. soodalasin), saippuoiden, pesuaineiden, paperin ja sellun valmistukseen sekä veden pehmentämiseen. Sitä käytetään myös yleisenä laboratorioreagenssina, analyyttisessä kemiassa ja muiden natriumsuolojen valmistuksessa.[7]

Valmistus

Soodaa on saatu kautta historian[8] ja saadaan edelleen lähinnä trona-mineraalista. 2016 maailmanlaajuisesti tuotetusta soodasta kuitenkin 74 % tuotettiin kemiallisin synteesein.[9]

Soodaa valmistetaan kaupallisesti esimerkiksi kalsiumkarbonaatista (CaCO3) ja natriumkloridista (NaCl) reaktiolla Solvayn menetelmällä, jonka kokonaisreaktio on[7]

CaCO3 + 2 NaCl → Na2CO3 + CaCl2

Menetelmä alkaa kalsiumkarbonaatin kalsinaatiolla ja jatkuu hydraatiolla[7]

CaCO3 → CaO + CO2
CaO + H2O → Ca(OH)2

Kalsiumhydroksidi reagoidaan sitten NaCl-liuoksessa CO2 ja ammoniakin (NH3) läsnä ollessa. Reaktiot ovat[7]

2 NaCl + 2 CO2 + 2 NH3 + 2 H2O → 2 NaHCO3 + 2 NH4Cl
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
Ca(OH)2 + 2 NH4Cl → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O

Soodaa on historiallisesti valmistettu kaupallisesti myös Leblanc-menetelmällä. Tässä natriumkloridi reagoidaan rikkihapon avulla natriumsulfaatiksi (Na2SO4) ja suolahapoksi. Sulfaatti reagoidaan hiilen (C) ja kalsiumkarbonaatin kanssa ns. mustaksi tuhkaksi, josta sooda saatiin huuhtomalla erilleen. Reaktiot ovat[7]

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

Ennen kemiallisia synteesejä 1700-luvun puoliväliin asti soodaa saatiin myös uuttamalla merilevien ja kasvien tuhkasta. Lähteitä ovat olleet esimerkiksi Salsola soda-otakilokit, rakkohauru, sahalevä ja solmulevä.[8]

Lähteet

  1. ↑ a b c d e f WM Haynes: ”4”, CRC handbook of chemistry and physics, s. 89. (95. painos) CRC Press, 2014. ISBN 9781482208689
  2. ↑ a b c d e S Budavari, M O'Neil, A Smith: The Merck index, s. 67. (12. painos) Chapman & Hall Electronic Pub. Division, 2000. ISBN 9781584881292
  3. ↑ Scientific Opinion on the safety and efficacy of sodium carbonate (soda ash) for all species. EFSA Journal, 2010, 8. vsk, nro 7, s. 1695. doi:10.2903/j.efsa.2010.1695 ISSN 1831-4732 Artikkelin verkkoversio.
  4. ↑ FG Carrozzo et al: Nature, formation, and distribution of carbonates on Ceres. Science Advances, maaliskuu 2018, 4. vsk, nro 3, s. e1701645. PubMed:29546235 doi:10.1126/sciadv.1701645 ISSN 2375-2548 Artikkelin verkkoversio.
  5. ↑ V Petricek et al: Sodium carbonate revisited. Acta Crystallographica Section B: Structural Science, 1.6.2003, 59. vsk, nro 3, s. 337–352. doi:10.1107/S0108768103009017 ISSN 0108-7681 Artikkelin verkkoversio.
  6. ↑ SodaAsh-Properties genchem.com. 26.5.2016. Arkistoitu 26.5.2016. Viitattu 10.4.2019.
  7. ↑ a b c d e f g P Patnaik: Handbook of inorganic chemicals, s. 861–862. McGraw-Hill, 2003. ISBN 0070494398
  8. ↑ a b J Wisniak: Sodium carbonate - From natural resources to Leblanc and back. Indian Journal of Chemical Technology, tammikuu 2003, 10. vsk, nro 1, s. 99–112. ISSN 0975-0991 Artikkelin verkkoversio.
  9. ↑ Sodium Carbonate ihsmarkit.com. Viitattu 10.4.2019.

Aiheesta muualla

Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Natriumkarbonaatti.