Natriumcarbonaat

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Natriumcarbonaat
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van natriumcarbonaat
Structuurformule van natriumcarbonaat
Natriumcarbonaat-poeder
Natriumcarbonaat-poeder
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
Na2CO3
IUPAC-naam natriumcarbonaat
Andere namen soda
Molmassa 105,988439 g/mol
SMILES
C(=O)([O-])[O-].[Na+].[Na+]
InChI
1S/CH2O3.2Na/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2*+1/p-2
CAS-nummer 497-19-8
EG-nummer 207-838-8
PubChem 5463866
Vergelijkbaar met natriumwaterstofcarbonaat, kaliumcarbonaat
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Schadelijk
Waarschuwing
H-zinnen H319
EUH-zinnen geen
P-zinnen P305+P351+P338
Hygroscopisch? ja
LD50 (ratten) (oraal) 4090 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur wit
Dichtheid 2,532 g/cm³
Smeltpunt 851 °C
Oplosbaarheid in water 300 g/L
Goed oplosbaar in water
Nutritionele eigenschappen
Type additief zuurteregelaar, rijsmiddel, stabilisator
E-nummer E500
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Natriumcarbonaat, ook wel bekend als soda, is een anorganische verbinding met als brutoformule Na2CO3. De zuivere stof komt voor als een wit hygroscopisch poeder, dat goed oplosbaar is in water. Als toevoeging aan levensmiddelen heeft het E-nummer E500.

Geschiedenis[bewerken]

Voordat natriumcarbonaat in grote hoeveelheden ter beschikking kwam gebruikte men potas. Dit was echter niet in zuivere vorm voorhanden, maar aanwezig in houtas. Om dit te vervaardigen had men buitengewoon veel hout nodig, hetgeen leidde tot ontbossing op grote schaal en tot een schaarste aan houtas.

Aldus zocht men in de tweede helft van de 18e eeuw naar een proces om natriumcarbonaat, dat potas kon vervangen, uit natriumchloride te vervaardigen. Dit leidde tot het Leblancproces, dat voor het eerst werd toegepast in 1791. Dit leidde tot een uitgebreide soda-industrie waardoor glas, textiel en ook zeep veel goedkoper en in grotere hoeveelheden te vervaardigen was.

Echter het vrijkomen van een aantal nevenproducten deed de vraag naar betere processen ontstaan en de ontwikkeling van het Solvayproces in 1861 bood uitkomst. Sedertdien verdrong het Solvayproces geleidelijk het Leblancproces.

Synthese[bewerken]

Het Belgische bedrijf Solvay is wereldwijd een van de belangrijkste producenten en het Solvayproces wordt het meest toegepast bij de productie van natriumcarbonaat. Het proces is opgebouwd uit verschillende stappen. In de eerste stap wordt calciumcarbonaat (dat uit kalksteen wordt gewonnen) onder invloed van warmte omgezet in calciumoxide en koolstofdioxide:

\mathrm{CaCO_3\ \longrightarrow\ CaO\ +\ CO_2}

Koolstofdioxide wordt samen met ammoniak door een geconcentreerde oplossing van natriumchloride geleid, waardoor natriumwaterstofcarbonaat wordt gevormd:

\mathrm{NaCl\ +\ CO_2\ +\ NH_3\ +\ H_2O\ \longrightarrow\ NaHCO_3\ +\ NH_4Cl}

Het gevormde natriumwaterstofcarbonaat wordt verhit tot ca. 200°C, waardoor water en koolstofdioxide afgesplitst worden. Dit proces wordt calcinatie of calcineren genoemd.

\mathrm{2\ NaHCO_3\ \longrightarrow\ Na_2CO_3\ +\ H_2O\ +\ CO_2}

In de laatste stap wordt ammoniak teruggewonnen en teruggevoerd naar de tweede stap:

\mathrm{2\ NH_4Cl\ +\ CaO\ \longrightarrow\ 2\ NH_3\ +\ CaCl_2\ +\ H_2O}

Het hierbij gevormde calciumchloride wordt verkocht als nevenproduct.

Eigenschappen[bewerken]

In watervrije toestand is natriumcarbonaat een witte vaste stof met een smeltpunt van 853°C. Het zout is vrij hygroscopisch en vormt verscheidene hydraten:

  • Monohydraat (Na2CO3 · H2O), dat zich bij temperaturen boven 35,4°C uit het heptahydraat vormt. Bij temperaturen boven 107°C gaat het monohydraat in het watervrije natriumcarbonaat over.
  • Heptahydraat (Na2CO3 · 7 H2O), dat zich bij temperaturen boven 32,5°C uit het decahydraat vormt.
  • Decahydraat (Na2CO3 · 10 H2O), dat bij temperaturen beneden 32,5°C uit een verzadigde natriumcarbonaat-oplossing uitkristalliseert. Boven deze temperatuur lossen de kristallen zich in hun eigen kristalwater op. Het decahydraat bezit een dichtheid van 1,45 g/cm³.

Natriumcarbonaat reageert met zuren, waardoor koolstofdioxide gevormd wordt:

\mathrm{Na_2CO_3\ +\ 2\ H^+\ \longrightarrow\ 2\ Na^+\ +\ H_2O\ +\ CO_2}

In water lost het met een grote warmteontwikkeling op (oploswarmte) en vormt een sterk basische oplossing. Vóór de productie van natriumhydroxide was natriumcarbonaat de belangrijkste toegepaste base.

Natriumcarbonaat reageert met vocht en koolstofdioxide uit de lucht, met vorming van natriumwaterstofcarbonaat:

\mathrm{Na_2CO_3\ +\ H_2O\ +\ CO_2\ \longrightarrow\ 2\ NaHCO_3}

Toepassingen[bewerken]

Er werd wereldwijd in 1997 ongeveer 39 miljoen ton natriumcarbonaat geproduceerd. Het grootste deel hiervan wordt afgezet in vijf industrieën:

  • De glasindustrie is de grootste verbruiker van natriumcarbonaat. In de glasblazerijen wordt het aan gesmolten glas toegevoegd om de eigenschappen (zoals breekbaarheid en helderheid) van het glas te verbeteren. Glasfabrieken voegen natriumcarbonaat aan het mengsel toe om het smeltpunt van het mengsel te verlagen (eutecticum).
  • De chemische industrie benut natriumcarbonaat voor de productie van onder andere bleekmiddelen, verven, vulstoffen, leerlooierij-chemicaliën, reinigingsmiddelen, lijm- en kleefstoffen en metaalcarbonaten.
  • In ijzergieterijen wordt natriumcarbonaat gebruikt bij de ontzwaveling van ruwijzer, gietijzer en staal en als flotatie- en vloeimiddel.
  • In de wasmiddel- en zeepindustrie worden met natriumcarbonaat wasmiddelen en andere reinigingsmiddelen gemaakt, en wordt het gebruikt om vetten te verzepen.
  • In de papier- en celluloseindustrie wordt natriumcarbonaat zowel gebruikt voor ontsluiting, neutralisatie, reinigingen en bleken van papier en het opwerken van oud papier.

Daarnaast wordt natriumcarbonaat, opgelost in warm water, vaak gebruikt om kleine wondjes aan handen of voeten te ontsmetten en ontstekingen te bestrijden.

Externe links[bewerken]