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  Natriumcarbonat   Na2CO 


Wasserfrei
 
Weißes Pulver 
  
Decahydrat 
Kristallines Pulver 

Vorkommen   Seen (Ägypten, Owens Lake/USA), Heilquellen

Molmasse  105,989 g/mol 
(Decahydrat  286,142 g/mol)  


AGW  keine Angaben
Dichte  2,54 g/cm3 
(Decahydrat  1,46 g/cm3)  
Schmelzpunkt   +856 °C 
Wasserlöslichkeit 
100g H2O lösen bei 25 °C 30,7 g
Piktogramm  
GHS 07  
Achtung
Gefahrenklassen + Kategorie  
  
Schwere Augensch./-reizung 2 
HP-Sätze (siehe auch Hinweis)      
H 319  P 280.3, 305+351+338  
Entsorgung G 4
Etikett drucken Deutscher Name Englischer Name
CAS  497-19-8 
CAS  6132-02-1
Natriumcarbonat 
Natriumcarbonat Decahydrat *
Sodium carbonate 
Sodium carbonate decahydrate
  
    *) Für die Schule bevorzugt 
  
Eigenschaften 
  
Wasserfreies Natriumcarbonat ist ein weißes Pulver, das Haut und Schleimhäute reizt. Es ist stark hygroskopisch und nimmt Feuchtigkeit aus der Luft auf. Beim Lösen im Wasser entsteht unter Wärmeentwicklung eine stark alkalische Lösung. Das Carbonat-Ion reagiert dabei als Base mit einem Wasser-Molekül zu einem Hydrogencarbonat-Ion und einem Hydroxid-Ion:   
    
CO32-  +  H2O
im Gleichgewicht zu   HCO3-  +  OH-   


Natriumcarbonat und Universalindikatorpapier

Ein angefeuchtetes Universalindikator-Papier färbt sich mit Natriumcarbonat blau.



Mit einer starken Säure entwickelt Natriumcarbonat unter Aufbrausen das Gas Kohlenstoffdioxid und die entsprechenden Salze der Säure. Mit Salzsäure entstehen Natriumchlorid, Kohlenstoffdioxid und Wasser. Mit Schwefelsäure erhält man Natriumsulfat, Kohlenstoffdioxid und Wasser:  
    
Na2CO3  +  2 HCl reagiert zu   2 NaCl  +  H2O  +  CO2
Na2CO3  +  H2SO4 reagiert zu   Na2SO4  +  H2O  +  CO2



Natriumcarbonat und Salzsäure

Verdünnte Salzsäure reagiert mit Natriumcarbonat unter Aufschäumen.


Vom Natriumcarbonat sind mehrere Hydrate bekannt. Beim Erwärmen von Natriumcarbonat Decahydrat geht es oberhalb von 34°C in das Monohydrat über. Erhitzt man weiter, erhält man ab 107°C die kristallwasserfreie Form. Die wasserfreie Form wird auch als calcinierte Soda bezeichnet. Sie kommt in der Natur im Mineral Natrit vor. Das Monohydrat bildet das Mineral Thermonatrit, das Decahydrat das Mineral Soda. Die Herkunft des historischen Namens Soda für Natriumcarbonat Decahydrat ist nicht eindeutig geklärt. Möglicherweise geht es auf das arabische Wort suwwâd (Salzpflanzen-Asche) zurück.
   
Wasserfrei   Na2CO3 Heptahydrat  Na2CO3 • 7H2O
Monohydrat   Na2CO3 • H2O Decahydrat   Na2CO3 • 10H2O
      

 Flaschen
   
 
Herstellung  
    
Natriumcarbonat aus natürlichen Quellen kann durch Verdunsten von Wasser aus Natronseen gewonnen werden. Die natürlichen Heilquellen in Karlsbad enthalten ebenfalls hohe Soda-Konzentrationen. Im Labor kann man Natriumcarbonat durch Einleiten von Kohlenstoffdioxid in Natronlauge herstellen:   
     
2 NaOH  +  CO2  +  H2reagiert zu   Na2CO3  +  2 H2O   
    
In der chemischen Industrie wird es heute fast ausschließlich nach dem Solvay-Verfahren aus Kochsalz und Kalk hergestellt. Zuerst setzt man Sole (stark salzhaltiges Wasser) mit Ammoniak (NH3) und Kohlenstoffdioxid (CO2) in einem Reaktionsofen zu Natriumhydrogencarbonat um:    
   
NaCl  +  H2O  +  NH3  +  CO2 reagiert zu   NaHCO3  +  NH4Cl   
    
Durch Calcinieren, einem Erhitzen auf 200°C wird das Natriumhydrogencarbonat danach in das Carbonat umgewandelt:    
   
2 NaHCO3   Na2CO3  +  H2O  +  CO2   
    
Bei dem alten Verfahren nach Nicolas Leblanc (1742-1806) erhielt man Soda aus Natriumchlorid, Schwefelsäure und Natriumsulfat. Das Verfahren wurde aufgrund eines Preisausschreibens der Pariser Akademie der Wissenschaften von dem französischen Fabrikanten und Privatgelehrten Leblanc entwickelt. Zunächst stellte er aus Natriumchlorid und Schwefelsäure Natriumsulfat her. Beim Erhitzen von Natriumsulfat zusammen mit Kalk und Kohle entstand Soda, Calciumsulfid und Kohlenstoffdioxid:   
    
Na2SO4  +  CaCO +  2 C   Na2CO3  +  CaS  +  2 CO2   
    
Das entstehende Soda wurde danach mit Wasser ausgelaugt. Der Nachteil des Verfahrens bestand in den hohen Energiekosten und im Anfall unerwünschter Abfallprodukte. Das Verfahren ist heute nur noch von historischer Bedeutung, es leitete aber den Beginn der chemischen Großindustrie ein.   
   
 
Verwendung 
   
Natriumcarbonat wird in großem Umfang von der Glasindustrie verwendet: Die Zugabe verhindert das Auskristallisieren der Schmelze beim Erstarren der Glasschmelze. Dadurch erhält man amorphes, sehr homogenes und durchsichtiges Glas. Die Konzentration bestimmt auch die Fließfähigkeit der Schmelze. In der chemischen Industrie ist Natriumcarbonat ein wichtiges Zwischenprodukt für andere Natrium-Verbindungen, beispielsweise zur Herstellung von Natriumhydroxid, Natriumhydrogencarbonat oder Ultramarinblau. Die Zellstoff- und Papierindustrie setzt das Carbonat zum Aufschluss, zur Neutralisation, zum Reinigen, zum Bleichen, sowie zur Aufbereitung von Altpapier ein. Bei der Eisenverhüttung wird es bei der Entschwefelung von Roheisen und Stahl und als Flotations- und Flussmittel eingesetzt. Weiterhin dient es zum Enthärten von Wasser, wasserfreies Natriumcarbonat eignet sich auch als Trocknungsmittel für Räume. Die glänzende Oberfläche beim Laugengebäck wird durch das Behandeln mit Soda erreicht. Weitere Verwendungen sind bei der Leder-, Keramik- und Textilindustrie zu finden.


Bleichsoda


Natriumcarbonat wird heute noch zur Seifenherstellung verwendet. Im Jahr
1878 kam "Henkels Bleichsoda" auf den Markt, ein Gemisch aus Soda und Natriumsilicat im Verhältnis 4:1. Es diente zum Herstellen einer Waschlauge und zum Enthärten des Wassers. Die heutigen Waschmittel enthalten Tenside, die nicht mehr einen so hohen pH-Wert haben und das Textilgewebe besser schonen.
  
  
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