Natriumkarbonaatti
Natriumkarbonaatti eli sooda on hiilihapon natriumsuola.
| Natriumkarbonaatti | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| Muut nimet | Sooda |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| 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] |
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
muokkaaKidevedetön 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
muokkaaSoodaa 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
muokkaaSoodaa 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
muokkaa- ↑ a b c d e f WM Haynes: ”4”, CRC handbook of chemistry and physics, s. 89. (95. painos) CRC Press, 2014. ISBN 9781482208689
- ↑ 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
- ↑ 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.[vanhentunut linkki]
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ SodaAsh-Properties genchem.com. 26.5.2016. Arkistoitu 26.5.2016. Viitattu 10.4.2019.
- ↑ a b c d e f g P Patnaik: Handbook of inorganic chemicals, s. 861–862. McGraw-Hill, 2003. ISBN 0070494398
- ↑ 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.
- ↑ Sodium Carbonate ihsmarkit.com. Viitattu 10.4.2019.
Aiheesta muualla
muokkaa
- Natriumkarbonaatin kansainvälinen kemikaalikortti
- OECD: Sodium carbonate CAS N°: 497-19-8 (Arkistoitu – Internet Archive) (englanniksi) (pdf)
- PubChem: Sodium carbonate (englanniksi)
- KEGG: Sodium carbonate (englanniksi)