Natriumcarbonat

Strukturformel
$\mathrm {\ \!\ {\Biggl [}}$ $\mathrm {\ \!\ {\Biggr ]}}$
Allgemeines
Name	Natriumcarbonat (wasserfrei)
Andere Namen	Soda calcinierte Soda (einfach) kohlensaures Natron E 500
Summenformel	Na2CO3
Kurzbeschreibung	farbloses kristallines Pulver
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 497-19-8 (wasserfrei) 24551-51-7 (Hydrat allgemein) 5968-11-6 (Monohydrat) 6132-02-1 (Decahydrat) ECHA-InfoCard 100.007.127 PubChem 10340 DrugBank DB09460 Wikidata Q190227
Eigenschaften
Molare Masse	105,99 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,53 g·cm−3
Schmelzpunkt	854 °C
Siedepunkt	1600 °C (Zersetzung)
Löslichkeit	gut in Wasser (217 g·l−1 bei 20 °C)
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP), ggf. erweitert Achtung H- und P-Sätze H: 319 P: 260​‐​305+351+338
Toxikologische Daten	4090 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−1130,7 kJ/mol
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Natriumcarbonat (fachsprachlich) oder Natriumkarbonat (Na₂CO₃), wasserfrei auch calcinierte Soda, reine Soda oder Waschsoda (engl. washing soda) genannt, ist ein Salz der Kohlensäure. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt es das Kürzel E 500.

Vorkommen

Es kommt in Sodaseen in Ägypten, der Türkei (Van-See), Ostafrika (z. B. Lake Natron und andere Seen des Ostafrikanischen Grabens), Kalifornien, Mexiko und als Trona (Na(HCO₃) · Na₂CO₃ · 2H₂O) in Wyoming (USA), Mexiko, Ostafrika und in der südlichen Sahara vor.

Geschichte der Sodaherstellung

Zunächst wurde natürliches Soda aus Mineralien zum Beispiel an Salzseen gewonnen, am Bekanntesten schon vor 4000 Jahren in Ägypten das Natron als Mischung von Natriumcarbonat und Natriumhydrogencarbonat, das zur Glasgewinnung genutzt wurde. Später wurde Soda auch durch Einäscherung von getrockneten Pflanzen aus Salzsteppen oder vom Meeresstrand (mit besonders hohem Natriumgehalt) besonders im Mittelmeerraum gewonnen. Das Verfahren war ähnlich wie bei Pottasche aus Landpflanzen, die im Fall von Pottasche aber überwiegend Kalium enthielten. Einige der besten Sorten kam aus Alicante und wurde Barilla genannt, was sich später allgemein auf Pflanzensoda übertrug.

Die Entwicklung von künstlichem Soda insbesondere zur Seifenherstellung begann mit der analytischen Unterscheidung von Soda und Pottasche durch Henri Louis Duhamel du Monceau um 1730. Außerdem zeigte er, dass man prinzipiell Soda aus Kochsalz herstellen konnte. Da das dazu aber zu teuer und hoch besteuert war, musste ein geeignetes Verfahren sehr effektiv sein. Duhamel stellte schon Glaubersalz (Natriumsulfat) her und zeigte, dass man daraus Soda herstellen kann. Die Methode wurde durch Andreas Sigismund Marggraf in Berlin verbessert. Karl Wilhelm Scheele gewann 1772 Soda durch Erhitzen von Sole mit Bleioxid in kleinen Mengen, was auch schon bei einigen Fabrikanten Anwendung fand. 1775 wurde ein Preis der französischen Akademie der Wissenschaften für die Sodaherstellung ausgelobt, der die Beschäftigung mit dem Problem beförderte (er wurde nie ausbezahlt). 1777 benutzte Joseph François Malherbe in Frankreich industriell Glaubersalz, um Soda herzustellen. Jean-Antoine Chaptal produzierte nach dem Verfahren in Montpellier (nach 1780) und P. L. Athénas in Javier bei Paris. 1789 schlug Jean-Claude Delamétherie vor, Glaubersalz mit Kohle zu glühen, das Ergebnis mit Essigsäure zu behandeln und daraus Soda zu glühen, was zwar nicht praktikabel war, aber anregend auf den Arzt Nicolas Leblanc wirkte, der sich schon mehrere Jahre damit befasste. Diesem gelang 1789 der eigentliche Durchbruch mit dem Leblanc-Verfahren. 1791 eröffnete er im Auftrag des Herzogs von Orleans eine Fabrik, er wurde aber durch die Französische Revolution um die Früchte seiner Entdeckung gebracht (er beging 1806 verarmt Suizid). Da er sich mit dem Herzog von Orleans zusammengetan hatte wurde das Verfahren mit diesem enteignet, die Fabrik 1794 geschlossen und das Verfahren unentgeltlich zur Verfügung gestellt. 1806 entstand bei Paris eine Sodafabrik nach dem Verfahren und im 19. Jahrhundert entstanden bald vielfach in Frankreich, Deutschland (Hermania in Schönebeck bei Magdeburg 1843 und bald darauf die Rhenania in Aachen) und England weitere Fabriken nach dem Verfahren. Die Fabriken lieferten nicht nur Soda, sondern auch Salzsäure, Alkalimetalle und Chlor. In der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts wurde es durch das 1860 entwickelte Solvay-Verfahren verdrängt.

Gewinnung und Herstellung

• Durch Abbau natürlich vorkommender natriumcarbonathaltiger Minerale (s. o.): Wegen ihrer vielfältigen Verunreinigungen werden die Ausgangsminerale vor dem Transport und der Weiterverwendung umkristallisiert und anschließend in gereinigtes, kristallwasserfreies Soda überführt (z. B. mit Hilfe des Trona-Verfahrens, benannt nach dem gleichnamigen Ausgangsmineral).
• Nach dem Leblanc-Verfahren (seit 1791): Technisches Natriumchlorid wird mit heißer Schwefelsäure zu Chlorwasserstoffgas und Natriumsulfat umgesetzt, das als „Salzkuchen“ zurückbleibt und im nächsten Schritt mit Calciumcarbonat und Kohle zu Natriumcarbonat, Kohlenstoffdioxid und Calciumsulfid reagiert. Nachdem dieses Verfahren zur Herstellung von Natriumcarbonat durch das Solvay-Verfahren abgelöst wurde, wird es heute nicht mehr eingesetzt, besitzt jedoch weiter große historische Bedeutung, da mit ihm die Entwicklung der chemischen Großindustrie begann.

$\mathrm {2\ NaCl+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ 2\ HCl+\ Na_{2}SO_{4}}$

$\mathrm {Na_{2}SO_{4}+\ CaCO_{3}+2\ C\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CaS+2\ CO_{2}}$

Sodaherstellung nach Leblanc als chemischer Stufenprozess (grün = Edukte, schwarz = Zwischenprodukte, rot = Produkte)

• Nach dem Solvay-Verfahren (auch Ammoniak-Soda-Verfahren, seit 1863): Einleiten von Ammoniak und Kohlendioxid in eine gesättigte Natriumchlorid-Lösung und Erhitzen des so entstandenen Natriumhydrogencarbonates im Drehrohrofen.

$\mathrm {2\ NaCl+2\ CO_{2}+2\ NH_{3}+2H_{2}O\longrightarrow 2\ NaHCO_{3}+2\ NH_{4}Cl}$

$\mathrm {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ H_{2}O+\ CO_{2}}$

Das entstandene Kohlenstoffdioxid sowie der Ammoniak aus der Reaktion des Ammoniumchlorides mit Calciumoxid oder Calciumhydroxid werden dabei wieder in den Prozess zurückgeführt, was diesen sehr wirtschaftlich (und so zu einem der ersten in großem Stil praktizierten chemischen Kreisprozesse) machte.

$\mathrm {2\ NH_{4}Cl+\ CaO\longrightarrow 2\ NH_{3}+\ CaCl_{2}+\ H_{2}O}$

Sodaherstellung nach Solvay als chemischer Kreisprozess (grün = Edukte, schwarz = Zwischenprodukte, rot = Produkte)

• Einleiten von Kohlenstoffdioxid in Natronlauge (technisch unbedeutend):

$\mathrm {2\ NaOH\ +CO_{2}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}$

Eigenschaften

Modifikationen

Natriumcarbonat ist polymorph, kristallisiert also in Abhängigkeit von Druck und Temperatur bei gleicher chemischer Zusammensetzung in verschiedenen Kristallsystemen, die wasserfrei sein, aber auch Kristallwasser (Hydrat) enthalten können.

Wasserfrei, Na₂CO₃

Bekannt als Mineral Natrit oder unter der Bezeichnung reine oder calcinierte Soda, weiße Substanz mit einem Schmelzpunkt von 854 °C und einer Dichte von 2,51 g/cm³. Bildet sich bei Temperaturen größer 107 °C.

Monohydrat, Na₂CO₃ · H₂O

Bekannt als Mineral Thermonatrit, bildet sich bei Temperaturen > 35,4 °C aus dem Heptahydrat.

Heptahydrat, Na₂CO₃ · 7 H₂O

Bildet sich bei Temperaturen oberhalb 32,5 °C aus dem Decahydrat.

Decahydrat, Na₂CO₃ · 10 H₂O

Bekannt als Mineral Soda oder unter der Bezeichnung Kristallsoda, kristallisiert bei unter 32,5 °C aus gesättigten Natriumcarbonat-Lösungen aus (Dichte 1,45 g/cm³).

Darüber hinaus findet sich Natriumcarbonat zusammen mit Natriumhydrogen- beziehungsweise Calciumcarbonat in der Natur in folgenden Mineralen:

Dihydrat, Na₂Ca(CO₃)₂ · 2 H₂O

Bekannt als Mineral Pirssonit.

Pentahydrat, Na₂Ca(CO₃)₂ · 5 H₂O

Bekannt als Mineral Gaylussit oder unter der Bezeichnung Natrocalcit.

Hydrogencarbonat, Na(HCO₃) · Na₂CO₃ · 2 H₂O

Bekannt als Mineral Trona.

Chemische Eigenschaften

Wasserfreies Natriumcarbonat

Calcinierte Soda

Als Natriumsalz der schwachen Kohlensäure reagiert es mit stärkeren Säuren unter Bildung von Kohlenstoffdioxid (Aufschäumen). In Wasser löst Natriumcarbonat sich unter Wärmeentwicklung (Hydratationswärme). Eine stark alkalische Lösung entsteht, da das Carbonatanion als Base mit einem Proton aus dem Dissoziationsgleichgewicht des Lösungsmittels Wasser zum Hydrogencarbonation (HCO₃⁻) reagiert und eine entsprechend hohe Hydroxidionenkonzentration entsteht:

$\mathrm {CO_{3}^{2-}+\ H_{2}O\leftrightharpoons \ HCO_{3}^{-}+\ OH^{-}}$

Dissoziationsgleichgewicht des Carbonations in Wasser.

Vor der Verfügbarkeit größerer Mengen von Natriumhydroxid war Natriumcarbonat damit die wichtigste Base, da es sich in Wasser gelöst verhält wie eine Mischung aus Natriumhydrogencarbonat und Natriumhydroxid: Eine Lösung von 50 g Natriumcarbonat pro Liter Wasser weist einen pH-Wert von 11,5 auf.

$\mathrm {Na_{2}CO_{3}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}+NaOH}$

Reaktion von Natriumcarbonat und Wasser.

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumcarbonat beträgt Δ_fH⁰₂₉₈ = −1131,7 kJ·mol⁻¹, die Freie Standardbildungsenthalpie ΔG⁰₂₉₈ = −1048,4 kJ·mol⁻¹, und die molare Standardentropie S⁰₂₉₈ = 136,1 J·K⁻¹ ·mol⁻¹.

Lagerung

Kristallsoda muss gut verschlossen in feuchten Räumen gelagert werden, da sie an trockener Luft Kristallwasser abgibt und in ein weißes Pulver zerfällt.

Umgekehrt muss man calcinierte, d. h. wasserfreie Soda in trockenen Räumen aufbewahren, da sie – ohne dadurch sofort feucht auszusehen – leicht Feuchtigkeit aus der Luft aufnimmt und mit dieser in das Monohydrat Na₂CO₃ · H₂O übergeht (Hygroskopie).

Verwendung

Natriumcarbonat wird seit langer Zeit durch den Menschen genutzt. Schon die alten Ägypter setzten es zum Mumifizieren ein. Ebenso fand es seit dem Altertum Verwendung als Reinigungsmittel und bei der Glasherstellung. Heute wird Natriumcarbonat von fast allen Industriezweigen eingesetzt und ist damit eines der vielseitigsten chemischen Produkte.

Weltweit wurden 1997 ca. 39 Millionen Tonnen Soda produziert. In Deutschland betrug das Marktvolumen 1999 ca. 2,4 Millionen Tonnen. Der größte Anteil an Soda wird dabei von den folgenden fünf Industriebranchen verbraucht:

• Die Glasindustrie verwendet Soda als Rohstoff für ihre Glasschmelzen und ist damit der größte Sodaverbraucher. Soda fungiert dabei als Flussmittel, das in der erstarrenden Glasschmelze deren Auskristallisieren verhindert und dadurch das Glas amorph hält. Der Anteil an Soda bestimmt dabei die Fließfähigkeit der Schmelze.
• Die chemische Industrie setzt Soda zur Herstellung von Bleichmitteln, Borax, Chromaten wie Natriumchromat und Natriumdichromat, Farben, Füllstoffen, Gerbereihilfen, Industriereinigern, Kryolith, Leim- und Klebstoffen, Metallcarbonaten, Natronsalpeter, Perborat, Natriumphosphaten wie zum Beispiel Pentanatriumtriphosphat, Silikaten (Wassergläser) wie zum Beispiel Natriummetasilikat-Pentahydrat und Natriumorthosilikat, Sulfit, Ultramarinfarben, Wasserglas u. a. Chemikalien ein.
• In der Eisenhüttenindustrie wird Soda zur Entschwefelung von Roheisen, Gusseisen und Stahl sowie als Flotations- und Flussmittel verwendet.
• In der Waschmittel- und Seifenindustrie werden mit Soda Grobwaschmittel und andere Reinigungsmittel hergestellt sowie Fette verseift. Früher wurde Soda zu diesem Zweck kaustifiziert, d. h. mit Calciumoxid oder -hydroxid zu Ätznatron umgesetzt.
• In der Papier- und Zellstoffindustrie dient Soda sowohl zum Aufschluss, zur Neutralisation, zum Reinigen und Bleichen als auch zur Aufarbeitung von Altpapier.

• Weitere Anwendungen:
  • Lederindustrie
  • Wasserreinigung
  • Innere Speisewasseraufbereitung bei Dampfkesseln
  • Backwarenherstellung
  • Keramik- und Emailleherstellung
  • Textilindustrie
  • Rauchgasentschwefelung
  • Urtitersubstanz nach Arzneibuch
  • Entgiftung von Nervenkampfstoffen
  • pH-Wert-Anhebung in Schwimmbädern ("Plus-Granulat" ist meist Natriumcarbonat)
  • Zusatz zu Entwicklerlösungen

Weblinks

Commons: Natriumcarbonat – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien