close
Siirry sisältöön

Natriumkarbonaatti

Wikipediasta
Natriumkarbonaatti
BERJAYA
BERJAYA
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]

BERJAYA[2]

Natriumkarbonaatti eli sooda (Na2CO3) on natrium- ja karbonaatti-ionien muodostama ioniyhdiste eli hiilihapon natriumsuola. Muun muassa leivonnassa käytetty sooda eli ruokasooda on kuitenkin kemiallisesti natriumvetykarbonaattia (NaHCO3).

Soodaa käytetään EU:ssa elintarvikkeissaselvennä 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

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kidevedetön natriumkarbonaatti (Na2CO3) on kiderakenteeltaan monokliininen.[5] Sen sulamispiste on 851 °C, mutta se alkaa hajota hiilidioksidiksi ja natriumoksidiksi (Na2O) jo 400 °C:n 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 ortorombisia värittömiä kiteitä. Sen CAS-numero on 5968-11-6, moolimassa 124,005 g/mol, tiheys 2,25 g/cm3 ja se hajoaa 100 °C:n lämpötilassa[1] muuttuen 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-numero on 6132-02-1, moolimassa 286,142 g/mol, tiheys 1,46 g/cm3, se hajoaa 35 °C:n lämpötilassa[1] ja kuivuu huoneenlämmössä avoimissa astioissa vähemmän hydratoituneisiin muotoihin. Sen vesiliuokset ovat emäksisiä.[2]

Käyttö

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

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

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

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

Soodaa valmistetaan kaupallisesti esimerkiksi kalsiumkarbonaatista (CaCO3) ja natriumkloridista (NaCl) 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

Natriumkloridi (NaCl) reagoi hiilidioksidin (CO2) kanssa ammoniakin (NH3) läsnä ollessa muodostaen salmiakkia (NH4Cl) ja natriumvetykarbonaattia (NaHCO3), joka hajoaa natriumkarbonaatiksi, vedeksi ja hiilidioksidiksi. Aiemmin syntynyt kalsiumhydroksidi (Ca(OH)2) reagoi salmiakin kanssa kalsiumkloridiksi (CaCl2), ammoniakiksi ja vedeksi. 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 muunnetaan rikkihapon avulla natriumsulfaatiksi (Na2SO4) ja suolahapoksi. Natriumsulfaatin annetaan reagoida 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 puoleenväliin asti soodaa saatiin myös uuttamalla merilevien ja kasvien tuhkasta. Lähteitä ovat olleet esimerkiksi Salsola soda -otakilokkilaji, rakkohauru, sahalevä ja solmulevä.[8]

Lähteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
  1. 1 2 3 4 5 6 Haynes, W. M.: ”4”, CRC handbook of chemistry and physics, s. 89. (95. painos) CRC Press, 2014. ISBN 9781482208689
  2. 1 2 3 4 5 Budavari, S., O'Neil, M. & Smith, A.: The Merck index, s. 67. (12. painos) Chapman & Hall Electronic Pub. Division, 2000. ISBN 9781584881292 (englanniksi)
  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.[vanhentunut linkki]
  4. ↑ Carrozzo, F. G., ym.: 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. (englanniksi)
  5. ↑ Petricek, V., ym.: 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. (englanniksi)
  6. ↑ Soda Ash - Properties genchem.com. 26.5.2016. Arkistoitu 26.5.2016. Viitattu 10.4.2019.
  7. 1 2 3 4 5 6 7 Patnaik, P.: Handbook of inorganic chemicals, s. 861–862. McGraw-Hill, 2003. ISBN 0070494398 (englanniksi)
  8. 1 2 Wisniak, J.: 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. (englanniksi)
  9. ↑ Sodium Carbonate ihsmarkit.com. Viitattu 10.4.2019. (englanniksi)

Aiheesta muualla

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/w/index.php?title=Natriumkarbonaatti&oldid=23859562”