Как составить химическую формулу карбоната натрия - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Карбонат натрия

Общие

Систематическое
наименование

Карбонат натрия

Традиционные названия

кальцинированная сода, углекислый натрий; декагидрат — стиральная сода

Хим. формула

Na₂CO₃

Физические свойства

Молярная масса

105,99 г/моль

Плотность

2,53 г/см³

Термические свойства

Температура

• плавления

854 °C

• разложения

1000 °C

Энтальпия

• образования

-1130,7 кДж/моль

Химические свойства

Константа диссоциации кислоты ${displaystyle pK_{a}}$

10,33

Растворимость

• в воде при 20 °C

21,8 г/100 мл

Классификация

Рег. номер CAS

497-19-8

PubChem

10340

Рег. номер EINECS

207-838-8

SMILES

C(=O)([O-])[O-].[Na+].[Na+]

InChI

InChI=1S/CH2O3.2Na/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2*+1/p-2

CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L

Кодекс Алиментариус

E500(i) и E500

RTECS

VZ4050000

ChEBI

29377

ChemSpider

9916

Безопасность

ЛД₅₀

4 г/кг (крысы, орально)

Пиктограммы СГС

NFPA 704

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Медиафайлы на Викискладе

Карбона́т на́трия (кальцинированная сода) — неорганическое соединение, натриевая соль угольной кислоты с химической формулой Na₂CO₃. Бесцветные кристаллы или белый порошок, хорошо растворимый в воде.
Сода кальцинированная — гигроскопичный продукт, на воздухе поглощает водяной пар и углекислоту с образованием кислой соли гидрокарбоната натрия, слеживается при хранении на открытом воздухе^[1].
Выпускают соду кальцинированную марки А (гранулированная), марки Б (порошкообразная) и из нефелиновой руды (ГОСТ 10689-75)^[1].

В промышленности в основном получают из хлорида натрия по методу Сольве. Применяют при изготовлении стекла, для производства моющих средств, используют в процессе получения алюминия из бокситов и при очистке нефти.

Свойства[править | править код]

Имеет вид бесцветных кристаллов или белого порошка. Существует в нескольких разных модификациях: α-модификация с моноклинной кристаллической решеткой образуется при температуре до 350 °C, затем, при нагреве выше этой температуры и до 479 °C переходит в β-модификацию, также имеющую моноклинную кристаллическую решетку. Твёрдость по шкале Мооса моногидрата карбоната натрия составляет 1,3^[2]. При увеличении температуры выше 479 °C соединение переходит γ-модификацию с гексагональной решеткой. Плавится при 854 °C, при нагреве выше 1000 °C разлагается с образованием оксида натрия и диоксида углерода^[3]^[4].

Кристаллогидраты карбоната натрия существуют в разных формах: бесцветный моноклинный Na₂CO₃·10H₂O, при 32,017 °C переходит в бесцветный ромбический Na₂CO₃·7H₂O, последний при нагревании до 35,27 °C бесцветный переходит в ромбический Na₂CO₃·H₂O. В интервале 100−120 °C моногидрат теряет воду.

Свойства карбоната натрия

параметр	безводный карбонат натрия	декагидрат Na₂CO₃·10H₂O
молекулярная масса	105,99 а.е.м.	286,14 а.е.м.
температура плавления	854 °C	32 °C
растворимость	не растворим в ацетоне и сероуглероде; малорастворим в этаноле; хорошо растворим в глицерине и воде
плотность	2,53 г/см³ (при 20 °C)	1,446 г/см³ (при 17 °C)
стандартная энтальпия образования ΔH	−1131 кДж/моль (т) (при 297 К)	−4083,5 кДж/моль ((т) (при 297К)
стандартная энергия Гиббса образования G	−1047,5 кДж/моль (т) (при 297 К)	−3242,3 кДж/моль ((т) (при 297К)
стандартная энтропия образования S	136,4 Дж/моль·K (т) (при 297К)
стандартная мольная теплоёмкость C_p	109,2 Дж/моль·K (жг) (при 297К)

Растворимость карбоната натрия в воде

температура, °C	0	10	20	25	30	40	50	60	80	100	120	140
растворимость, г Na₂CO₃ на 100 г H₂O	7	12,2	21,8	29,4	39,7	48,8	47,3	46,4	45,1	44,7	42,7	39,3

В водном растворе карбонат натрия гидролизуется, что обеспечивает щелочную реакцию среды. Уравнение гидролиза (в ионной форме):

${displaystyle {mathsf {CO_{3}^{2-}+H_{2}Orightleftarrows HCO_{3}^{-}+OH^{-}}}}$

Первая константа диссоциации угольной кислоты равна 4,5⋅10⁻⁷. Все кислоты, более сильные, чем угольная, вытесняют её в реакции с карбонатом натрия. Так как угольная кислота крайне нестойкая, она тут же разлагается на воду и углекислый газ:

${displaystyle {mathsf {Na_{2}CO_{3}+H_{2}SO_{4}rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}}$

Гидраты[править | править код]

Карбонат натрия можно выделить в виде трех различных гидратов и безводной соли:

декагидрат карбоната натрия (натрон), Na₂CO₃·10H₂O
гептагидрат карбоната натрия (минеральная форма неизвестна), Na₂CO₃·7H₂O
моногидрат карбоната натрия (термонатрит), Na₂CO₃·H₂O
безводный карбонат натрия, также известный как кальцинированная сода, образуется при нагревании гидратов. Он также образуется при нагревании (кальцинировании) гидрокарбоната натрия, например, на последней стадии процесса Сольвея

Декагидрат образуется из водных растворов, кристаллизующихся в диапазоне температур от -2,1 до +32,0 °C, гептагидрата в узком диапазоне от 32,0 до 35,4 °C, а выше этой температуры образуется моногидрат.^[5]

В сухом воздухе декагидрат и гептагидрат теряют воду с образованием моногидрата. Сообщалось о других гидратах, например, с 2,5 единицами воды на единицу карбоната натрия («пентагемигидрат»).^[6]

Нахождение в природе[править | править код]

В природе сода встречается в золе некоторых морских водорослей, а также в виде минералов:

нахколит NaHCO₃
трона Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O
натрит (сода) Na₂CO₃·10H₂O
термонатрит Na₂CO₃·Н₂O.

Современные минеральные содовые озёра (англ.) (рус. известны в Забайкалье^[7] и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Сирлс в Калифорнии^[8]^{[неавторитетный источник]}. Трона, имеющая промышленное значение, открыта в 1938 в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Вайоминг, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит, который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США природная сода добывается 4 компаниями в Вайоминге и одной в Калифорнии, около половины экспортируется^[9]. Около четверти используемой в мире соды добывается из природных источников, 90% из них добывается в США^[10].

Получение[править | править код]

До начала XIX века карбонат натрия получали преимущественно из золы некоторых морских водорослей, прибрежных и солончаковых растений путём перекристаллизации относительно малорастворимого NaHCO₃ из щёлока.

Барилла и водоросли[править | править код]

Некоторые виды растений-галофитов и морских водорослей могут быть переработаны для получения неочищенной формы карбоната натрия. Этот промышленный источник получения кальцинированной соды преобладал в Европе и других странах до начала 19 века.

Наземные растения (обычно англ. saltwort) или водоросли (обычно виды фукусов) собирали, сушили и сжигали. Затем золу «выщелачивали» (промывали водой) с образованием щелочного раствора. Этот раствор кипятили до сухого остатка, чтобы создать конечный продукт, который назвался «кальцинированной содой»; это очень старое название происходит от арабского слова «Soda», которое, в свою очередь, применяется к «соляной соде» — одному из многих видов прибрежных растений, собираемых для выращивания. «Барилла» — это коммерческий термин, применяемый к технической форме карбоната натрия, полученной из золы прибрежных растений или водорослей^[11].^[12]

Концентрация карбоната натрия в кальцинированной соде варьировалась в очень широких пределах: от 2-3 процентов для формы, полученной из морских водорослей («ламинария»), до 30 процентов для лучшей бариллы, полученной из растений солянки (англ. saltwort) в Испании. Источники кальцинированной соды, а также связанная с ней щелочь «поташ» из растений и морских водорослей, к концу 18 века становились все менее адекватными источниками, и начался поиск коммерчески жизнеспособных путей синтеза кальцинированной соды из поваренной соли и других распространённых химических реагентов.

Из нефелиновой руды[править | править код]

Российские ученые разработали процесс получения глинозема из нефелинового концентрата, особенностью которого является отсутствие побочных продуктов^[1]. В процессе переработки из нефелинов и известняка получают цемент, кальцинированную соду, поташ и глинозем. Производится спекание нефелина с известняком, и продукт обрабатывается с целью извлечения оксида алюминия, кальцинированной соды и оксида калия. Затем, после выщелачивания, белитовый шлам используется для производства цемента^[1].
С нефелинами связаны месторождения апатита, из которого извлекается уран, и титано-ниобиевых руд.

В качестве полезного ископаемого[править | править код]

Трона, дигидрат тринатрийгидрогендикарбоната (Na₃HCO₃CO₃·2H₂O) добывается в Турции. Разработкой богатейшего месторождения троны в Бейпазары возле Анкары занимается компания Eti Soda^[en], входящая в состав группы Ciner Holding^[en]. два миллиона тонн кальцинированной соды были извлечены из месторождения возле Анкары.

Его также добывают в некоторых щелочных озерах, таких как озеро Магади в Кении дноуглубительными работами. Горячие солевые источники постоянно пополняют запас соли в озере, поэтому при условии, что скорость дноуглубительных работ не превышает скорость восполнения, источник является полностью устойчивым. Добывается в нескольких районах США и обеспечивает почти все внутреннее потребление карбоната натрия. Крупные природные месторождения, обнаруженные в 1938 году, такие как месторождение возле Грин-Ривер, штат Вайоминг, сделали разработку троны в качестве полезных ископаемых более экономичной, чем промышленное производство в Северной Америке.

Способ Леблана[править | править код]

В 1791 году французский химик Николя Леблан получил патент на «Способ превращения глауберовой соли в соду». По этому способу при температуре около 1000 °C запекается смесь сульфата натрия («глауберовой соли»), мела или известняка (карбоната кальция) и древесного угля. Уголь^[13] восстанавливает сульфат натрия до сульфида:

${displaystyle {mathsf {Na_{2}SO_{4}+2Crightarrow Na_{2}S+2CO_{2}}}}$

Сульфид натрия реагирует с карбонатом кальция:

${displaystyle {mathsf {Na_{2}S+CaCO_{3}rightarrow Na_{2}CO_{3}+CaS}}}$

Полученный расплав обрабатывают водой, при этом карбонат натрия переходит в раствор, сульфид кальция отфильтровывают, затем раствор карбоната натрия упаривают. Сырую соду очищают перекристаллизацией. Процесс Леблана даёт соду в виде кристаллогидрата (см. выше), поэтому полученную соду обезвоживают кальцинированием.

Сульфат натрия получали обработкой каменной соли (хлорида натрия) серной кислотой:

${mathsf {2NaCl+H_{2}SO_{4}rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl}}$

Выделявшийся в ходе реакции хлороводород частично улавливался водой с получением соляной кислоты, но сама соляная кислота оставалась основным источником загрязнения воздуха.

Первый содовый завод такого типа в России был основан промышленником М. Прангом и появился в Барнауле в 1864 году.

После появления более экономичного (не остаётся в больших количествах побочный сульфид кальция) и технологичного способа Сольве, заводы, работающие по способу Леблана, стали закрываться. К 1900 году 90 % предприятий производили соду по методу Сольве, а последние фабрики, работающие по методу Леблана, закрылись в начале 1920-х^[14]^[15].

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)[править | править код]

В 1861 году бельгийский инженер-химик Эрнест Сольве запатентовал метод производства соды, который используется и по сей день^[16].

В насыщенный раствор хлорида натрия пропускают эквимолярные количества газообразных аммиака и диоксида углерода, то есть как бы вводят гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃:

${displaystyle {mathsf {NH_{3}+CO_{2}+H_{2}O+NaClrightarrow NaHCO_{3}+NH_{4}Cl}}}$

Выпавший остаток малорастворимого (9,6 г на 100 г воды при 20 °C) гидрокарбоната натрия отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140—160 °C, при этом он переходит в карбонат натрия:

${displaystyle {mathsf {2NaHCO_{3}{xrightarrow[{}]{^{o}t}}Na_{2}CO_{3}+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}}$

Образовавшийся CO₂ возвращают в производственный цикл. Хлорид аммония NH₄Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)₂:

${displaystyle {mathsf {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}rightarrow CaCl_{2}+2NH_{3}+2H_{2}O}}}$

Полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция.

До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах.

Способ Хоу[править | править код]

Разработан китайским химиком Хоу (Hou Debang) в 1930-х годах. Отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 градусов подается диоксид углерода и аммиак. Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 градусов. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды.

Сравнение способов[править | править код]

По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH₄Cl вместо CaCl₂ по методу Сольве.

Способ Сольве был разработан до появления процесса Габера, в то время аммиак был в дефиците, поэтому регенерировать его из NH₄Cl было необходимо. Метод Хоу появился позже, необходимость регенерации аммиака уже не стояла так остро, соответственно, аммиак можно было не извлекать, а использовать его как азотное удобрение в виде соединения NH₄Cl.

Тем не менее NH₄Cl содержит хлор, избыток которого вреден для многих растений, поэтому использование NH₄Cl в качестве удобрения ограничено. В свою очередь рис хорошо переносит избыток хлора, и в Китае, где применяется NH₄Cl для рисоводства, метод Хоу, дающий NH₄Cl в качестве побочного продукта, более широко представлен по сравнению с другими регионами.

В настоящее время в ряде стран практически весь искусственно производящийся карбонат натрия вырабатывается по методу Сольве (включая метод Хоу как модификацию), а именно в Европе 94 % искусственно производимой соды, во всем мире — 84 % (2000 год)^[18].

Применение[править | править код]

Карбонат натрия применяют в мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков; эмалей, для получения ультрамарина. Также он применяется для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна. Карбонат натрия — исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄. Может использоваться в сигаретных фильтрах^[19].

В пищевой промышленности карбонаты натрия зарегистрированы в качестве пищевой добавки E500, — регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию. Карбонат натрия (кальцинированная сода, Na₂CO₃) имеет код 500i, гидрокарбонат натрия (пищевая сода, NaHCO₃) — 500ii, их смесь — 500iii.

Одна из новейших технологий повышения нефтеотдачи пластов — АСП заводнение, в котором применяется сода в сочетании с ПАВ для снижения межфазного натяжения между водой и нефтью.

В фотографии используется в составе проявителей как ускоряющее средство^[20].

Самостоятельно добавляется в моторное масло для предотвращения полимеризации. Концентрация 2 г на 1 л масла.^{[источник не указан 1306 дней]}

Производство стекла[править | править код]

Карбонат натрия используют в стекольном производстве. Карбонат натрия служит флюсом для кремнезема, понижая температуру плавления диоксида кремния от +2500 °C до +500 °C. Получавшееся стекло слабо растворимо в воде, поэтому в расплавленную смесь добавляют ещё ~10 % карбоната кальция, чтобы сделать стекло нерастворимым.

Стекло для бутылок и окон (натриево-известковое стекло) изготавливается путем плавления таких смесей карбоната натрия, карбоната кальция и кварцевого песка (диоксида кремния (SiO₂)). При нагреве компонентов смеси происходит разложение карбонатов на оксиды металлов (Na₂O и CaO) и диоксид углерода (CO₂). Таким образом, карбонат натрия традиционно является источником оксида натрия. Натриевое стекло на протяжении веков было самой распространенной формой стекла^[13].

Снижение жесткости воды[править | править код]

Карбонат натрия применяется для смягчения воды паровых котлов и вообще уменьшения жёсткости воды. Жесткая вода содержит растворенные соединения, обычно соединения кальция или магния. Карбонат натрия используется для снятия временной и постоянной жесткости воды.^[21]

Карбонат натрия является водорастворимым источником карбонат-ионов для катионов магния Mg²⁺ и кальция Ca²⁺. Эти ионы образуют нерастворимые твердые осадки при обработке карбонат-ионами:

${displaystyle {ce {Ca^2+ + CO3^2- -> CaCO3}}}$

${displaystyle {ce {Ca^2+(aq) + Na2CO3(aq) -> CaCO3(s) + 2Na+(aq)}}}$

Сходным образом, ${displaystyle {ce {Mg^2+(aq) + Na2CO3(aq) -> MgCO3(s) + 2Na+(aq)}}}$
Вода смягчается, поскольку в ней больше нет растворенных ионов кальция и ионов магния.^[21]

Безопасность[править | править код]

Предельно допустимая концентрация аэрозоли кальцинированной соды в воздухе производственных помещений — 2 мг/м³^[3]. Кальцинированная сода относится к веществам 3-го класса опасности. Аэрозоль кальцинированной соды при попадании на влажную кожу и слизистые оболочки глаз и носа может вызвать раздражение, а при длительном воздействии — дерматит.

Тривиальные названия[править | править код]

Сода — общее название технических натриевых солей угольной кислоты.

Na₂CO₃ (карбонат натрия) — кальцинированная сода, бельевая сода
Na₂CO₃·10H₂O (декагидрат карбоната натрия, содержит 62,5 % кристаллизационной воды) — стиральная сода; иногда выпускается в виде Na₂CO₃·H₂O или Na₂CO₃·7H₂O
NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия) — пищевая сода, натрий двууглекислый, бикарбонат натрия

«Сода» в европейских языках происходит, вероятно, от арабского «suwwad» — общего названия различных видов солянок, растений, из золы которых её добывали в средние века; существуют и другие версии^[22]. Кальцинированная сода (карбонат натрия) называется так потому, что для получения её из кристаллогидрата последний «кальцинируют» (лат. calcinatio, от calx, по сходству с процессом обжига извести), то есть прокаливают.

Примечания[править | править код]

↑ ¹ ² ³ ⁴ Михаил Коломиец, Любовь Михайлова. Рынок кальцинированной соды: состояние и прогнозы // The Chemical Journal : журнал. — 2005. — Ноябрь. — С. 28-32. Архивировано 23 января 2022 года.
↑ Pradyot, Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. — The McGraw-Hill Companies, Inc., 2003. — P. 861. — ISBN 978-0-07-049439-8.
↑ ¹ ² Рукк, 1992.
↑ Аликберова, 2013.
↑ T. W. Richards and A. H. Fiske (1914). “On the transition temperatures of the transition temperatures of the hydrates of sodium carbonate as fix points in thermometry”. Journal of the American Chemical Society. 36 (3): 485—490. DOI:10.1021/ja02180a003. Архивировано из оригинала 2020-06-14. Дата обращения 2021-10-22.
↑ A. Pabst. On the hydrates of sodium carbonate. Дата обращения: 22 октября 2021. Архивировано 3 ноября 2021 года.
↑ Б. Б. Намсараев, Д. Д. Бархутова. Содовые озёра Южного Забайкалья-уникальные экосистемы // Вестник Бурятского Государственного Университета:Биология.География : журнал. — 2018. — № 1. — С. 82-86. — doi:10.18101/2587-7143-2018-1-82-86. Архивировано 12 ноября 2021 года.
↑ Юрий Константинов. Лечение содой. Народные рецепты. Архивировано 3 февраля 2019 года. — Litres 2019 isbn 5040325053
↑ Soda Ash Statistics and Information (USGS). Архивировано 13 ноября 2021 года. – 2020 mineral commodity summary. Архивировано 13 июля 2020 года.
↑ Lazenby, Henry US soda ash producers aim to capture more market share with cleaner footprint (англ.). Mining Weekly (26 июня 2014). Дата обращения: 22 августа 2020. Архивировано 20 ноября 2017 года.
↑ Барилла // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
↑ Hooper, Robert. Lexicon Medicum. — 1848. — London : Longman, 1802. — P. 1198–9.
↑ ¹ ² Christian Thieme (2000), Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, ISBN 978-3527306732, DOI 10.1002/14356007.a24_299.
↑
Clow, Archibald and Clow, Nan L. (1952). Chemical Revolution, (Ayer Co Pub, June 1952), pp. 65–90. ISBN 0-8369-1909-2.
↑ Kiefer, David M. (January 2002). “It was all about alkali”. Today’s Chemist at Work. 11 (1): 45—6. Архивировано из оригинала 2019-04-04. Дата обращения 2021-10-22.
↑ Global soda ash industry — emerging dynamics — Blogs — Televisory
↑ История создания и развития Березниковского содового завод. Архивировано 19 августа 2019 года., Государственный архив Пермской области, 1997
↑ WebCite query result
↑ Патент на изобретение. Дата обращения: 6 октября 2013. Архивировано из оригинала 8 июля 2014 года.
↑ Гурлев, 1988, с. 298.
↑ ¹ ² Архивированная копия. Дата обращения: 22 октября 2021. Архивировано 7 июля 2021 года.
↑ «Soda»: An etymological «headache»? Дата обращения: 6 февраля 2019. Архивировано 7 февраля 2019 года.

Литература[править | править код]

Гурлев Д. С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988.
Рукк Н. С. Натрия карбонат // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди — Полимерные. — С. 182. — 639 с. — 48 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.

Ссылки[править | править код]

НА́ТРИЯ КАРБОНА́Т : [арх. 6 сентября 2022] / Аликберова Л. Ю. // Нанонаука — Николай Кавасила. — М. : Большая российская энциклопедия, 2013. — С. 130. — (Большая российская энциклопедия : [в 35 т.] / гл. ред. Ю. С. Осипов ; 2004—2017, т. 22). — ISBN 978-5-85270-358-3.
ГОСТ 5100-85 Сода кальцинированная техническая. Технические условия (с Изменением N 1). Государственный комитет СССР по стандартам. Дата обращения: 11 апреля 2019.
ГОСТ 83-79 Натрий углекислый Технические условия. Государственный комитет СССР по стандартам. Дата обращения: 29 декабря 2021.

Источник

Карбонат натрия

Систематическое
наименование

Карбонат натрия

Традиционные названия

кальцинированная сода, углекислый натрий

Хим. формула

Na₂CO₃

Молярная масса

105,99 г/моль

Плотность

2,53 г/см³

Температура

• плавления

854 °C

• разложения

1000 °C

Константа диссоциации кислоты pKa

10,33

Растворимость

• в воде при 20 °C

21,8 г/100 мл

ГОСТ

ГОСТ 5100-85

Рег. номер CAS

497-19-8

PubChem

10340

Рег. номер EINECS

207-838-8

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

CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L

Кодекс Алиментариус

E500(i)

RTECS

VZ4050000

ChEBI

29377

ChemSpider

9916

ЛД₅₀

4 г/кг (крысы, орально)

Пиктограммы СГС

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) — неорганическое соединение, натриевая соль угольной кислоты с химической формулой Na₂CO₃. Бесцветные кристаллы или белый порошок, хорошо растворимый в воде. В промышленности в основном получают из хлорида натрия по методу Солвэ. Применяют при изготовлении стекла, для производства моющих средств, используют в процессе получения алюминия из бокситов и при очистке нефти.

Содержание

1 Свойства
2 Нахождение в природе
3 Получение
- 3.1 Способ Леблана
- 3.2 Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)
- 3.3 Способ Хоу
  - 3.3.1 Сравнение способов
4 Применение
5 Безопасность
6 Тривиальные названия

Свойства

Имеет вид бесцветных кристаллов или белого порошка. Существует в нескольких разных модификациях: α-модификация с моноклинной кристаллической решеткой образуется при температуре до 350 °C, затем, при нагреве выше этой температуры и до 479 °C осуществляется переход в β-модификацию, также имеющую моноклинную кристаллическую решетку. При увеличении температуры выше 479 °C соединение переходит γ-модификацию с гексагональной решеткой. Плавится при 854 °C, при нагреве выше 1000 °C разлагается с образованием оксида натрия и диоксида углерода.

Кристаллогидраты карбоната натрия существуют в разных формах: бесцветный моноклинный Na₂CO₃·10H₂O, при 32,017 °C переходит в бесцветный ромбический Na₂CO₃·7H₂O, последний при нагревании до 35,27 °C бесцветный переходит в ромбический Na₂CO₃·H₂O. В интервале 100—120 °C моногидрат теряет воду.

Свойства карбоната натрия

Параметр	Безводный карбонат натрия	Декагидрат Na₂CO₃·10H₂O
Молекулярная масса	105,99 а. е. м.	286,14 а. е. м.
Температура плавления	854 °C	32 °C
Растворимость	Не растворим в ацетоне, и сероуглероде, малорастворим в этаноле, хорошо растворим в глицерине и воде
Плотность ρ	2,53 г/см³ (при 20 °C)	1,446 г/см³ (при 17 °C)
Стандартная энтальпия образования ΔH	−1131 кДж/моль (т) (при 297 К)	−4083,5 кДж/моль ((т) (при 297 К)
Стандартная энергия Гиббса образования G	−1047,5 кДж/моль (т) (при 297 К)	−3242,3 кДж/моль ((т) (при 297 К)
Стандартная энтропия образования S	136,4 Дж/моль·K (т) (при 297 К)
Стандартная мольная теплоёмкость C_p	109,2 Дж/моль·K (жг) (при 297 К)

Растворимость карбоната натрия в воде

Температура, °C	0	10	20	25	30	40	50	60	80	100	120	140
Растворимость, г Na₂CO₃ на 100 г H₂O	7	12,2	21,8	29,4	39,7	48,8	47,3	46,4	45,1	44,7	42,7	39,3

CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

Нахождение в природе

В природе сода встречается в золе некоторых морских водорослей, а также в виде минералов:

нахколит NaHCO₃
трона Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O
натрит (сода) Na₂CO₃·10H₂O
термонатрит Na₂CO₃·Н₂O.

Современные содовые озёра известны в Забайкалье и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Сирлс в Калифорнии. Трона, имеющая промышленное значение, открыта в 1938 в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Вайоминг, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит, который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США природная сода удовлетворяет более 40 % потребности страны в этом полезном ископаемом.

Получение

Способ Леблана

В 1791 году французский химик Никола Леблан получил патент на «Способ превращения глауберовой соли в соду». По этому способу при температуре около 1000 °C запекается смесь сульфата натрия («глауберовой соли»), мела или известняка (карбоната кальция) и древесного угля. Уголь восстанавливает сульфат натрия до сульфида:

Na₂SO₄ + 2 C → Na2S + 2CO₂

Сульфид натрия реагирует с карбонатом кальция:

Na₂S + CaCO₃ → Na₂CO₃ + CaS

Сульфат натрия получали обработкой каменной соли (хлорида натрия) серной кислотой:

2 NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 HCl

Выделявшийся в ходе реакции хлороводород улавливали водой с получением соляной кислоты.

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)

В 1861 году бельгийский инженер-химик Эрнест Сольве запатентовал метод производства соды, который используется и по сей день.

NH₃ + CO₂ + H₂O + NaCl → NaHCO₃ + NH₄Cl

2NaHCO₃ →^ot Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция.

Первый содовый завод такого типа в мире был открыт в 1863 в Бельгии; первый завод такого типа в России был основан в районе уральского города Березники фирмой «Любимов, Сольве и Ко» в 1883 году. Его производительность составляла 20 тысяч тонн соды в год. В 2010 году ФАС России отказала фирме Solvay в покупке этого завода, разрешив покупку группе Башкирская химия (ей также принадлежит завод Сода).

До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах.

Способ Хоу

Сравнение способов

По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH₄Cl вместо CaCl₂ по методу Сольве.

Применение

Карбонат натрия используют в стекольном производстве; мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков; эмалей, для получения ультрамарина. Также он применяется для смягчения воды паровых котлов и вообще уменьшения жёсткости воды, для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна. Карбонат натрия — исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄. Может использоваться в сигаретных фильтрах.

В фотографии используется в составе проявителей как ускоряющее средство.

Самостоятельно добавляется в моторное масло для предотвращения полимеризации. Концентрация 2 г на 1 л масла.

Безопасность

Предельно допустимая концентрация аэрозоли кальцинированной соды в воздухе производственных помещений — 2 мг/м³. Кальцинированная сода относится к веществам 3-го класса опасности. Аэрозоль кальцинированной соды при попадании на влажную кожу и слизистые оболочки глаз и носа может вызвать раздражение, а при длительном воздействии ее — дерматит.

Тривиальные названия

Сода — общее название технических натриевых солей угольной кислоты.

Na₂CO₃ (карбонат натрия) — кальцинированная сода, бельевая сода
Na₂CO₃·10H₂O (декагидрат карбоната натрия, содержит 62,5 % кристаллизационной воды) — стиральная сода; иногда выпускается в виде Na₂CO₃·H₂O или Na₂CO₃·7H₂O
NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия) — пищевая сода, натрий двууглекислый, бикарбонат натрия

«Сода» в европейских языках происходит, вероятно, от арабского «suwwad» — общего названия различных видов солянок, растений, из золы которых её добывали в средние века; существуют и другие версии. Кальцинированная сода (карбонат натрия) называется так потому, что для получения её из бикарбоната последний «кальцинируют» (лат. calcinatio, от calx, по сходству с процессом обжига извести), то есть прокаливают.

Источник

Карбонат натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Карбонат натрия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Na₂CO₃.

Краткая характеристика карбоната натрия

Физические свойства карбоната натрия

Получение карбоната натрия

Химические свойства карбоната натрия

Химические реакции карбоната натрия

Применение и использование карбоната натрия

Краткая характеристика карбоната натрия:

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула карбоната кальция Na₂CO₃.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – неорганическое соединение, натриевая соль угольной кислоты.

Карбонат натрия не следует путать с гидрокарбонатом натрия (пищевой содой) NaHCO₃ и с гидроксидом натрия (каустической содой) NaOH.

Карбонат натрия – бесцветные кристаллы, в обычных условиях представляет собой порошок белого цвета, которые плавятся при температуре 854 °C без разложения и разлагаются при дальнейшем нагревании – при температуре свыше 1000 °C.

Карбонат натрия имеет три модификации:

– α-модификация. Имеет моноклинную кристаллическую решетку, образуется при температуре до 350 °C;

– β-модификация. Образуется при нагреве свыше 350 °C и до 479 °C. Также имеет моноклинную кристаллическую решетку;

– γ-модификация. Образуется при нагреве свыше 479 °C. Имеет гексагональную кристаллическую решетку.

Хорошо растворяется в воде, создавая сильнощелочную среду, а также в глицерине. Малорастворим в этаноле. Не растворим в ацетоне и сероуглероде.

В природе карбонат натрия встречается в виде минералов:

– нахколита, имеющего химическую формулу NaHCO₃. Нахколит – минерал подкласса карбонатов, кристаллическая форма бикарбоната натрия. Название образовано по первым буквам символов химических элементов, входящих в его состав: Na, H, C и О;

– трона, имеющего химическую формулу Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O. Название трон происходит от арабского названия природной соли. Другое название трона – египетская соль;

– натрита, имеющего химическую формулу Na₂CO₃·10H₂O. Натрит – это декагидрат карбоната натрия. Другое название натрита – натрон, кристаллическая сода или сода;

– термонатрита, имеющего химическую формулу Na₂CO₃·Н₂O. Термонатрит – моногидрат карбоната натрия. Образуется при дегидратации декагидрата карбоната натрия Na₂CO₃·10H₂O. Другое название термонатрита – сода или кристаллическая сода.

Карбонат натрия также встречается в золе некоторых морских водорослей.

В пищевой промышленности используется 3 типа карбоната натрия:

– добавка Е500(i) – карбонат натрия (Sodium Carbonate) с химической формулой Na₂CO₃;

– добавка Е500(ii) – гидрокарбонат натрия (Sodium bicarbonate, Sodium hydrogen carbonate) с химической формулой NaHCO₃. Гидрокарбонат натрия именуется также питьевой содой, пищевой содой, двууглекислой содой, натрием двууглекислым, бикарбонатом натрия.

– добавка Е500(iii) – смесь карбоната и гидрокарбоната натрия (Sodium Sesquicarbonate).

Физические свойства карбоната натрия:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	Na₂CO₃
Синонимы и названия иностранном языке	sodium carbonate (англ.) натрий углекислый (рус.) сода кальцинированная (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	бесцветные моноклинные кристаллы
Цвет	бесцветный, белый
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см³	2,53
Температура разложения, °C	1000
Температура плавления, °C	854
Растворимость в воде, при 20 ⁰С, г/100 мл	21,8
Константа диссоциации кислоты, pK_a	10,33
Молярная масса, г/моль	105,99

* Примечание:

— нет данных.

Получение карбоната натрия:

В промышленности карбонат натрия получают несколькими способами:

1. способом Сольве (аммиачный способ):

NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ → NaHCO₃ + NH₄Cl;

NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (t = 140-160 °C).

Через насыщенный раствор хлорида натрия пропускают смесь газов, состоящую из аммиака и оксида углерода, в результате образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия (9,6 г на 100 г воды при 20 °C), который затем отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140-160 °C. В результате образуется карбонат натрия.

Образовавшийся CO₂ возвращают в производственный цикл.

Хлорид аммония NH₄Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)₂:

NH₄Cl + Са(ОН)₂ → СаCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O.

Полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция.

2. способом Хоу.

NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ → NaHCO₃ + NH₄Cl;

NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (t = 140-160 °C).

Способ Хоу отличается от процесса Сольве тем, что не используется гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 °C подается диоксид углерода и аммиак. Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 °C. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды. Данный способ отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

Образовавшийся хлорид аммония NH₄Cl используют в дальнейшем как самостоятельный продукт в качестве удобрения.

В лаборатории карбонат натрия получают:

3. в результате реакции взаимодействия карбоната кальция с сульфидом натрия:

Na₂S + CaCO₃ → Na₂CO₃ + CaS (t = 1200 ^oС).

Химические свойства карбоната натрия. Химические реакции карбоната натрия:

Карбонат натрия – это средняя соль, образованная слабой кислотой – угольной (H₂CO₃) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH).

Водные растворы Na₂CO₃ имеют щелочную реакцию.

Для карбоната натрия характерны следующие химические реакции:

1. реакция карбоната натрия и углерода:

Na₂CO₃ + 2C → 2Na + 3CO (t = 900-1000 ^oС).

В результате реакции образуются оксид углерода и натрий.

2. реакция карбоната натрия и брома:

3Br₂ + 3Na₂CO₃ → 5NaBr + NaBrO₃ + 3CO₂.

В результате реакции образуются бромид натрия, бромат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

3. реакция карбоната натрия и йода:

3Na₂CO₃ + 3I₂ → 5NaI + NaIO₃ + 3CO₂.

В результате реакции образуются йодид натрия, йодат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

4. реакция карбоната натрия и хлора:

3Na₂CO₃ + 3Cl₂ → 5NaCl + NaClO₃ + 3CO₂.

В результате реакции образуются хлорид натрия, хлорат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

5. реакция карбоната натрия и азотной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HNO₃ → 2NaNO₃ + CO₂ + H₂O.

В результате реакции образуются нитрат натрия, углекислый газ и вода. В ходе реакции азотная кислота используется в виде разбавленного раствора.

6. реакция карбоната натрия и угольной кислоты:

H₂CO₃ + Na₂CO₃ → 2NaHCO₃.

В результате реакции образуется гидрокарбонат натрия.

7. реакция карбоната натрия и ортофосфорной кислоты:

Na₂CO₃ + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + H₂O + CO₂,

Na₂CO₃ + 2H₃PO₄ → 2NaH₂PO₄ + H₂O + CO₂,

3Na₂CO₃ + 2H₃PO₄ → 2Na₃PO₄ + 3H₂O + 3CO₂ (t^o).

В результате реакции в первом случае образуются гидроортофосфат натрия, углекислый газ и вода, во втором случае – дигидроортофосфат натрия, углекислый газ и вода, в третьем случае – ортофосфат натрия, углекислый газ и вода. В ходе реакции в первом и третьем случае ортофосфорная кислота используется в виде разбавленного раствора, во втором – в виде концентрированного раствора. Карбонат натрия в первой и второй реакциях используется в виде разбавленного раствора, в ходе третьей – в виде концентрированного раствора. Третья реакция протекает при кипении.

Аналогичные реакции протекают и с другими кислотами.

8. реакция карбоната натрия и фтороводорода:

Na₂CO₃ + 2HF → 2NaF + CO₂ + H₂O.

В результате реакции образуются фторид натрия, углекислый газ и вода. В ходе реакции фтороводород используется в виде разбавленного раствора.

9. реакция карбоната натрия и оксида кремния:

Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂ (t = 1150 ^oС).

В результате реакции образуются углекислый газ и метасиликат натрия.

10. реакция карбоната натрия и оксида серы:

SO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SO₃ + CO₂,

2SO₂ + Na₂CO₃ → Na₂S₂O₅ + CO₂ (t = 40-60^oС).

В первом случае в результате реакции образуются углекислый газ и сульфат натрия. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного раствора. Реакция протекает при комнатной температуре.

В первом случае в результате реакции образуются углекислый газ и дисульфит натрия. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного раствора. Реакция протекает при температуре 40-60^oС.

11. реакция карбоната натрия и оксида алюминия:

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂ (t = 1000-1200 ^oС).

В результате реакции образуются углекислый газ и алюминат натрия.

12. реакция карбоната натрия и оксида железа:

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaFeO₂ + CO₂ (t = 800-900 ^oС).

В результате реакции образуются углекислый газ и феррит натрия.

13. реакция карбоната натрия и воды (гидролиза карбоната натрия):

Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH.

В результате реакции образуются гидрокарбонат натрия и гидроксид натрия. Реакция носит обратимый характер.

14. реакция карбоната натрия, оксида кальция и воды:

Na₂CO₃ + CaO + H₂O → CaCO₃ + 2NaOH.

В результате реакции образуются карбонат кальция и гидроксид натрия.

15. реакция карбоната натрия, оксида углерода и воды:

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃.

В результате реакции образуется гидрокарбонат натрия. Данная реакция представляет собой способ получения питьевой соды путем пропускания оксида углерода через холодный раствор карбоната натрия.

16. реакция карбоната натрия и гидроксида кальция (каустификации соды):

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2NaOH.

В результате реакции образуются карбонат кальция и гидроксид натрия. Данная реакция представляет собой метод получения гидроксида натрия. Равновесие реакции смещено в сторону образования NaOH за счет плохой растворимости CaCO₃.

17. реакция термического разложения карбоната натрия:

Na₂CO₃ → Na₂O + CO₂ (t = 1000 ^oС).

В результате реакции образуются углекислый газ и оксид натрия.

Применение и использование карбоната натрия:

Карбонат натрия используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:

– в стекольном производстве;

– в бытовой химии: в стиральных и чистящих порошках;

– в мыловарении;

– в производстве эмалей для получения ультрамарина;

– для смягчения воды паровых котлов;

– для уменьшения жёсткости воды;

– для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна;

– в пищевой промышленности в качестве пищевой добавки E500 – регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию;

– в нефтяной промышленности в сочетании с поверхностно-активными веществами для снижения межфазного натяжения между водой и нефтью;

– в химической промышленности как исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄;

– в табачной промышленности (в сигаретных фильтрах);

– в фотографии в составе проявителей как ускоряющее средство;

– в моторном масле для предотвращения полимеризации (концентрация 2 г на 1 л масла).

карбонат натрия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие карбоната натрия
реакции

Коэффициент востребованности
8 349

Источник

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: CNa₂O₃

Химический состав Карбоната натрия

Символ	Элемент	Атомный вес	Число атомов	Процент массы
C	Углерод	12,011	1	11,3%
Na	Натрий	22,99	2	43,4%
O	Кислород	15,999	3	45,3%

Молекулярная масса: 105,988

Карбона́т на́трия Na₂CO₃ — химическое соединение, натриевая соль угольной кислоты.

Тривиальные названия

Сода — общее название технических натриевых солей угольной кислоты.

Na₂CO₃ (карбонат натрия) — кальцинированная сода, бельевая сода
Na₂CO₃·10H₂O (декагидрат карбоната натрия, содержит 62,5 % кристаллизационной воды) — стиральная сода; иногда выпускается в виде Na₂CO₃·H₂O или Na₂CO₃·7H₂O
NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия) — пищевая сода, натрий двууглекислый (устар.), бикарбонат натрия

Название «сода» происходит от растения солянка содоносная (лат. Salsola soda), из золы которого её добывали. Кальцинированной соду называли потому, что для получения её из кристаллогидрата приходилось его кальцинировать (то есть нагревать до высокой температуры).

Каустической содой называют гидроксид натрия (NaOH).

Оксиды и гидроксиды

Вид	Для Na	Для С
Гидроксид	NaOH	H₂CO₃
Оксид	Na₂O	CO₂

Нахождение в природе

В природе сода встречается в золе некоторых морских водорослей, а также в виде следующих минералов:

нахколит NaHCO₃
трона Na₂CO₃·NaHCO₃·H₂O
натрит (сода) Na₂CO₃·10H₂O
термонатрит Na₂CO₃·Н₂O.

Получение

До начала XIX века карбонат натрия получали преимущественно из золы некоторых морских водорослей и прибрежных растений.

Способ Леблана

Na₂SO₄ + 2C → Na₂S + 2CO₂↑.
Сульфид натрия реагирует с карбонатом кальция:

Na₂S + СаСО₃ → Na₂CO₃ + CaS.
Полученный расплав обрабатывают водой, при этом карбонат натрия переходит в раствор, сульфид кальция отфильтровывают, затем раствор карбоната натрия упаривают. Сырую соду очищают перекристаллизацией. Процесс Леблана даёт соду в виде кристаллогидрата (см. выше), поэтому полученную соду обезвоживают кальцинированием.

Сульфат натрия получали обработкой каменной соли (хлорида натрия) серной кислотой:

2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl↑.
Выделявшийся в ходе реакции хлороводород улавливали водой с получением соляной кислоты.

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)

В насыщенный раствор хлорида натрия пропускают эквимолярные количества газообразных аммиака и диоксида углеродадиоксида углерода, то есть как бы вводят гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃:

NH₃ + CO₂ + H₂O + NaCl → NaHCO₃ + NH₄Cl.
Выпавший остаток малорастворимого (9,6 г на 100 г воды при 20 °C) гидрокарбоната натрия отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140—160 °C, при этом он переходит в карбонат натрия:

2NaHCO₃ →(t) Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O.
Образовавшийся CO₂ возвращают в производственный цикл. Хлорид аммония NH₄Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)₂:

2NH4Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O,
и полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция, не имеющий широкого промышленного применения, кроме использования в качестве противообледеняющего реагента для посыпания улиц.

До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах.

Способ Хоу

Сравнение способов

По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH₄Cl вместо CaCl₂ по методу Сольве.

Свойства

Безводный карбонат натрия представляет собой бесцветный кристаллический порошок.
Свойства карбоната натрия

Параметр	Безводный карбонат натрия	Декагидрат Na₂CO₃·10H₂O
Молекулярная масса	105,99 а. е. м.	286,14 а. е. м.
Температура плавления	852 °C (по другим источникам, 853 °C)	32 °C
Растворимость	Не растворим в ацетоне, и сероуглероде, мало растворим в этаноле хорошо растворим в глицерине, и воде (см. таблицу ниже)	растворим в воде, не растворим в этаноле
Плотность ρ	2,53 г/см³ (при 20 °C)	1,446 г/см³ (при 17 °C)
Стандартная энтальпия образования ΔH	−1131 кДж/моль (т) (при 297 К)	−4083,5 кДж/моль ((т) (при 297 К)
Стандартная энергия Гиббса образования G	−1047,5 кДж/моль (т) (при 297 К)	−3242,3 кДж/моль ((т) (при 297 К)
Стандартная энтропия образования S	136,4 Дж/моль·K (т) (при 297 К)
Стандартная мольная теплоёмкость Cp	109,2 Дж/моль·K (жг) (при 297 К)

Растворимость карбоната натрия в воде

Температура, °С	Растворимость, г Na₂CO₃ на 100 г H₂O
0	7
10	12,2
20	21,8
25	29,4
30	39,7
40	48,8
50	47,3
60	46,4
80	45,1
100	44,7
120	42,7
140	39,3

CO₃²⁻ + H₂O ↔ HCO₃⁻ + OH⁻

Первая константа диссоциации угольной кислоты равна 4,5·10⁻⁷. Все кислоты, более сильные, чем угольная, вытесняют её в реакции с карбонатом натрия. Так как угольная кислота крайне нестойкая, она тут же разлагается на воду и углекислый газ:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

Применение

В пищевой промышленности карбонаты натрия зарегистрированы в качестве пищевой добавки E500, — регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию. Карбонат натрия (кальцинированная сода, Na₂CO₃) имеет код 500i, гидрокарбонат натрия (пищевая сода, NaHCO₃) — 500ii, их смесь — 500iii.

Одна из новейших технологий повышения нефтеотдачи пластов – АСП заводнение, в котором применяется сода в сочетании с ПАВ для снижения межфазного натяжения между водой и нефтью

Также используется для приготовления проявителя фотоматериалов.

Источник

Составьте формулу карбоната натрия и рассчитайте по ней относительно молекулярную массу, молярную массу и массовую. долю каждого элемента, количество атомов каждого элемента.

Ответ

Проверено экспертом

Ответ:

K₂CO₃ карбонат натрия

Mr(K₂CO₃)=2×39+12+3×16=78+12+48=138

M(K₂CO₃)=138г./моль

ω(K)=78÷138=0,565 ω%(K)=0,565×100%=56,5%

ω(C)=12÷138=0,087 ω%(C)=0,087 ×100%=8,7%

ω(O)=48÷138= 0,348 ω%(O)=0,348 ×100%=34,8%

Ответы и объяснения

Источник

Свойства[править | править код]

Гидраты[править | править код]

Нахождение в природе[править | править код]

Получение[править | править код]

Барилла и водоросли[править | править код]

Из нефелиновой руды[править | править код]

В качестве полезного ископаемого[править | править код]

Способ Леблана[править | править код]

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)[править | править код]

Способ Хоу[править | править код]

Сравнение способов[править | править код]

Применение[править | править код]

Производство стекла[править | править код]

Снижение жесткости воды[править | править код]

Безопасность[править | править код]

Тривиальные названия[править | править код]

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

Ссылки[править | править код]

Содержание

Свойства

Нахождение в природе

Получение

Способ Леблана

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)

Способ Хоу

Сравнение способов

Применение

Безопасность

Тривиальные названия

Карбонат натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Краткая характеристика карбоната натрия:

Физические свойства карбоната натрия:

Получение карбоната натрия:

Химические свойства карбоната натрия. Химические реакции карбоната натрия:

Применение и использование карбоната натрия:

Ответ

Проверено экспертом

Вам также может понравиться

Социальная сеть как найти пользователей

Как найти температуру спирали лампы

Как найти все возможные поисковики

Добавить комментарий Отменить ответ