Uhličitan sodný

Uhličitan sodný
Obecné
Systematický název	uhličitan sodný
Triviální název	soda
Ostatní názvy	prací soda
Latinský název	Natrii carbonas; Natrium carbonicum
Anglický název	Sodium carbonate
Německý název	Natriumcarbonat
Sumární vzorec	Na2CO3
Vzhled	bílý prášek nebo krystaly
Identifikace
Registrační číslo CAS	497-19-8; 5968-11-6 (monohydrát); 6132-02-1 (dekahydrát)
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)	207-838-8
Indexové číslo	011-005-00-2
PubChem	10340
Číslo RTECS	VZ4050000
Vlastnosti
Molární hmotnost	105,988 4 g/mol; 124,004 g/mol (monohydrát); 232,0964 g/mol (heptahydrát); 286,142 g/mol (dekahydrát)
Teplota tání	851 °C; 33,5 °C (heptahydrát, - H2O); 32,5 °C (dekahydrát, - H2O)
Teplota rozkladu	100 °C (monohydrát); 34 °C (dekahydrát)
Teplota dehydratace	100 °C (monohydrát)
Hustota	2,532 g/cm3; 2,250 g/cm3 (monohydrát) ; 1,51 g/cm3 (heptahydrát) ; 1,46 g/cm3 (dekahydrát)
Dynamický viskozitní koeficient	3,40 cP (887 °C); 2,32 cP (927 °C); 1,63 cP (967 °C)
Index lomu	nDa= 1,415; nDb= 1,535; nDc= 1,546; monohydrát ; nDa= 1,420; nDb= 1,506; nDc= 1,524 ; dekahydrát ; nDa= 1,405; nDb= 1,425; nDc= 1,440
Tvrdost	1–1,5 (monohydrát)
Disociační konstanta pKb	3,67
Rozpustnost ve vodě	7 g/100 g (0 °C); 12,2 g/100 g (10 °C); 21,8 g/100 g (20 °C); 29,4 g/100 g (25 °C); 39,7 g/100 g (30 °C); 48,8 g/100 g (40 °C); 47,3 g/100 g (50 °C); 46,4 g/100 g (60 °C); 45,1 g/100 g (80 °C); 44,7 g/100 g (100 °C); 42,7 g/100 g (120 °C); 39,3 g/100 g (140 °C); monohydrát; 8,2 g/100 g (0 °C) ; 26,1 g/100 g (20 °C) ; 58,89 g/100 g (60 °C) ; 56,53 g/100 g (100 °C) ; heptahydrát; 16,90 g/100 g (0 °C); 38,9 g/100 g (25 °C) ; dekahydrát ; 21,06 g/100 g (0 °C) ; 93,67 g/100 g (20 °C) ; 593 g/100 g (60 °C) ; 542 g/100 g (100 °C)
Rozpustnost v polárních; rozpouštědlech	methanol (málo); ethanol (ne); glycerol
Relativní permitivita εr	8,75 ; 5,3 (dekahydrát)
Měrná magnetická susceptibilita	−5,177×10−6 cm3g−1
Povrchové napětí	211 mN/m (870 °C); 209,1 mN/m (900 °C); 207,1 mN/m (950 °C); 204,6 mN/m (1 000 °C)
Struktura
Krystalová struktura	kosočtverečná; kosočtverečná (monohydrát); kosočtverečná (heptahydrát); jednoklonná bazálně centrovaná (dekahydrát)
Hrana krystalové mřížky	dekahydrát; a= 1 275,4 pm; b= 900,9 pm; c= 1 259,7 pm; β= 115°51´
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−1 130,68 kJ/mol; −1 431,3 kJ/mol (monohydrát); −3 200,0 kJ/mol (heptahydrát); −4 081,3 kJ/mol (dekahydrát)
Entalpie tání ΔHt	311 J/g
Entalpie rozpouštění ΔHrozp	−217 J/g (20 °C) ; 275 J/g (dekahydrát, 18 °C)
Standardní molární entropie S°	134,96 J K−1 mol−1; 168,1 J K−1 mol−1 (monohydrát); 426,8 J K−1 mol−1 (heptahydrát); 564,0 J K−1 mol−1 (dekahydrát)
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°	−1 044,49 J/mol; −1 285,4 kJ/mol (monohydrát); −2 714,6 kJ/mol (heptahydrát); −3 428,2 kJ/mol (dekahydrát)
Izobarické měrné teplo cp	1,059 5 J K−1 g−1; 1,174 2 J K−1 g−1 (monohydrát); 1,923 2 J K−1 g−1 (dekahydrát)
Bezpečnost
	; GHS07; Varování
H-věty	H319
P-věty	P305+351+338
R-věty	R36
S-věty	(S2) S22 S26
NFPA 704	0 2 1
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Uhličitan sodný (Na₂CO₃), též soda, soda na praní, těžká/lehká soda nebo kalcinovaná (kalc.) soda, je anorganická sloučenina. Je to sodná sůl kyseliny uhličité. V bezvodém stavu jde o bílý prášek tající při 851 °C. Ve vodě se snadno rozpouští za uvolnění hydratačního tepla. Krystalizací za laboratorní teploty lze získat nejdůležitější hydrát, tzv. krystalovou sodu (Na₂CO₃·10H₂O) – uhličitan sodný, dekahydrát. Vodné roztoky sody jsou silně zásadité z důvodu hydrolytického štěpení (je to sůl silné zásady a slabé kyseliny). Soda se synteticky vyrábí ve velkém množství z chloridu sodného Solvayovým procesem.

Historie

Soda patří k nejdůležitějším produktům chemického průmyslu. Nachází využití v rozmanitých výrobách, jako např. v keramice, textilním průmyslu (barvení a zpracování bavlny), při výrobě mýdel, ve sklářství, při výrobě buničiny, v pracích a odmašťovacích prostředcích, v chemickém průmyslu jako levná alkálie atd. Současná výroba sody na světě přesáhla 32 mil. t/rok.

Soda je známa od nepaměti. Již ve starém Egyptě byla k dispozici přírodní usazenina obsahující 4 % Na₂CO₃ a 25 % NaHCO₃, která se používala např. při mumifikaci. Do 18. století byla soda vyráběna spalováním rostlin rostoucích na mokrých a slaných půdách. Popel byl poté kalcinován a vyluhován. Vzniklý produkt obsahující podle provenience od 3 do 30 % Na₂CO₃, byl drahý a dostupný jen v omezeném množství. V 18. století se zvýšila poptávka zejména po skle, mýdle a textilu a dostupné zdroje sody přestaly dostačovat. Proto r. 1775 Francouzská akademie věd vyhlásila soutěž o nejlepší postup, jak z dostupných surovin vyrobit sodu. Soutěž vyhrál francouzský lékař Nicolas Leblanc, který založil první výrobnu sody podle svého postupu, která však zkrachovala a vynálezce skončil sebevraždou v chudobinci.

Leblancův postup byl realizován v Anglii, která nutně potřebovala sodu na zpracování bavlny dovážené z kolonií. První anglická výrobna byla uvedena do provozu r. 1829. Výroba sody Leblancovým postupem dosáhla vrcholu kolem r. 1880, kdy Anglie produkovala ročně 500 t a zbytek světa 250 t. Výroba sody Leblancovým postupem potom začala upadat, protože byl průmyslově realizován energeticky výhodnější Solvayův postup, který produkoval méně odpadů a poskytoval kvalitnější sodu. Belgičan Ernest Solvay vyřešil problém jak obrátit směr reakce a technicky postup realizoval. V r. 1865 již byla v Belgii první výrobna sody s kapacitou 1,5 t/den. V Německu byla první Solvayova jednotka uvedena do provozu r. 1880. Solvayův proces zcela vytlačil Leblancův postup počátkem 20. let 20. století a r. 1923 byla zastavena poslední výrobna sody postupem podle Leblanca.

Po 2. světové válce nabyla na důležitosti výroba sody z minerálu trona, Na₂CO₃.NaHCO₃.2H₂O, který byl objeven r. 1937. Výroba z trony je ekologická, investičně málo náročná a poskytuje levný produkt. V USA jsou dnes v provozu jen čtyři Solvayovy jednotky a většina sody je vyráběna z trony. Jelikož v Evropě není trona k dispozici, vyrábí se zde soda stále Solvayovým postupem. Výroba sody z trony kryje přibližně 30 % její celosvětové spotřeby.

Přestože jediná výrobna sody Solvayovým postupem na českém území ukončila činnost počátkem 90. let, nelze tuto technologii pominout. Zavedení výroby sody Leblancovým postupem totiž představuje počátek chemické technologie. Pro průmyslovou realizaci postupu bylo třeba vyvinout nová, do té doby neznámá, zařízení a postupy, jako např. absorbéry, rotační pec, protiproudé vyluhování, která se v mírně modifikované formě používají dodnes. Solvayův postup byl zase prvním cyklickým procesem omezujícím vznik odpadních látek na dosažitelné minimum.^[2]

Použití

Soda se používá při výrobě skla, papíru a detergentů. Časté je i použití jako prostředku pro vytvoření zásaditého prostředí.

V domácnosti je soda používána jako změkčovadlo vody. Váže ionty hořčíku a vápníku za vzniku patřičných nerozpustných uhličitanů. Bez jejího použití by bylo nutné použít nadbytečné množství pracího prostředku.

Soda je často používána ve fotografických procesech jako pH regulátor k zajištění stabilního zásaditého prostředí nutného pro správnou funkci vývojek.

Zajímavostí je, že se během historie používal jako přísada do nejrůznějších antikoncepčních směsí. Ve starém Egyptě (zmínka z písemnosti z období XII. dynastie) se používala pasta z včelího medu a uhličitanu sodného. V Římě za císařů Traiana a Hadriana se zase míchal s dření fíků. Tyto směsi měly po natření pochvy zabránit otěhotnění.^[zdroj⁠?!]

Výskyt

Soda je rozpustná ve vodě, ale může se přirozeně vyskytovat ve vyprahlých oblastech, obzvláště na místech vyschlých jezer. Soda z těchto zdrojů byla již v pradávných dobách používána v Egyptě k mumifikaci a k výrobě skla. Uhličitan sodný se vyskytuje ve formě tří hydrátů: Dekahydrátu, heptahydrátu a monohydrátu.

Výroba

Existují dva základní výrobní postupy pro výrobu sody – Solvayův a Leblancův proces.

Solvayův proces

V roce 1861 belgický chemik Ernest Solvay objevil metodu na přeměnu chloridu sodného na uhličitan sodný za použití amoniaku. Postup spočívá v tvorbě poměrně málo rozpustného hydrogenuhličitanu sodného (NaHCO₃) reakcí hydrogenuhličitanu amonného a chloridu sodného ve vodném roztoku:

NaCl + NH₄HCO₃ → NaHCO₃ + NH₄Cl

Technicky se postupuje tak, že se do téměř nasyceného roztoku NaCl zavádí nejprve amoniak a poté oxid uhličitý. Vzniklý hydrogenuhličitan sodný se odfiltruje a zahříváním (kalcinací) převede na uhličitan sodný (kalcinovanou sodu):

2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Takto získaný oxid uhličitý se znovu odvádí zpět do výroby. Vzniklý chlorid amonný je podroben reakci s hydroxidem vápenatým za vzniku odpadního chloridu vápenatého a uvolnění amoniaku který je znovu použit ve výrobě.

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

Leblancův proces

Tento způsob výroby byl vypracován r. 1791 Leblancem na základě ceny vypsané francouzskou Akademií.

Na chlorid sodný se působí koncentrovanou kyselinou sírovou za vzniku síranu sodného a kyseliny chlorovodíkové.

2 NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 HCl

Síran sodný se poté smísí s uhličitanem vápenatým (vápencem) a uhlím a taví se v peci. Během pálení probíhá tato reakce:

Na₂SO₄ + CaCO₃ + 2 C → Na₂CO₃ + 2 CO₂ + CaS

Z vychladlé taveniny je poté uhličitan sodný vyloužen vodou.

Odkazy

Reference

Technické informace o výrobách jsou čerpány z Anorganické chemie I., Heinricha Remyho, rok vydání 1961

↑ ^a ^b Sodium carbonate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
↑ SÖHNEL, Otakar; RICHTER, Miroslav. Průmyslové technologie I.. [s.l.]: FŽP UJEP Ústí nad Labem, 1999. 120 s. ISBN 80-7044-278-6.

Související články

Hydrogenuhličitan sodný

Literatura

VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.

Externí odkazy

Obrázky, zvuky či videa k tématu uhličitan sodný na Wikimedia Commons
PRÁŠILOVÁ, Jana; KAMENÍČEK, Jiří. Výroba uhličitanu sodného. Text pro učitele [online]. Olomouc: 2013 [cit. 2016-04-14]. Dostupné online.

[pubchem_cid_10340-1] Sodium carbonate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)

[2] SÖHNEL, Otakar; RICHTER, Miroslav. Průmyslové technologie I.. [s.l.]: FŽP UJEP Ústí nad Labem, 1999. 120 s. ISBN 80-7044-278-6.

[1]

[2]

Anorganické soli sodné

Halogenidy a pseudohalogenidy	Fluorid sodný (Na F) • Hydrogendifluorid sodný (Na H F₂) • Bromid sodný (Na Br) • Chlorid sodný (Na Cl) • Jodid sodný (Na I) • Kyanid sodný (Na C N) • Kyanatan sodný (Na O C N) • Isokyanát sodný (Na N C O) • Thiokyanatan sodný (Na S C N)

Soli kyslíkatých kyselin (neuvedeny soli se záměnou kyslíku za jiný prvek, složené a „zásadité“)	Chlornan sodný (Na O Cl) • Chloritan sodný (Na Cl O₂) • Chlorečnan sodný (Na Cl O₃) • Chloristan sodný (Na Cl O₄) • Bromnan sodný (Na O Br) • Bromitan sodný (Na Br O₂) • Bromičnan sodný (Na Br O₃) • Jodičnan sodný (Na I O₃) Jodistan sodný (Na I O₄) • Siřičitan sodný (Na₂S O₃) • Hydrogensiřičitan sodný (Na H S O₃) • Disiřičitan sodný (Na₂S₂O₅) • Dithioničitan sodný (Na₂S₂O₄) • Dithionan sodný (Na₂S₂O₆) • Síran sodný (Na₂S O₄) • Hydrogensíran sodný (Na H S O₄) • Disíran sodný (Na₂S₂O₇) • Peroxosíran sodný (Na₂S O₅) • Peroxodisíran sodný (Na₂S₂O₈) • Seleničitan sodný (Na₂Se O₃) • Selenan sodný (Na₂Se O₄) • Telluričitan sodný (Na₂Te O₃) • Metatelluran sodný (Na₂Te O₄) • Pentahydrogenorthotelluran sodný (Na H₅Te O₆) • Cis-dusnan sodný (Na₂N₂O₂) • Trans-dusnan sodný (Na₂N₂O₂) • Peroxodusnan sodný (Na O N N O O Na; Na₂N₂O₃) • Dusitan sodný (Na N O₂) • Dusičnan sodný (Na N O₃) • Orthodusičnan sodný (Na₃N O₄) • Peroxodusitan sodný (Na O O N O) • Fosfornan sodný (Na P O₂H₂) • Dihydrogenfosforitan sodný (Na H₂P O₃) • Hydrogenfosforitan sodný (Na₂H P O₃) • Dihydrogenfosforečnan sodný (Na H₂P O₄) • Hydrogenfosforečnan sodný (Na₂H P O₄) • Fosforečnan sodný (Na₃P O₄) • Dihydrogendifosforečnan disodný (Na₂H₂P₂O₇) • Hydrogendifosforečnan trisodný (Na₃H P₂O₇) • Difosforečnan sodný (Na₄P₂O₇) • Trifosforečnan sodný (Na₅P₃O₁₀) • Metafosforečnan sodný (Na P O₃) • Cyklotrifosforečnan sodný (Na₃P₃O₉) • Cyklohexafosforečnan sodný (Na₆P₆O₁₈) • Arsenitan sodný (Na As O₂) • Hydrogenarseničnan sodný (Na₂H As O₄) • Arseničnan sodný (Na₃As O₄) • Tetrahydroxidoantimonitan sodný (Na Sb(O H)₄) • Antimonitan sodný (Na Sb O₂) • Bismutičnan sodný (Na Bi O₃) • Uhličitan sodný (Na₂C O₃) • Hydrogenuhličitan sodný (Na H C O₃) • Šťavelan sodný (Na₂(C O₂)₂) • Hydrogenšťavelan sodný (Na H(C O₂)₂) • Orthokřemičitan sodný (Na₄Si O₄) • Metakřemičitan sodný (~Na₂Si O₃~) • Dikřemičitan sodný (Na₂Si₂O₅) • Trikřemičitan sodný (Na₂Si₃O₇) • Cínatan sodný (Na₂Sn O₂) • Cíničitan sodný (Na₂Sn O₃) • Metaboritan sodný (Na B O₂) • Tetraboritan sodný (Na₂[B₄O₅(OH)₄]•8H₂O) • Oktaboritan sodný (Na₂B₈O₁₃•4H₂O) • Perboritan sodný (Na₂H₄B₂O₈) • Hlinitan sodný (Na₃Al O₃) • Tetrahydroxidozinečnatan sodný (Na₂Zn(OH)₄) • Zinečnatan sodný (Na₂Zn O₂) • Rtuťnatan sodný (Na₂Hg O₂) • Železičitan sodný (Na₂Fe O₃) • Železan sodný (Na₂Fe O₄) • Manganitan sodný (~Na Mn O₂~) • Manganečnan sodný (Na₃Mn O₄) • Manganan sodný (Na₂Mn O₄) • Manganistan sodný (Na Mn O₄) • Technecistan sodný (Na Tc O₄) • Rhenistan sodný (Na Re O₄) • Chromitan sodný (Na₃[Cr(OH)₆]) • Chroman sodný (Na₂Cr O₄) • Dichroman sodný (Na₂Cr₂O₇) • Molybdenan sodný (Na₂Mo O₄) • Wolframan sodný (Na₂W O₄) • Metavanadičnan sodný (Na V O₃) • Orthovanadičnan sodný (Na₃V O₄) • Trititaničitan sodný (Na₂Ti₃O₇) • Zirkoničitan sodný (Na₂Zr O₃) • Diuranan sodný (Na₂U₂O₇)

Soli tvořené záměnou vodíku ze sloučenin typu prvek_x – vodík_y	Hydrid sodný (Na H) • Hydroxid sodný (Na OH) • Oxid sodný (Na₂O) • Peroxid sodný (Na₂O₂) • Superoxid sodný (Na O₂) • Hydrogensulfid sodný (Na S H) • Sulfid sodný (Na₂S) • Polysulfid sodný (Na₂S_n) • Selenid sodný (Na₂Se) • Tellurid sodný (Na₂Te) • Polonid sodný (Na₂Po) • Amid sodný (Na N H₂) • Imid sodný (Na₂N H) • Nitrid sodný (Na₃N) • Azid sodný (Na N₃) • Fosfid sodný (Na₃P) • Dihydrogenarsenid sodný (Na As H₂) • Tetrahydridoboritan sodný (Na B H₄) • Tetrahydridohlinitan sodný (Na Al H₄)

Jiné	Thiosíran sodný (Na₂S₂O₃) • Tetrathionan sodný (Na₂S₄O₆)