Natriumhydroxid
Natriumhydroxid (auch Ätznatron, kaustische(s) Soda), chemische Formel NaOH, ist ein weißer hygroskopischer Feststoff. Mit einer Weltproduktion von 60 Millionen Tonnen im Jahr 2010 gehört die Verbindung zu den bedeutendsten chemischen Grundstoffen und wird überwiegend in Form von Natronlauge gehandelt.<ref name="TechnischeChemie629">Manfred Baerns, Arno Behr, Axel Brehm, Jürgen Gmehling, Kai-Olaf Hinrichsen, Hanns Hofmann, Ulfert Onken, Regina Palkovits, Albert Renken: Technische Chemie. John Wiley & Sons, 2014, ISBN 978-3-527-67409-1, S. 629 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref>
Herstellung
Im Labor kann Natriumhydroxid durch Umsetzung von Natriumcarbonat mit Calciumhydroxid zu Natriumhydroxid und Calciumcarbonat hergestellt werden:<ref name="TechnischeChemie629" />
- <math>\mathrm{Na_2CO_3 + Ca(OH)_2 \longrightarrow 2 \; NaOH + CaCO_3}</math>
Das wenig lösliche Calciumcarbonat wird abfiltriert. Im Filtrat verbleibt das gut lösliche Natriumhydroxid. Dieser Prozess der Kaustifizierung wurde früher großtechnisch durchgeführt und ist auch heute wieder von Interesse.
Eine weitere Methode ist die stark exotherme Reaktion von elementarem Natrium mit Wasser unter Bildung von Natronlauge und Wasserstoff:
- <math>\mathrm{2 \; Na \; _{(s)} + 2\,H_2O \; _{(l)} \longrightarrow 2 \; NaOH \; _{(aq)} + H_2 \; _{(g)}}</math>
In der Schule wird dieser Versuch häufig gezeigt, um die Reaktivität der Alkalimetalle mit Wasser zu demonstrieren.
Nach dem Eindampfen der Natronlauge bleibt festes Natriumhydroxid zurück:
- <math>\mathrm{NaOH \; _{(aq)} \longrightarrow NaOH \; _{(s)}}</math>
Das Acker-Verfahren zur Herstellung von Natriumhydroxid durch Schmelzflusselektrolyse von Natriumchlorid wurde von Charles Ernest Acker (1868–1920) in den Vereinigten Staaten von Amerika entwickelt.<ref name="Pötsch">Winfried R. Pötsch, Annelore Fischer und Wolfgang Müller unter Mitarbeit von Heinz Cassebaum: Lexikon bedeutender Chemiker. VEB Bibliographisches Institut Leipzig, 1988, S. 9, ISBN 3-323-00185-0.</ref>
Elektrolyse
Industriell wird Natriumhydroxid durch Elektrolyse von Natriumchlorid zu Natronlauge, Wasserstoff und Chlorgas hergestellt:
- <math>\mathrm{2 \; NaCl \; _{(s)} + 2\,H_2O \; _{(l)} \longrightarrow Cl_2 \; _{(g)} + H_2 \; _{(g)} + 2 \; NaOH \; _{(aq)}}</math>
Es gibt dafür drei verschiedene Verfahrenstechniken:
Allen Verfahren gemein sind zusätzliche Reinigungs- und Aufkonzentrierungsstufen, um zu wasserfreiem Natriumhydroxid zu gelangen.
Da die Nachfrage nach Chlor seit den 1980er Jahren stagniert, deckt die als Nebenprodukt der Chloralkali-Elektrolyse entstehende Natronlauge den Weltbedarf nicht mehr vollständig, wodurch die Kaustifizierung wieder interessant wird.<ref name="TechnischeChemie629" />
Eigenschaften
Physikalisch-chemische Eigenschaften
Natriumhydroxid ist ein weißer hygroskopischer Feststoff und gehört zu den stärksten Basen. In Wasser löst es sich sehr gut unter großer Wärmeentwicklung durch die negative Lösungsenthalpie von −44,4 kJ/mol<ref>George S. Hammond, Y. Osteryoung, T.H. Crawford, H.B. Gray: Modellvorstellungen in der Chemie Eine Einführung in die Allgemeine Chemie. Walter de Gruyter, 1979, ISBN 978-3-11-084798-7, S. 287 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref> zur stark alkalisch reagierenden Natronlauge auf (pH 14 bei c = 1 mol/l). Es ist in wässriger Lösung stets vollständig dissoziiert. Doch machen sich bei höheren Konzentrationen die interionischen Kräfte zwischen den Natrium- und den Hydroxid-Ionen auf die freie Beweglichkeit der Ionen bemerkbar, sodass eine Normallösung (40 g Natriumhydroxid im Liter) zu etwa 78 %, eine 0,1-n-Lösung zu etwa 90 % dissoziiert erscheint.<ref name="Karl A. Hofmann">Karl A. Hofmann: Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-663-14240-9, S. 428 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref> Mit dem Kohlenstoffdioxid der Luft reagiert es zu Natriumhydrogencarbonat (Natron) und findet daher Verwendung in Atemkalk. Um zu verhindern, dass beim Binden des CO2 auch Wasserdampf aus der Luft gebunden wird, kann es zusammen mit einem Trocknungsmittel gelagert werden.
Kristallstruktur
Zwischen Raumtemperatur und Schmelzpunkt, 318,4 °C, kommt wasserfreies Natriumhydroxid in zwei Modifikationen vor. Unterhalb 299,6 °C (α-Modifikation) kristallisiert Natriumhydroxid mit einer orthorhombischen Kristallstruktur mit der Raumgruppe Cmcm (Raumgruppen-Nr. 63), darüber (β-Modifikation) niedriger symmetrisch mit einer monoklinen Kristallstruktur mit der Raumgruppe P21/m (Raumgruppen-Nr. 11). Das Natriumhydroxidmolekül ist linear und in dieser Reihenfolge parallel zur c-Achse angeordnet. Natrium und Sauerstoff bilden dabei in x,y ausgedehnte der Natriumchloridstruktur ähnliche Doppelschichten, wobei Natrium und Sauerstoff in den Richtungen (x-y) abwechselnd aufeinanderfolgen. Die Schichtdicke ist etwas größer als der Abstand von Natrium-Sauerstoff im Molekül. Längs c aufeinander folgende Schichten sind um 1/2 a verschoben. Die Gitterkonstanten sind bei 24 °C a = b = 3,3994 ± 0,001 Å, c = 11,377 ± 0,005 Å, α = β = γ = 90°. Das Molekül ist in der [010]-Ebene gewinkelt. Der Winkel β ist von der Temperatur abhängig. Mit steigender Temperatur wächst auch die Annäherung an den Typ der Natriumchlorid-Struktur, wie sie beim Natriumfluorid vorliegt. α-Natriumhydroxid ist häufig verzwillingt nach [110]. Die β-Modifikation ist stets zu ungefähr gleichen Volumenteilen nach [001] verzwillingt. Sie geht aus der α-Form durch Verschiebung der Schichten längs [100] hervor. Die Struktur der Doppelschichten bleibt dabei erhalten.<ref name="DOI10.1524/zkri.1967.125.16.332">Hermann Stehr: Neubestimmung der Kristallstrukturen des dimorphen Natriumhydroxids, NaOH, bei verschiedenen Temperaturen mit Röntgenstrahl- und Neutronenbeugung. In: Zeitschrift für Kristallographie – Crystalline Materials. 125, 1967, doi:10.1524/zkri.1967.125.16.332.</ref> Daneben kommt die Verbindung in mehreren Hydratformen vor. So sind das Mono-, Di-, 3,5-, Tetra-, Penta- und Heptahydrat bekannt.<ref>William A. Hart, O. F. Beumel, Thomas P. Whaley: The Chemistry of Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium Pergamon Texts in Inorganic Chemistry. Elsevier, 2013, ISBN 978-1-4831-8757-0, S. 426 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref><ref>J. L. Provis, J. S J. van Deventer: Geopolymers Structures, Processing, Properties and Industrial Applications. Elsevier, 2009, ISBN 978-1-84569-638-2, S. 54 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref> Die metastabile Form des Tetrahydrats β-NaOH·4H2O hat eine orthorhombische Kristallstruktur mit der Raumgruppe P212121 (Raumgruppen-Nr. 19) mit vier Formeleinheiten pro Elementarzelle und den Gitterkonstanten a = 6,237, b = 6,288, c = 13,121 Å bei −155 °C.<ref name="DOI10.1002/zaac.19905820120">Dietrich Mootz, Reinhard Seidel: Zum System Natriumhydroxid-Wasser Die Kristallstruktur der metastabilen Phase β-NaOH·4H2O. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 582, 1990, S. 162, doi:10.1002/zaac.19905820120.</ref> Die Hydrate NaOH·3,5H2O und NaOH·7H2O haben jeweils eine Kristallstruktur mit der Raumgruppe P21/c (Raumgruppen-Nr. 14) mit acht Formeleinheiten pro Elementarzelle (Gitterkonstanten a = 6,481, b = 12,460, c = 11,681 Å, β = 104,12° bei −100 °C) bzw. vier Formeleinheiten pro Elementarzelle (a = 7,344, b = 16,356, c = 6,897 Å, β = 92,91° bei −150 °C).<ref name="DOI10.1002/zaac.19946200903">D. Mootz, H. Rütter, R. Wiskemann: Hydrate schwacher und starker Basen. XI. Die Kristallstrukturen von NaOH 3,5H2O und NaOH 7H2O. Eine Präzisierung. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 620, 1994, S. 1509, doi:10.1002/zaac.19946200903.</ref> Das Monohydrat schmilzt bei 64,3 °C, das 3,5-Hydrat bei 15,6 °C.<ref name="Karl A. Hofmann" />
Reaktionen
Lagert man Natriumhydroxid unverschlossen an der Luft, reagiert es mit Kohlenstoffdioxid zu Natriumhydrogencarbonat oder Natriumcarbonat, daher wird es in luftdicht verschlossenen Behältern aufbewahrt.
- <math>\mathrm{NaOH_{(s)} + CO_{2(g)} \longrightarrow \ NaHCO_{3(s)}}</math>
- <math>\mathrm{2 \; NaOH_{(s)} + CO_{2(g)} \longrightarrow \ Na_2CO_{3(s)} + H_2O}</math>
Im Labor lässt sich Ammoniak einfach durch die Säure-Base-Reaktion aus Natriumhydroxid und Ammoniumchlorid herstellen.
- <math>\mathrm{NaOH_{(s)} + NH_4Cl_{(s)} \longrightarrow NH_{3(g)} + NaCl_{(s)} + H_2O_{(l)}}</math>
Als Lösung reagiert es mit Aluminium zu Aluminiumnatriumdioxid.
- <math>\mathrm{2 \ Al + 2 \ NaOH + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ NaAlO_2 + 3 \ H_2}</math><ref>A Manual for the Chemical Analysis of Metals. S. 35 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref>
In höherer Konzentration werden auch Zink und Blei aufgelöst. Mit Eisen reagiert es erst bei Temperaturen ab 500 °C.
Mit Säuren reagiert Natriumhydroxid zu Salzen, wobei die Wärmeentwicklung so beträchtlich ist, dass mit starken Säuren, z. B. beim Auftropfen von konzentrierter Schwefelsäure auf gepulvertes Natriumhydroxid, eine Explosion erfolgt.<ref name="Karl A. Hofmann" />
Handelsform
Natriumhydroxid kommt in Kunststoffbehältern luftdicht verpackt in Form von kleinen Kügelchen oder als Plätzchen in den Handel.<ref name="TechnischeChemie629" />
Verwendung
Natriumhydroxid wird hauptsächlich in Form von Natronlauge verwendet und ist in der Industrie eine der wichtigsten Chemikalien.<ref name="TechnischeChemie629" /> Zu deren Verwendung siehe dort.
Festes Natriumhydroxid ist neben Aluminiumspänen ein wesentlicher Bestandteil von Abflussreinigern. In Wasser gelöst oxidiert die starke Base unter Hitze- und Wasserstoffentwicklung das Aluminium und löst dann Fette und Proteine in den Ablagerungen durch Verseifung.
Mit heißer Lösung werden angebrannte Schichten in Kochtöpfen gelöst. Da Natriumhydroxid Aluminium auflöst, ist es nicht geeignet für Aluminiumtöpfe.
Natriumhydroxid wird zusammen mit Calciumhydroxid als sogenannter Atemkalk in Narkosegeräten und Kreislauftauchgeräten zum Binden von Kohlenstoffdioxid verwandt.<ref name="U. Holzgrabe">U. Holzgrabe: Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis. Springer Berlin Heidelberg, 2013, ISBN 978-3-642-57995-0, S. 595 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref><ref>Navy Seals - Die härteste Elitetruppe der Welt II. Books on Demand, ISBN 978-3-7386-7587-0 (eingeschränkte Vorschau in der Google-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref>
Zur Herstellung von Natronlauge (alkalische Lösungen von Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser), welche anschließend vielfältig eingesetzt wird:
- Synthese verschiedener Chemikalien, beispielsweise Ameisensäure, Natriumhypochlorit, Natriumphosphat, Natriumsulfid.
- Herstellung von verschiedenen Natronseifen.<ref name="ABC Chemie">Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 928.</ref>
- In der chemischen Industrie zur Neutralisation von Säuren in einer Vielzahl von chemischen Prozessen.
- Aufschluss von Bauxit und anderen Erzen (Bayer-Verfahren zur Herstellung von Aluminium)
- Verarbeitung: Entfernen alter Farbe (Abbeizmittel), Regenerierung von Gummi und Ionentauschern, Veredelung von Baumwolle (Merzerisation), Zellstoffgewinnung (Cellulose).
- In der Nahrungsmittelindustrie: Spülen von Flaschen in Getränke-Abfüllanlagen, Beseitigung fettiger und öliger Verunreinigungen, Reinigen von Edelstahltanks, Entfernung der Schalen von Obst sowie Gemüse, bei der Herstellung von Laugengebäck als Lebensmittelzusatzstoff E 524 für die braune Färbung und den „seifigen“ Geschmack, zum Einlegen von Oliven.
- In Landwirtschaft und Käsereien zur Reinigung von Melkmaschinen, Schläuchen, Rohren und Milchkühltanks.
- In der Imkerei: zur Reinigung von Bienenbeuten und -rähmchen.
- In der Pharmaindustrie werden saure schwerlösliche Arzneistoffe, zum Beispiel Hexobarbital, Isotretinoin, Ketorolac, oft mit Natronlauge in Natriumsalze überführt, die dann besser wasserlöslich sind oder andere galenische Vorteile aufweisen.<ref name="A. Kleemann">Axel Kleemann, Jürgen Engel, Bernd Kutscher und Dietmar Reichert: Pharmaceutical Substances, 4. Auflage (2000), 2 Bände erschienen im Thieme-Verlag Stuttgart, ISBN 978-1-58890-031-9; seit 2003 online mit halbjährlichen Ergänzungen und Aktualisierungen.</ref>
- Im Haushalt als Abflussreiniger (meist gemischt mit Aluminiumspänen), als Backofen- und Topfreiniger sowie als aggressiver Fettlöser.<ref>Putzen mit Natronlauge, August 2016. In: teufelskralle.wordpress.com</ref>
- In der Leiterplattenherstellung zum Entwickeln des Layouts, das zuvor mit Ultraviolettstrahlung auf die fotobeschichtete Leiterplatte übertragen wurde.
Weblinks
Einzelnachweise
<references />
Externe Links zu erwähnten Verbindungen
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- Lebensmittelzusatzstoff (EU)
- Futtermittelzusatzstoff (EU)