Ätznatron

Ätznatron (Natriumhydroxid) ist ein weißer hygroskopischer Feststoff.

Sodium hydroxide reacts with protic acids to produce water and the corresponding salts. For example, when sodium hydroxide reacts with hydrochloric acid, sodium chloride is formed:

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

In general, such neutralization reactions are represented by one simple net ionic equation:

OH⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l)

This type of reaction with a strong acid releases heat, and hence is exothermic. Such acid-base reactions can also be used for titrations. However, sodium hydroxide is not used as a primary standard because it is hygroscopic and absorbs carbon dioxide from air.

Herstellung

Im Labor kann Natriumhydroxid durch Umsetzung von Natriumcarbonat mit Calciumhydroxid zu Natriumhydroxid und Calciumcarbonat hergestellt werden:

$\mathrm{Na_2CO_3 + Ca(OH)_2 \longrightarrow 2 \; NaOH + CaCO_3}$

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:

$\mathrm{2 \; Na \; _{(s)} + 2\,H_2O \; _{(l)} \longrightarrow 2 \; NaOH \; _{(aq)} + H_2 \; _{(g)}}$

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:

$\mathrm{NaOH \; _{(aq)} \longrightarrow NaOH \; _{(s)}}$

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.

Elektrolyse

Vorlage:Hauptartikel Industriell wird Natriumhydroxid durch Elektrolyse von Natriumchlorid zu Natronlauge, Wasserstoff und Chlorgas hergestellt:

$\mathrm{2 \; NaCl \; _{(s)} + 2\,H_2O \; _{(l)} \longrightarrow Cl_2 \; _{(g)} + H_2 \; _{(g)} + 2 \; NaOH \; _{(aq)}}$

Es gibt dafür drei verschiedene Verfahrenstechniken:

1. Amalgam-Verfahren
2. Diaphragma-Verfahren
3. Membranverfahren

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 Beiprodukt der Chlor-Alkali-Elektrolyse entstehende Natronlauge den Weltbedarf nicht mehr vollständig, wodurch die Kaustifizierung wieder interessant wird.

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 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. Mit dem Kohlenstoffdioxid der Luft reagiert es zu Natriumhydrogencarbonat und wird deshalb in luftdicht verschlossenen Behältern aufbewahrt. Um zu verhindern, dass das Natriumhydroxid Wasser aus der Luft bindet, kann man es gemeinsam mit einem Trockenmittel lagern. Das Hydroxid-Ion verdrängt als starke Base schwächere und flüchtige Basen aus ihren Salzen.

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 Vorlage:Raumgruppe, darüber (β-Modifikation) niedriger symmetrisch mit einer monoklinen Kristallstrukturmit der Vorlage:Raumgruppe. 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. Daneben kommt die Verbindung in mehreren Hydratformen vor. So sind das Mono-, Di-, 3,5-, Tetra-, Penta- und Heptahydrat bekannt. Die metastabile Form des Tetrahydrats β-NaOH·4H₂O hat eine orthorhombische Kristallstruktur mit der Vorlage:Raumgruppe mit vier Formeleinheiten pro Elementarzelle und den Gitterkonstanten a = 6,237, b = 6,288, c = 13,121 Å bei −155 °C. Die Hydrate NaOH·3,5H₂O und NaOH·7H₂O haben jeweils eine Kristallstruktur mit der Vorlage:Raumgruppe 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). Das Monohydrat schmilzt bei 64,3 °C, das 3,5-Hydrat bei 15,6 °C.

Reaktionen

Lagert man Natriumhydroxid unverschlossen an der Luft, reagiert es mit Kohlenstoffdioxid zu Natriumhydrogencarbonat oder Natriumcarbonat, daher wird es in luftdicht verschlossenen Behältern aufbewahrt.

$\mathrm{NaOH_{(s)} + CO_{2(g)} \longrightarrow \ NaHCO_{3(s)}}$

$\mathrm{2 \; NaOH_{(s)} + CO_{2(g)} \longrightarrow \ Na_2CO_{3(s)} + H_2O}$

Im Labor lässt sich Ammoniak einfach durch die Säure-Base-Reaktion aus Natriumhydroxid und Ammoniumchlorid herstellen.

$\mathrm{NaOH_{(s)} + NH_4Cl_{(s)} \longrightarrow NH_{3(g)} + NaCl_{(s)} + H_2O_{(l)}}$

Als Lösung reagiert es mit Aluminium (zu Aluminiumnatriumdioxid) und vielen anderen Metallen wie zum Beispiel Eisen, Kupfer, Cadmium, Cobalt und Titan.

$\mathrm{2 \ Al + 2 \ NaOH + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ NaAlO_2 + 3 \ H_2}$

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.

Handelsform

Natriumhydroxid kommt in Kunststoffbehältern luftdicht verpackt in Form von kleinen Kügelchen oder als Plätzchen in den Handel.

Verwendung

Natriumhydroxid wird hauptsächlich in Form von Natronlauge verwendet und ist in der Industrie eine der wichtigsten Chemikalien. Zu deren Verwendung siehe dort.

Festes Natriumhydroxid ist neben Aluminiumspänen ein wesentlicher Bestandteil von Abflussreinigern. In Wasser gelöst oxidiert die starke Lauge (Base) unter Hitze- und Wasserstoffentwicklung das Aluminium und löst dann Fette und Eiweiße in den Ablagerungen durch Verseifung.

Mit heißer Lösung werden Brandschichten in Kochtöpfen gelöst (nicht geeignet für Aluminiumtöpfe).

Weblinks

• Herstellung von Natriumhydroxid nach dem Amalgam-, Diaphragma- und dem Membranverfahren