Natriumhydroxid

Kristallstruktur
_ Na+ 0 __ OH−
Allgemeines
Name	Natriumhydroxid
Andere Namen	Ätznatron Ätzsoda kaustische(s) Soda Natrium causticum Natriumoxydhydrat Natronhydrat Natronlauge (wässrige Lösung) Seifenstein E 524[1] SODIUM HYDROXIDE (INCI)[2]
Verhältnisformel	NaOH
Kurzbeschreibung	weißer, geruchsloser, hygroskopischer Feststoff[3]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1310-73-2 12179-02-1 (Monohydrat) 23340-32-1 (Tetrahydrat) EG-Nummer 215-185-5 ECHA-InfoCard 100.013.805 PubChem 14798 ChemSpider 14114 DrugBank DB11151 Wikidata Q102769
Eigenschaften
Molare Masse	39,997 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,13 g·cm−3[3] 1,77 g·cm−3 (Schmelze bei 350 °C)[4]
Schmelzpunkt	323 °C[3]
Siedepunkt	1390 °C[3]
Löslichkeit	gut löslich in Wasser: (1090 g·l−1 bei 20 °C)[3] löslich in Wasser und Methanol (Monohydrat)[5]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[6] ggf. erweitert[3] Gefahr H- und P-Sätze H: 290​‐​314 P: 280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​308+310[3]
MAK	Schweiz: 2 mg·m−3 (gemessen als einatembarer Staub)[7]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

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.^[8]

Im Labor kann Natriumhydroxid durch Umsetzung von Natriumcarbonat mit Calciumhydroxid zu Natriumhydroxid und Calciumcarbonat hergestellt werden:^[8]

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}CO_{3}+Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\;NaOH+CaCO_{3}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {2\;Na\;_{(s)}+2\,H_{2}O\;_{(l)}\longrightarrow 2\;NaOH\;_{(aq)}+H_{2}\;_{(g)}} }$

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:

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

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.^[9]

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

${\displaystyle \mathrm {2\;NaCl\;_{(s)}+2\,H_{2}O\;_{(l)}\longrightarrow Cl_{2}\;_{(g)}+H_{2}\;_{(g)}+2\;NaOH\;_{(aq)}} }$

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 Nebenprodukt der Chloralkali-Elektrolyse entstehende Natronlauge den Weltbedarf nicht mehr vollständig, wodurch die Kaustifizierung wieder interessant wird.^[8]

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^[10] 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.^[11] 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.

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)Vorlage:Raumgruppe/63, darüber (β-Modifikation) niedriger symmetrisch mit einer monoklinen Kristallstruktur mit der Raumgruppe P2₁/m (Raumgruppen-Nr. 11)Vorlage:Raumgruppe/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.^[12] Daneben kommt die Verbindung in mehreren Hydratformen vor. So sind das Mono-, Di-, 3,5-, Tetra-, Penta- und Heptahydrat bekannt.^[13][14] Die metastabile Form des Tetrahydrats β-NaOH·4H₂O hat eine orthorhombische Kristallstruktur mit der Raumgruppe P2₁2₁2₁ (Raumgruppen-Nr. 19)Vorlage:Raumgruppe/19 mit vier Formeleinheiten pro Elementarzelle und den Gitterkonstanten a = 6,237, b = 6,288, c = 13,121 Å bei −155 °C.^[15] Die Hydrate NaOH·3,5H₂O und NaOH·7H₂O haben jeweils eine Kristallstruktur mit der Raumgruppe P2₁/c (Raumgruppen-Nr. 14)Vorlage:Raumgruppe/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).^[16] Das Monohydrat schmilzt bei 64,3 °C, das 3,5-Hydrat bei 15,6 °C.^[11]

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

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

${\displaystyle \mathrm {2\;NaOH_{(s)}+CO_{2(g)}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3(s)}+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {NaOH_{(s)}+NH_{4}Cl_{(s)}\longrightarrow NH_{3(g)}+NaCl_{(s)}+H_{2}O_{(l)}} }$

Als Lösung reagiert es mit Aluminium zu Aluminiumnatriumdioxid.

${\displaystyle \mathrm {2\ Al+2\ NaOH+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaAlO_{2}+3\ H_{2}} }$^[17]

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.^[11]

Natriumhydroxid kommt in Kunststoffbehältern luftdicht verpackt in Form von kleinen Kügelchen oder als Plätzchen in den Handel.^[8]

Natriumhydroxid wird hauptsächlich in Form von Natronlauge verwendet und ist in der Industrie eine der wichtigsten Chemikalien.^[8] 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.^[18][19]

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Wiktionary: Natriumhydroxid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

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

1. ↑ Eintrag zu E 524: Sodium hydroxide in der Europäischen Datenbank für Lebensmittelzusatzstoffe, abgerufen am 29. Dezember 2020.
2. ↑ Eintrag zu SODIUM HYDROXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 16. Februar 2020.
3. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Natriumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ Franz v. Bruchhausen, Siegfried Ebel, Eberhard Hackenthal, Ulrike Holzgrabe: Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis. Folgeband 5: Stoffe L–Z. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-58388-9, S. 273 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
5. ↑ Datenblatt Sodium hydroxide monohydrate, 99.996% (metals basis) bei Alfa Aesar, abgerufen am 11. Juli 2016 (Seite nicht mehr abrufbar).
6. ↑ Eintrag zu Sodium hydroxide im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
7. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte, abgerufen am 2. November 2015.
8. ↑ ^{a b c d e} 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-Buchsuche). 
9. ↑ 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.
10. ↑ 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-Buchsuche). 
11. ↑ ^{a b c} Karl A. Hofmann: Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-663-14240-9, S. 428 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
12. ↑ 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.
13. ↑ 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-Buchsuche). 
14. ↑ 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-Buchsuche). 
15. ↑ 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.
16. ↑ 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.
17. ↑ A Manual for the Chemical Analysis of Metals. S. 35 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
18. ↑ U. Holzgrabe: Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis. Springer Berlin Heidelberg, 2013, ISBN 978-3-642-57995-0, S. 595 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
19. ↑ Navy Seals - Die härteste Elitetruppe der Welt II. Books on Demand, ISBN 978-3-7386-7587-0 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).