Гидрокарбонат натрия

Не следует путать с карбонатом натрия (кальцинированной содой).

Не следует путать с гидроксидом натрия (каустической содой).

Гидрокарбона́т на́трия (лат. Natrii hydrocarbonas), другие названия: бикарбона́т на́трия, питьева́я или пищева́я со́да, двууглеки́слый на́трий — неорганическое вещество, натриевая кислая соль угольной кислоты с химической формулой NaHCO₃.

Гидрокарбонат натрия
Общие
Систематическое наименование	гидрокарбонат натрия
Традиционные названия	пищевая (питьевая) сода, сода двууглекислая
Хим. формула	NaHCO3
Рац. формула	NaHCO3
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	84,0066 г/моль
Плотность	2,159 г/см³
Термические свойства
Температура
• разложения	60—200 °C
Энтальпия
• образования	-947,7 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	9,59 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	144-55-8
PubChem	516892
Рег. номер EINECS	205-633-8
SMILES	[Na+].OC([O-])=O
InChI	InChI=1S/CH2O3.Na/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+1/p-1 UIIMBOGNXHQVGW-UHFFFAOYSA-M
Кодекс Алиментариус	E500(ii)
RTECS	VZ0950000
ChEBI	32139
ChemSpider	8609
Безопасность
ЛД50	4220 мг/кг
Краткие характер. опасности (H)	H319
Меры предостор. (P)	P305+P351+P338
Сигнальное слово	осторожно
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 0 1
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

В обычном виде — мелкокристаллический порошок белого цвета.

Используется в промышленности, пищевой промышленности, в медицине как нейтрализатор химических ожогов кожи и слизистых оболочек концентрированными кислотами и для снижения кислотности желудочного сока. Также применяется в буферных растворах.

В природе встречается в виде минерала нахколита.

Химические свойстваПравить

Гидрокарбонат натрия — кислая натриевая соль угольной кислоты. Проявляет все свойства соли сильного основания и слабой кислоты. В водных растворах имеет слабощелочную реакцию. В широком диапазоне концентраций в водном растворе pH раствора изменяется незначительно, на этом основано применение раствора вещества в качестве буферного раствора.

Реакция с кислотамиПравить

Гидрокарбонат натрия реагирует с кислотами с образованием соли, соответствующей данной кислоте (например, с соляной кислотой — хлорида натрия, с серной — сульфата натрия), и угольной кислоты, которая в процессе реакции распадается на углекислый газ и воду, при этом углекислый газ выделяется в виде пузырьков:

$\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}},$${\mathsf {NaHCO_{3}+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}CO_{3}}},$ 

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->,$${\mathsf {H_{2}CO_{3}\rightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }},$ 

$\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->.$${\mathsf {2NaHCO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2H_{2}O+2CO_{2}\uparrow }}.$ 

В быту иногда применяется реакция «гашения соды» уксусной кислотой с образованием ацетата натрия или гашение лимонной кислотой с образованием цитрата натрия. Реакция с уксусной кислотой:

$\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{C}\mathsf{O}\mathsf{O}\mathsf{H}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{C}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{C}\mathsf{O}\mathsf{O}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->.$${\mathsf {NaHCO_{3}+CH_{3}COOH\rightarrow CH_{3}COONa+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}.$ 

Термическое разложениеПравить

При температуре выше 60 °C гидрокарбонат натрия начинает распадаться на карбонат натрия, углекислый газ и воду (процесс разложения наиболее эффективен при 200 °C:

$\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\stackrel{\mathsf{60}\mathsf{-<!--\; -\; -->}{\mathsf{200}}^{\circ <!--\; \circ \; -->}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->.$${\mathsf {2NaHCO_{3}{\xrightarrow {60-200^{\circ }C}}Na_{2}CO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}.$ 

При этом процессе вследствие выделения углекислого газa и воды (в виде водяного пара) масса исходного вещества уменьшается примерно на 37 %.

ПолучениеПравить

В промышленности гидрокарбонат натрия получают аммиачно-хлоридным способом. В концентрированный раствор хлорида натрия, насыщенный аммиаком, под давлением пропускают углекислый газ. В процессе синтеза происходят две реакции:

$\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}$${\mathsf {NH_{3}+CO_{2}+H_{2}O\rightarrow NH_{4}HCO_{3}}}$ 

$\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{l}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{H}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{C}\mathsf{l}.$${\mathsf {NH_{4}HCO_{3}+NaCl\rightarrow NaHCO_{3}\downarrow +NH_{4}Cl}}.$ 

В холодной воде гидрокарбонат натрия мало растворим, и его отделяют от охлаждённого раствора фильтрованием, а из полученного после фильтрования раствора хлорида аммония снова получают аммиак, возвращаемый в производство вновь:

$\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{C}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{C}\mathsf{a}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}.$${\mathsf {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}\rightarrow 2NH_{3}\uparrow +CaCl_{2}+2H_{2}O}}.$ 

ПрименениеПравить

Двууглекислый натрий (бикарбонат) применяется в химической, пищевой, лёгкой, медицинской, фармацевтической промышленности, цветной металлургии, в быту. Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E500 (ii), входит в состав пищевой добавки E500.

В химической промышленностиПравить

Применяется для производства красителей, пенопластов и других органических продуктов, фторорганических соединений, продуктов бытовой химии, наполнителей в огнетушителях. Реагент для отделения диоксида углерода, сероводорода из газовых смесей, например, отходящих газов топливосжигающих установок. В этом процессе углекислый газ поглощается раствором гидрокарбоната натрия при повышенном давлении и пониженной температуре, далее поглощённый углекислый газ выделяется из раствора при подогреве и снижении давления;

В лёгкой промышленности Править

В производстве резины для подошв обуви и в производстве искусственных кож, кожевенном производстве при дублении и нейтрализации кожи после кислого дубления, текстильной промышленности при отделке шёлковых и хлопчатобумажных тканей;

В пищевой промышленности Править

Применяется в производстве кондитерских и хлебобулочных изделий, в приготовлении газированных напитков.

В кулинарииПравить

 

Сода пищевая кулинарная

Основное применение пищевой соды в пищевой промышленности и в быту — кулинария, где применяется, преимущественно, в качестве основного или дополнительного разрыхлителя в составе кислого и пресного теста. При добавлении пищевой соды в кислое тесто происходит реакция с молочной кислотой, продуцированной при заквашивании дрожжевыми микроорганизмами, при этой реакции выделяется углекислый газ, вспучивающий тесто.

При добавлении в пресное тесто углекислый газ выделяется при выпечке из-за термического разложения.

При применении соды в чистом виде важно соблюсти правильную дозировку, так как она оставляет в продукте карбонат натрия, дающий определённый привкус. Порядок замешивания для теста: соду — в муку, кислые компоненты (уксус, кефир и пр.) — в жидкость.

В медицинеПравить

Пероральный приёмПравить

Применяется в качестве антацидного средства. При пероральном приёме снижает кислотность желудочного сока и используется для лечения язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки. Тем не менее, в результате применения может возникнуть кислотный рикошет, так как при реакции соды с соляной кислотой происходит выделение CO₂, который оказывает раздражающее действие на стенку желудка, усиливая выделение гастрина.

Традиционно раствор питьевой соды используется для дезинфекции зубов и дёсен при зубных болях и полости рта и горла, при сильном кашле, ангине, фарингите. При ринитах, конъюнктивитах, стоматитах, ларингитах и т. п. применяют для полосканий, промываний, ингаляций 0,5 — 2 % растворы.

Ингаляционное введениеПравить

Раствор ингалируется при помощи небулайзера. Усиливает секрецию слизистой трахеобронхиального дерева, тем самым увеличивая количество мокроты и делая её менее вязкой. Может применятся для стимуляции выработки мокроты с целью её бактериологического исследования во фтизиатрии.

Внутривенная инфузияПравить

Препарат выбора для быстрой коррекции метаболического ацидоза во время реанимационных мероприятий. Применяется в качестве антиаритмического средства при отравлении лекарственными средствами удлиняющими интервал QT, такими как трициклические антидепрессанты, кокаин, нейролептики.

ПротивопоказанияПравить

При внутривенном введении быстро повышает pH и вызывает снижение уровня калия и кальция в плазме. Соответственно противопоказан при:

• Изначально высоком pH — метаболическом алкалозе, например, вследствие гипохлоремии — снижении концентрации в крови ионов Cl^-, в том числе вызванной рвотой, или снижением всасывания в желудочно-кишечном тракте,
• Респираторном ацидозе — так как выделяющийся CO₂ усилит его,
• Гипокальциемии — может спровоцировать тетанические судороги.

Является источником натрия и повышает осмоляльность плазмы, тем самым увеличивая объём циркулирующей крови. Задержка натрия усиливает отёки и повышает артериальное давление. Таким образом, использование при артериальной гипертензии, совместно с минералокортикоидами, низконатриевой диете должно быть ограничено. Применение при сниженной скорости клубочковой фильтрации может привести к метаболическому алкалозу.

В альтернативной медицинеПравить

В альтернативной медицине питьевая сода иногда заявляется как «лекарство» от рака, однако никакой экспериментально подтверждённой эффективности применения такого «лечения» не существует.

ПожаротушениеПравить

Основная статья: Порошковое пожаротушение

Гидрокарбонат натрия вместе с карбонатом аммония используется в качестве наполнителя в огнетушителях с сухим наполнением и в стационарных системах сухого пожаротушения. Это применение обусловлено тем, что от воздействия высокой температуры в очаге горения вещество выделяет углекислый газ, который затрудняет доступ кислорода воздуха в очаг горения.

В бытуПравить

Применяется как безопасное для здоровья средство для чистки поверхностей столовой и кухонной посуды, поверхностей кухонных столов, иных поверхностей, соприкасающихся с пищей, путем протирки их с помощью влажной тряпки с сухим порошком питьевой соды.

В транспортеПравить

Применяется для нейтрализации следов электролита — серной кислоты на поверхности пластмассовых корпусов свинцово-кислотных аккумуляторов насыщенным водным раствором питьевой соды.

ХранениеПравить

Гидрокарбонат натрия хранят в закрытых упаковках, в сухом месте вдали от источников огня. Гарантийный срок хранения натрия двууглекислого — 12 месяцев со дня изготовления. Срок годности не ограничен.

БезопасностьПравить

Вещество малотоксично, ЛД50 4220 мг/кг (крысы, перорально).

Пожаро- и взрывобезопасно.

Имеет солоноватый, мыльный вкус. При попадании пыли вещества на слизистые оболочки глаз и носа вызывает лёгкое раздражение. При частой работе в атмосфере, загрязнённой пылью двууглекислого натрия, может возникнуть раздражение верхних дыхательных путей. Предельно допустимая концентрация пыли бикарбоната натрия в воздухе производственных помещений 5 мг/м³.

ЛитератураПравить

• ГОСТ 2156-76. Натрий двууглекислый. Технические условия (с Изменениями № 1, 2, 3, 4).
• ГОСТ 32802-2014. Добавки пищевые. Натрия карбонаты E500. Общие технические условия.