Quelltext der Seite Natriumcarbonat


{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel      = [[Datei:2.svg|x30px|2]] [[Datei:Na+.svg|x30px|Natriumion]] <math>\mathrm{ \ \!\ \Biggl[}</math> [[Datei:Carbonate.svg|80px|Carbonat-Ion]] <math>\mathrm{ \ \!\ \Biggr]}</math>
| Name                = Natriumcarbonat (wasserfrei)
| Suchfunktion        = CNa2O3 Na2CO3
| Andere Namen        = * Soda
* calciniertes Soda
* Soda-Asche
* (einfach) kohlensaures Natron
* Dinatriumcarbonat<ref name="Lebensmittellexikon" />
* als Decahydrat: ''Kristallsoda'' oder ''Mineral Soda''
* {{E-Nummer|500 (i)|Abruf=2020-08-11}}
* {{INCI|Name=SODIUM CARBONATE |ID=37794 |Abruf=2020-02-26}}
* [[Natrit]] (Mineral)
| Summenformel        = Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>
| CAS                 = * {{CASRN|497-19-8}} (wasserfrei)
* {{CASRN|24551-51-7|KeinCASLink=1|Q0}} (Hydrat allgemein)
* {{CASRN|5968-11-6|Q27254460|KeinCASLink=1}} (Monohydrat)
* {{CASRN|6132-02-1|Q27283154}} (Decahydrat)
| EG-Nummer           = 207-838-8
| ECHA-ID             = 100.007.127
| PubChem             = 10340
| ChemSpider          = 9916
| DrugBank            = DB09460
| Beschreibung        = farbloses kristallines Pulver<ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Natriumcarbonat|ZVG=490211|CAS=497-19-8|Abruf=2022-01-20}}</ref>
| Molare Masse        = 105,99 g·[[mol]]<sup>−1</sup>
| Aggregat            = fest<ref name="GESTIS"/>
| Dichte              = * 2,53 g·cm<sup>−3</sup> (wasserfrei)<ref name="GESTIS"/>
* 2,25 g·cm<sup>−3</sup> (Monohydrat)<ref name="GESTIS"/>
* 1,46 g·cm<sup>−3</sup> (Decahydrat)<ref name="GESTIS"/>
| Schmelzpunkt        = 854 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="Merck">{{Merck|102405|Abruf=2012-03-18}}</ref><ref name="Ray E. Bolz">{{Literatur| Autor=Ray E. Bolz | Titel=CRC Handbook of Tables for Applied Engineering Science  | Verlag=CRC Press | ISBN=978-0-8493-0252-7 | Jahr=1973 | Online={{Google Buch | BuchID=Xn8KbsgeFrwC | Seite=482 }} | Seiten=482 }}</ref>
| Siedepunkt          = 1600 °C (Zersetzung)<ref name="Merck"/>
| Dampfdruck          = 
| Löslichkeit         = gut in Wasser (217 g·l<sup>−1</sup> bei 20 °C)<ref name="GESTIS"/>
| CLH                 = {{CLH-ECHA|ID=100.007.127|Name=Sodium carbonate|Abruf=2016-02-01}}
| Quelle GHS-Kz       = <ref name="GESTIS" />
| GHS-Piktogramme     = {{GHS-Piktogramme|07}}
| GHS-Signalwort      = Achtung
| H                   = {{H-Sätze|319}}
| EUH                 = {{EUH-Sätze|-}}
| P                   = {{P-Sätze|264|280|305+351+338|337+313}}
| Quelle P            = <ref name="GESTIS" />
| ToxDaten            = {{ToxDaten |Typ=LD50 |Organismus=Ratte |Applikationsart=oral |Wert=4090 mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="Merck"/> }}
| Standardbildungsenthalpie = −1130,7 kJ/mol<ref name="CRC90_5_20">{{CRC Handbook|Auflage=90|Titel=Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances|Kapitel=5|Startseite=20}}</ref>
}}

'''Natriumcarbonat''' (fachsprachlich; standardsprachlich '''Natriumkarbonat''') Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, wasserfrei auch ''[[Kalzinierung|calcinierte]] [[Soda (Mineral)|Soda]]'', ''reine Soda''<ref name=smarticular>[https://www.smarticular.net/natron-und-soda-unterschiede-ein-fuer-alle-mal-erklaert/ Erläuterung] der Unterschiede zwischen Soda und Natron, abgerufen im Juni 2016.</ref> oder '''Waschsoda''' genannt, ist ein [[Salze|Salz]] der [[Kohlensäure]]. Als [[Lebensmittelzusatzstoff]] trägt es das Kürzel ''E&nbsp;500i''.

== Vorkommen ==
Es kommt als Mineral [[Natrit]] in [[Sodasee]]n in [[Ägypten]], der [[Türkei]] ([[Van-See]]), [[Ostafrika]] (z.&nbsp;B. [[Lake Natron]] und anderen Seen des [[Ostafrikanischer Graben|Ostafrikanischen Grabens]]), [[Kalifornien]], [[Mexiko]] und als [[Trona (Mineral)|Trona]] [Na(HCO<sub>3</sub>)&nbsp;·&nbsp;Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;2H<sub>2</sub>O] in [[Wyoming]] ([[Vereinigte Staaten|USA]]), Mexiko, Ostafrika und in der südlichen [[Sahara]] vor.

Wasserfreies Natriumcarbonat kommt in [[Natrokarbonatit]]-Vulkanen (z.&nbsp;B. dem [[Ol Doinyo Lengai]]) als Mineral [[Gregoryit]] im Ergussgestein vor, wandelt sich aber bei Kontakt mit Regenwasser sehr schnell zu [[Soda (Mineral)|Soda]] um.

== Geschichte der Sodaherstellung ==
Zunächst wurde natürliche Soda aus Mineralien zum Beispiel an Salzseen gewonnen, am bekanntesten schon vor 4000 Jahren in Ägypten das Natron als Mischung von Natriumcarbonat und [[Natriumhydrogencarbonat]], das zur Glasgewinnung genutzt wurde. Später wurde Soda (genannt auch '''Aschensalz''') auch durch Einäschern getrockneter Pflanzen aus Salzsteppen oder vom Meeresstrand (mit besonders hohem Natriumgehalt) besonders im Mittelmeerraum gewonnen. Das Verfahren war ähnlich wie bei [[Pottasche]] aus Landpflanzen, die im Fall von Pottasche aber überwiegend Kalium enthielten. Einige der besten Sorten (mit 20–30 % Natriumcarbonat) kamen aus [[Alicante]] und wurden „Barilla“ oder „Bourdin“ genannt, was sich später allgemein auf Pflanzensoda übertrug. Andere Sorten kamen aus Südfrankreich und wurden als „Salicor“ und „Blanquette“ bezeichnet, solche aus Schottland und Irland als „Kelp“.<ref>{{Literatur |Autor=H. W. Schmidt, Hj. Rothe |Titel=Natriumcarbonat und Natriumhydroxid |Hrsg=Wilhelm Foerst |Sammelwerk=Ullmanns Encyclopädie der technische Chemie |Band=12 |Auflage=3. |Verlag=Urban & Schwarzenberg |Ort=München / Berlin |Datum=1960 |Seiten=643-662}}</ref>

Die Entwicklung künstlicher Soda insbesondere zur Seifenherstellung begann mit der analytischen Unterscheidung von Soda und Pottasche durch [[Henri Louis Duhamel du Monceau]] um 1730.<ref>[[Otto Krätz]]: ''Anfänge der technischen Chemie.'' In: [[Armin Hermann]], Charlotte Schönbeck: ''Technik und Wissenschaft.'' VDI Verlag, 1991, S.&nbsp;308.</ref> Außerdem zeigte er, dass man prinzipiell Soda aus Kochsalz herstellen konnte. Kochsalz war als Ausgangsmaterial jedoch zu teuer und zu hoch besteuert. Nach einem geeigneten Herstellungsverfahren wurde weiter geforscht. Duhamel stellte schon [[Glaubersalz]] (Natriumsulfat) her und zeigte, dass man daraus Soda herstellen kann. Die Methode wurde durch [[Andreas Sigismund Marggraf]] in Berlin verbessert. [[Karl Wilhelm Scheele]] gewann 1772 Soda durch Erhitzen von Sole mit Bleioxid in kleinen Mengen, was auch schon bei einigen Fabrikanten Anwendung fand. 1775 wurde ein Preis der französischen Akademie der Wissenschaften für die Sodaherstellung ausgelobt, der die Beschäftigung mit dem Problem beförderte (er wurde nie ausgezahlt). 1777 benutzte [[Joseph François Malherbe]] in Frankreich industriell Glaubersalz, um Soda herzustellen. [[Jean-Antoine Chaptal]] produzierte nach dem Verfahren in [[Montpellier]] (nach 1780) und P. L. Athénas in Javier bei Paris. 1789 schlug [[Jean-Claude Delamétherie]] vor, Glaubersalz mit Kohle zu glühen, das Ergebnis mit Essigsäure zu behandeln und daraus Soda zu glühen, was zwar nicht praktikabel war,<ref>Bernhard Neumann (Hrsg.): ''Lehrbuch der Chemischen Technologie und Metallurgie.'' Band 1. Springer, 1939, S.&nbsp;364.</ref> aber anregend auf den Arzt [[Nicolas Leblanc]] wirkte, der sich schon mehrere Jahre damit befasst hatte. Diesem gelang 1789 der eigentliche Durchbruch mit dem [[Leblanc-Verfahren]]. 1791 eröffnete er im Auftrag des Herzogs von [[Orléans]] eine Fabrik, er wurde aber durch die Französische Revolution um die Früchte seiner Entdeckung gebracht (er beging 1806 verarmt Suizid). Da er sich mit dem Herzog von Orléans zusammengetan hatte, wurde das Verfahren mit diesem enteignet, die Fabrik 1794 geschlossen und das Verfahren unentgeltlich zur Verfügung gestellt. 1806 entstand bei Paris eine Sodafabrik nach dem Verfahren und im 19. Jahrhundert entstanden bald vielfach in Frankreich, Deutschland ([[Hermania]] in Schönebeck bei Magdeburg 1843 und bald darauf die [[Chemische Fabrik Rhenania]] in [[Aachen]]) und England weitere Fabriken nach dem Verfahren. Die Fabriken lieferten nicht nur Soda, sondern auch Salzsäure, Alkalimetalle und Chlor. In der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts wurde es durch das 1860 entwickelte [[Solvay-Verfahren]] verdrängt.

== Gewinnung und Herstellung ==
[[Datei:Leblanc process reaction scheme.svg|mini|Sodaherstellung nach Leblanc als chemischer Stufenprozess ({{Farbindex|080|s}} [[Edukt]]e, {{Farbindex|000|s}} [[Zwischenprodukt]]e, {{Farbindex|800|s}} [[Produkt (Chemie)|Produkte]])]]
* Durch Abbau natürlich vorkommender natriumcarbonathaltiger Minerale (s.&nbsp;o.): Wegen ihrer vielfältigen Verunreinigungen werden die Ausgangsminerale vor dem Transport und der Weiterverwendung umkristallisiert und anschließend in gereinigte, kristallwasserfreie Soda überführt (z.&nbsp;B. mit Hilfe des [[Trona-Verfahren]]s, benannt nach dem gleichnamigen Ausgangsmineral).
* Nach dem [[Leblanc-Verfahren]] (seit 1791): Technisches [[Natriumchlorid]] wird mit heißer [[Schwefelsäure]] zu [[Chlorwasserstoff]]gas und [[Natriumsulfat]] umgesetzt, das als „Salzkuchen“ zurückbleibt und im nächsten Schritt mit [[Calciumcarbonat]] und [[Kohle]] zu Natriumcarbonat, [[Kohlenstoffdioxid]] und [[Calciumsulfid]] reagiert. Nachdem dieses Verfahren zur Herstellung von Natriumcarbonat durch das [[Solvay-Verfahren]] abgelöst wurde, wird es heute nicht mehr eingesetzt, besitzt jedoch weiter große historische Bedeutung, da mit ihm die Entwicklung der [[Chemische Industrie|chemischen Großindustrie]] begann.
:<math>\mathrm{2 \ NaCl + \ H_2SO_4 \longrightarrow \ 2 \ HCl + \ Na_2SO_4}</math>

:<math>\mathrm{Na_2SO_4 + \ CaCO_3 + 2 \ C \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ CaS + 2 \ CO_2}</math>
[[Datei:Solvay process reaction scheme.svg|mini|Sodaherstellung nach Solvay als chemischer Kreisprozess ({{Farbindex|080|s}} [[Edukt]]e, {{Farbindex|000|s}} [[Zwischenprodukt]]e, {{Farbindex|800|s}} [[Produkt (Chemie)|Produkte]])]]

* Nach dem [[Solvay-Verfahren]] (auch Ammoniak-Soda-Verfahren, seit 1863): Einleiten von [[Ammoniak]] und [[Kohlendioxid]] in eine gesättigte [[Natriumchlorid]]-Lösung und Erhitzen des so entstandenen [[Natriumhydrogencarbonat]]es im [[Drehrohrofen]].
:<math>\mathrm{2 \ NaCl + 2 \ CO_2 + 2 \ NH_3 + 2 H_2O \longrightarrow 2 \ NaHCO_3 + 2 \ NH_4Cl}</math>

:<math>\mathrm{2 \ NaHCO_3 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ H_2O + \ CO_2}</math>

: Das entstandene Kohlenstoffdioxid sowie der Ammoniak aus der Reaktion des [[Ammoniumchlorid]]es mit [[Calciumoxid]] oder [[Calciumhydroxid]] werden dabei wieder in den Prozess zurückgeführt, was diesen sehr wirtschaftlich (und so zu einem der ersten in großem Stil praktizierten chemischen Kreisprozesse) machte.

:<math>\mathrm{2 \ NH_4Cl + \ CaO \longrightarrow 2 \ NH_3 + \ CaCl_2 + \ H_2O}</math>
* Einleiten von [[Kohlenstoffdioxid]] in [[Natronlauge]] (technisch unbedeutend):

:<math>\mathrm{2 \ NaOH \ + CO_2 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ H_2O}</math>

== Eigenschaften ==
=== Modifikationen und Hydrate ===
[[Datei:Sodium-carbonate crystals.jpg|mini|[[Mikrofotografie]] von Natriumcarbonat-[[Kristall]]en]]
Natriumcarbonat ist [[Polymorphie (Stoffeigenschaft)|polymorph]], kristallisiert also in Abhängigkeit von Druck und Temperatur bei gleicher chemischer Zusammensetzung in verschiedenen [[Kristallstruktur]]en. Es existieren auch [[Hydrate]], die [[Kristallwasser]] enthalten.<ref name="Arnold F. Holleman, Egon Wiberg">{{Literatur| Autor=Arnold F. Holleman, Egon Wiberg | Titel=Lehrbuch der anorganischen Chemie  | Verlag=Walter de Gruyter | ISBN=978-3-11-012641-9 | Jahr=1995 | Online={{Google Buch | BuchID=eGkvSDAqY9gC | Seite=1182 }} | Seiten=1182 }}</ref>

; Wasserfrei, Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>: Bekannt als [[Mineral]] ''[[Natrit]]'' oder unter der Bezeichnung ''reine'' oder ''calcinierte Soda'', weiße Substanz mit einem Schmelzpunkt von 854&nbsp;°C und einer Dichte von 2,51&nbsp;g/cm<sup>3</sup>. Bildet sich bei Temperaturen größer 107&nbsp;°C.
; Monohydrat, Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bekannt als Mineral ''[[Thermonatrit]]'', bildet sich bei Temperaturen > 35,4&nbsp;°C aus dem Heptahydrat.
; Heptahydrat, Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;7&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bildet sich bei Temperaturen oberhalb 32,5&nbsp;°C aus dem Decahydrat.
; Decahydrat, Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;10&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bekannt als Mineral ''[[Soda (Mineral)|Soda]]'' oder unter der Bezeichnung ''Kristallsoda'', kristallisiert bei unter 32,5&nbsp;°C aus gesättigten Natriumcarbonat-Lösungen aus (Dichte 1,45&nbsp;g/cm<sup>3</sup>). Die Dehydratation führt ab 30 °C zunächst zum Monohydrat. Der Prozess verläuft mit einer Reaktionsenthalpie von 473,7&nbsp;kJ·mol<sup>−1</sup> endotherm.<ref name="Koga">Yuto Zushi; Shun Iwasaki; Nobuyoshi Koga: ''Thermogravimetric approach to efflorescence of sodium carbonate decahydrate'' in [[Thermochim. Acta]] 724 (2023) 179503, {{DOI|10.1016/j.tca.2023.179503}}.</ref>
:<math>\mathrm{Na_2CO_3*10H_2O(s)  \rightarrow Na_2CO_3*H_2O(s) + 9\,H_2O(g)}</math>

Darüber hinaus findet sich Natriumcarbonat
zusammen mit Natriumhydrogen- beziehungsweise Calciumcarbonat in der Natur in folgenden Mineralen:
; Dihydrat, Na<sub>2</sub>Ca(CO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>&nbsp;·&nbsp;2&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bekannt als Mineral ''[[Pirssonit]]''.
; Pentahydrat, Na<sub>2</sub>Ca(CO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>&nbsp;·&nbsp;5&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bekannt als Mineral ''[[Gaylussit]]'' oder unter der Bezeichnung ''Natrocalcit''.
; Hydrogencarbonat, Na(HCO<sub>3</sub>)&nbsp;·&nbsp;Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;2&nbsp;H<sub>2</sub>O: Bekannt als Mineral ''[[Trona (Mineral)|Trona]]''.

=== Chemische Eigenschaften ===
[[Datei:soda2-og.jpg|mini|Calciniertes Soda]]
Als Natriumsalz der schwachen Kohlensäure reagiert es mit stärkeren [[Säure]]n unter Bildung von [[Kohlenstoffdioxid]] (Aufschäumen). In [[Wasser]] löst sich Natriumcarbonat unter Wärmeentwicklung ([[Hydrationsenergie|Hydratationswärme]]). Eine stark [[alkalische Lösung]] entsteht, da das [[Carbonate|Carbonat-Anion]] als [[Basen (Chemie)|Base]] mit einem [[Proton (Chemie)|Proton]] aus dem [[Chemisches Gleichgewicht|Dissoziationsgleichgewicht]] des Lösungsmittels Wasser zum Hydrogencarbonation (HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>) reagiert und eine entsprechend hohe [[Hydroxidion]]enkonzentration entsteht:

:<math>\mathrm{CO_3^{2-} + \ H_2O \leftrightharpoons \ HCO_3^- + \ OH^-}</math>
:<small>Dissoziationsgleichgewicht des Carbonations in Wasser.</small>

Vor der Verfügbarkeit größerer Mengen von [[Natriumhydroxid]] war Natriumcarbonat damit die wichtigste Base, da es sich in Wasser gelöst verhält wie eine Mischung aus [[Natriumhydrogencarbonat]] und Natriumhydroxid: Eine [[Lösung (Chemie)|Lösung]] von 50 g Natriumcarbonat pro Liter Wasser weist einen [[pH-Wert]] von 11,5 auf.<ref name="Merck"/>

:<math>\mathrm{Na_2CO_3 + \ H_2O \longrightarrow \ NaHCO_3 + NaOH}</math>
:<small>Reaktion von Natriumcarbonat und Wasser.</small>

Die [[Standardbildungsenthalpie]] von Natriumcarbonat beträgt Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>298</sub>&nbsp;=&nbsp;−1131,7&nbsp;kJ·mol<sup>−1</sup>,<ref name="Dickerson">R. E. Dickerson, H. B. Gray, H.-W. Sichting, M. Y. Darensbourg: "Prinzipien der Chemie", Verlag Walter de Gruyter 1988, ISBN 978-3-11-009969-0, S. 976. ({{Google Buch |BuchID=F4c6AfwbTEAC |Seite=976}})</ref> die [[Freie Standardbildungsenthalpie]] ΔG<sup>0</sup><sub>298</sub>&nbsp;=&nbsp;−1048,4&nbsp;kJ·mol<sup>−1</sup>,<ref name="Dickerson"/> und die molare [[Standardentropie]] S<sup>0</sup><sub>298</sub>&nbsp;=&nbsp;136,1&nbsp;J·K<sup>−1</sup>
·mol<sup>−1</sup>.<ref name="Dickerson"/>

== Lagerung ==
Kristallsoda muss gut verschlossen oder in feuchter Atmosphäre gelagert werden, da es an trockener Luft [[Kristallwasser]] abgibt und in ein weißes Pulver zerfällt.

Umgekehrt muss man calcinierte, d.&nbsp;h. wasserfreie Soda in trockener Atmosphäre aufbewahren, da sie – ohne dadurch sofort feucht auszusehen – leicht Feuchtigkeit aus der Luft aufnimmt und mit dieser in das Monohydrat Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>&nbsp;·&nbsp;H<sub>2</sub>O übergeht ([[Hygroskopie]]).

== Verwendung ==
Natriumcarbonat wird seit langer Zeit durch den Menschen genutzt. Schon die alten Ägypter setzten es zum Mumifizieren ein („Nitron“).<ref>Hermann Schelenz: ''[[iarchive:geschichtederph00schegoog/page/n59|Geschichte der Pharmazie]]''. Springer-Verlag. Berlin, Heidelberg. 1904. S. 41, ISBN 978-3-642-52552-0.</ref> Ebenso fand es seit dem Altertum Verwendung als Reinigungsmittel und bei der Glasherstellung.
Heute wird Natriumcarbonat von fast allen Industriezweigen eingesetzt und ist damit eines der vielseitigsten chemischen Produkte.

Natriumcarbonat wird in der Lebensmitteltechnik als [[Säureregulator]], Aufschlussmittel oder [[Trägerstoff]] eingesetzt.
Jenes wie auch Natriumhydrogencarbonat sind in der [[Europäische Union|EU]] als [[Lebensmittelzusatzstoff]] unter der Nummer ''E&nbsp;500'' ohne Höchstmengenbeschränkung ([[quantum satis]]) für alle Lebensmittel allgemein zugelassen und darf nach [[EG-Öko-Verordnung]] auch in ökologisch erzeugten Lebensmitteln zugesetzt werden.<ref name="Lebensmittellexikon">[https://www.lebensmittellexikon.de/n0001300.php Natriumcarbonate, E 500], In: Lebensmittellexikon.de</ref>

Weltweit wurden 1997 ca. 39 Millionen [[Tonne (Einheit)|Tonnen]] Soda produziert. In Deutschland betrug das Marktvolumen 1999 ca. 2,4 Millionen Tonnen. Der größte Anteil an Soda wird dabei von den folgenden fünf Industriebranchen verbraucht:
* Die [[Glasindustrie]] verwendet Soda als Rohstoff für ihre Glasschmelzen und ist damit der größte Sodaverbraucher. Soda fungiert dabei als [[Flussmittel (Glasschmelzen)|Flussmittel]],<ref>{{RömppOnline|ID=RD-06-01503|Name=Flußmittel|Abruf=2011-03-22}}</ref> das in der erstarrenden Glasschmelze deren Auskristallisieren verhindert und dadurch das [[Glas]] [[amorph]] hält. Der Anteil an Soda bestimmt dabei die Fließfähigkeit der Schmelze.
* Die chemische Industrie setzt Soda zur Herstellung von [[Bleichmittel]]n, [[Borax]], [[Chromate]]n wie [[Natriumchromat]] und [[Natriumdichromat]], [[Farbe]]n, [[Füllstoff]]en, [[Gerben|Gerbereihilfen]], [[Industriereiniger]]n, [[Kryolith]], Leim- und [[Klebstoff]]en, [[Metallcarbonat]]en, [[Natronsalpeter]], [[Perborat]], [[Natriumphosphat]]en wie zum Beispiel [[Pentanatriumtriphosphat]], [[Silikate]]n (Wassergläser) wie zum Beispiel Natriummetasilikat-Pentahydrat und [[Natriumorthosilikat]], [[Sulfit]], [[Ultramarin]]farben, [[Alkalisilikate|Wasserglas]] u.&nbsp;a. Chemikalien ein.
* In der [[Eisenhütte]]nindustrie wird Soda zur Entschwefelung von Roheisen, Gusseisen und Stahl sowie als Flotations- und [[Schmelzebehandlungsmittel|Flussmittel]] verwendet.
* In der [[Waschmittel]]- und [[Seife]]nindustrie werden mit Soda [[Grobwaschmittel]] und andere Reinigungsmittel hergestellt sowie Fette [[Verseifung|verseift]]. Früher wurde Soda zu diesem Zweck [[Kaustifizierung|kaustifiziert]], d.&nbsp;h. mit Calciumoxid oder -hydroxid zu [[Ätznatron]] umgesetzt.
* In der Papier- und [[Zellstoff]]industrie dient Soda sowohl zum Aufschluss, zur Neutralisation, zum Reinigen und Bleichen als auch zur Aufarbeitung von [[Altpapier]].

* Weitere Anwendungen:
** [[Leder]]industrie
** [[Kläranlage|Wasserreinigung]]
** [[Innere Speisewasseraufbereitung]] bei Dampfkesseln
** [[Keramik]]- und Emailleherstellung
** [[Textilindustrie]]
** [[Rauchgasentschwefelung]]
** [[Urtitersubstanz]] nach [[Arzneibuch]]
** Entgiftung von [[Nervenkampfstoff]]en
** [[pH-Wert]]-Anhebung von [[Trinkwasser]]<ref name="Lebensmittellexikon" /> sowie in Schwimmbädern („pH-Plus Pulver“ und Granulat ist meist Natriumcarbonat)
** Zusatz zu [[Entwicklung (Fotografie)|Entwicklerlösungen]]

== Weblinks ==
{{Commonscat|Sodium carbonate|Natriumcarbonat|audio=1|video=1}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Alkalimetallcarbonate}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4171245-6|LCCN=sh2003005847}}

[[Kategorie:Natriumverbindung]]
[[Kategorie:Carbonat]]
[[Kategorie:Lebensmittelzusatzstoff (EU)]]