Sunday 18 July 2010

Natriumkarbonat – den perfekta hemmabasen

När man säger ordet bas (i kemisk betydelse) tänker nog många i första hand på natriumhydroxid som säljs som kaustiksoda. Natriumhydroxid är ett mycket starkt basiskt salt och kräver således mycket stor försiktighet. Ammoniak är visserligen en svag bas men är giftig för djurlivet och därför klassad som miljöfarlig. Dessutom är ammoniak, som bekant, illaluktande. Natriumkarbonat (Na2CO3) är däremot varken frätande eller illaluktande. Till privatpersoner säljs den som målarsoda i järnhandeln. Längst ned visas också hur du själv kan tillverka ämnet i köket. När man använder natriumkarbonat bör skyddsglasögon ändå användas.

Karbonatjämvikten
När koldioxid löser sig i vatten bildas kolsyra (CO2). Men endast en mycket liten del av koldioxid reagerar verkligen med vatten för att bilda kolsyra (H2CO3). En liten del av den ändå bildade kolsyran reagerar vidare som syra (d.v.s. avger H+) och bildar bikarbonat (HCO3¯). Det är därför koldioxid ger surt vatten (ca pH 5) En försvinnande liten del av bikarbonaten släpper i sin tur en vätejon och bildar karbonatjonen (CO3²¯). ”Kolsyrat” vatten innehåller alltså först och främst vatten och koldioxid.



Fördelningen av species vid mättad koldioxidlösning (0.03 M).

Med saltet natriumkarbonat (eller andra alkalikarbonater som kaliumkarbonat) är det likadant men tvärtom kan man säga. Nästan allt salt kommer att föreligga som natriumkarbonat medan en liten del tar upp en vätejoner från vatten och bildar bikarbonat och hydroxidjoner. Det är därför karbonaters vattenlösningar är basiska. En liten del av bikarbonaten tar upp ytterligare en vätejon och bildar kolsyra/koldioxid. Samma jämvikter som för kolsyra/koldioxid inställer sig men utfallet blir ett annat:



Fördelningen av species vid mättad natriumkarbonatlösning (2 M). Resultatet ska man dock se som något ungefärligt, ty p.g.a. den höga jonstyrkan kan vanliga aktivitetsfaktorer ej användas i beräkningarna.

Om man istället har bikarbonat, så kommer denna att föreligga huvudsakligen som bikarbonatjoner (HCO3¯) men även att innehålla någon procent karbonat och någon procent koldioxid. Kolsyra finns bara i mycket små koncentrationer:


Fördelningen av species vid mättad natriumbikarbonatlösning (1.2 M). Resultatet ska dock även här ses som något ungefärligt.

Ju mer koldioxid man löser, desto surare blir vattnet. Det omvända gäller med natriumkarbonaten. Bikarbonat påverkar emellertid knappast alls pH.



Hur pH påverkas. För konsistens har även här aktivitetsfaktorer uteslutits, varför resultatet blir approximativt riktigt.
Andra karbonater
Alla alkalikarbonater, alltså liiumkarbonat, natriumkarbonat, kaliumkarbonat osv. är lösliga i vatten. Andra karbonater, som kalciumkarbonat (kalcit, krita, kalksten) och magnesiumkarbonat, är dock knappast alls lösliga i vatten och tur är väl det med tanke på skalen hos blötdjur och koralldjur. En mättad löslig av kalciumkarbonat får därför pH på endast 9.97. Ett undantag är dock att bariumkarbonat faktiskt är lösligt.


Natriumkarbonat vid bakning
Vid bakning används inte sällan bikarbonat (alltså natriumbikarbonat) som jäsmedel. I ugnens värme sönderdelas bikarbonatjonen och bildar hydroxidjoner (OH ¯) och koldioxid som avgår som gas:

Hydroxidjonen, som ju är en stark bas, reagerar direkt med den svaga syran bikarbonat, och bildar karbonatjoner (CO3 ²¯) och vatten, som även det förångas i ugnens värme.


Totalreaktionen blir således:


Två joner bikarbonat ger alltså två gasmolekyler.

Hur mycket gas bildas av en milliliter (= 1 kryddmått) bikarbonat? Eftersom densiteten är cirka 2 g/mL har vi alltså cirka 2 g bikarbonat, eller 2 g/(84 g/mol) = 0.0238 mol bikarbonat. Enligt reaktionsformlerna bildas lika många mol gas (vatten + koldioxid), alltså 0.0238 mol, som enligt allmänna gaslagen ger V=nRT/p=0.0238 mol • 8.314 J/molK • 473 K / 100000 Pa = 0.000936 m³ eller cirka 0.9 L. Rätt mycket eller hur! (Här räknade vi med 473 K=200°C). 1 mL salt gav alltså 936 mL gas, en ökning med över 800%!

Hur vet man att natriumkarbonat verkligen bildas i ugnen?
Lös lite bikarbonat i vatten och sätt till några droppar rödkålsindikatorn. pH ligger här runt 8 (blir lila-grönt). Stoppa sedan in ny bikarbonat (någon tesked räcker) i ugnen 200°C i 10 minuter. Lös sedan saltet i vatten och tillsätt några droppar rödkålsindikator. Den får nu en klar grön färg (kan t.o.m. övergå i gult beroende på mängden karbonat). Detta visar att pH har höjts väsentligt och bekräftar ovanstående reaktioner.

Man kan också bokstavligen känna att reaktionerna skett. Det är nämligen så att basiska ämnen upplevs tvåliga (ty de förtvålar fettsyrorna på huden). Testa genom att försiktigt stoppa ned fingret först i bikarbonatlösningen (lila-grön) och sedan i karbonatlösningen (grön-(gul)). Den sistnämnda ska upplevas som tvålig. OBS! Tvätta med tvål och vatten direkt efter detta, ty basiska ämnen är irreterande för huden (de riktigt starka som natriumhydroxid är ju t.o.m. starkt frätande; dessa ska man aldrig ha hudkontakt med!).

Innebär detta att man faktiskt äter natriumkarbonat och inte bikarbonat? Japp, precis så är det åtminstone för kakor, bröd och andra produkter om värmts upp. Testa genom att smula sönder en pepparkaka och tillsätta någon droppe rödkålsindikator. Det blir grönt. Alltså är natriumkarbonat ganska harmlöst att förtära i de mycket små mängder som finns i färdiga kakor o.d..

4 comments: