Natriumhydrogencarbonat

Einordnung und natürliche Vorkommen

Natriumhydrogencarbonat, meist Natron genannt, ist ein Natriumsalz der Kohlensäure und gehört zu den Hydrogencarbonaten. Seine Summenformel lautet NaHCO₃. Es ist nicht mit Natriumcarbonat (Soda oder Waschsoda, Na₂CO₃) zu verwechseln. Im Handel heißen entsprechende Produkte unter anderem Speisesoda, Backsoda, Backnatron oder Speisenatron.

Natürlich kommt die Substanz als Mineral Nahcolith vor, unter anderem in den Vereinigten Staaten und auch an Fundorten in Europa. Nahcolith ist meist fein in Ölschiefer verteilt und kann dann nur als Beiprodukt der Ölförderung gewonnen werden. Besonders reiche Schichten werden in Colorado bergmännisch abgebaut; die Förderung betrug dort 2007 93.440 Tonnen.

Herstellung

Natriumhydrogencarbonat lässt sich aus einer gesättigten Natriumcarbonatlösung herstellen, indem unter Kühlung Kohlenstoffdioxid eingeleitet wird:

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2 NaHCO₃↓

Die Reaktion ist zwar eine Gleichgewichtsreaktion, wird aber stark zur Produktseite verschoben, weil Natriumhydrogencarbonat relativ schwer löslich ist und ausfällt. Nach dem Abfiltrieren muss es vorsichtig getrocknet werden, damit es sich nicht wieder zersetzt. Valentin Rose der Jüngere stellte es auf diese Weise 1801 erstmals in Berlin dar.

Im Solvay-Verfahren fällt Natriumhydrogencarbonat als Zwischenprodukt an, wird wegen mitgefällter Verunreinigungen, vor allem Ammoniumchlorid, normalerweise aber nicht verwendet. Ein seit Ende des 19. Jahrhunderts übliches Verfahren ist die Chloralkali-Elektrolyse.

Eigenschaften und Reaktionen

Natriumhydrogencarbonat ist ein farbloser, geruchloser, kristalliner Feststoff. Seine molare Masse beträgt 84,01 g·mol⁻¹, seine Dichte bei 20 °C 2,22 g·cm⁻³. Es ist in Wasser mäßig löslich: bei 20 °C lösen sich 93,4 g·l⁻¹. Die wässrige Lösung reagiert im Unterschied zu Natriumcarbonat nur schwach alkalisch.

Oberhalb von 100 °C zersetzt sich Natriumhydrogencarbonat zu Natriumcarbonat, Kohlenstoffdioxid und Wasser; ab 120 °C verläuft dies rasch:

2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Abhängig von Korngröße und Reaktionsbedingungen nennen andere Quellen auch Zersetzungstemperaturen von 65 °C oder etwa 85 °C. An feuchter Luft wird langsam Kohlenstoffdioxid abgespalten und Natriumsesquicarbonat gebildet.

Der Hydrogencarbonat-Ion kann in Wasser Hydroxid-Ionen bilden; dadurch entsteht die schwach alkalische Wirkung:

HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂O + CO₂ + OH⁻

Natriumhydrogencarbonat kristallisiert monoklin in der Raumgruppe P2₁/c und bildet Mischkristalle mit Natriumcarbonat.

Anwendungen

Die Hauptanwendungen sind Backpulver und Brausepulver; die weltweite Produktionsmenge liegt im 100.000-Tonnen-Bereich. In Backpulvern wirkt Natriumhydrogencarbonat als Triebmittel: Bei Erwärmung oder zusammen mit Säuren entsteht Kohlenstoffdioxid, das Teige lockert. Dasselbe Prinzip wird bei Spielzeugraketen mit Essig oder Zitronensäure genutzt.

In Lebensmitteln kann Natron überschüssige Säure abschwächen oder neutralisieren, etwa bei Konfitüren aus Sanddorn oder Rhabarber sowie bei zu viel Essig oder Zitronensaft in Speisen. Eine Prise im Kochwasser lässt Erbsen, Linsen und Bohnen schneller weich werden und vermindert die blähende Wirkung verschiedener Kohlsorten.

Medizinisch wird es unter anderem in Zahnpasten und bei der professionellen Zahnreinigung verwendet. Als Mittel gegen Sodbrennen neutralisiert es Säure zu den ungiftigen Produkten Kohlenstoffdioxid und Wasser; diese Anwendung gilt heute als veraltet, obwohl Natriumhydrogencarbonat weiter in vielen Mitteln gegen Sodbrennen enthalten ist. Es dient außerdem als Antidot bei Vergiftungen durch Barbiturate, Salicylate und trizyklische Antidepressiva, zur Behandlung von metabolischer Azidose und Hyperkaliämie sowie als Bestandteil von Lösungen zur Darmreinigung vor einer Koloskopie.

Bei der Hämodialyse ist Natriumhydrogencarbonat als Puffersubstanz zur Korrektur einer Azidose wichtig. Bei der Bicarbonatdialyse wirkt es ohne vorher verstoffwechselt werden zu müssen und wird weltweit am häufigsten eingesetzt; Blutdruckabfälle, Übelkeit und Krämpfe treten dabei seltener auf als bei Acetat oder Lactat.

Weitere Anwendungen sind Feuerlöschpulver, Rauchgasreinigung von sauren Bestandteilen wie SOₓ und HCl, ein nicht abrasives Strahlmittel beim Sodastrahlen sowie die Neutralisation verschütteter Säuren im Labor, meist als 5%ige Lösung. Im Haushalt kann es als sanftes Scheuermittel, in Feinwaschmitteln und gegen angebrannte Speisereste eingesetzt werden. In Aquarien und Pools erhöht es die Pufferkapazität und reguliert den KH-Wert beziehungsweise die Alkalität.

Bedeutung im Körper

Mit Säuren reagiert Natriumhydrogencarbonat schäumend: Dabei entstehen Kohlenstoffdioxid und Wasser. Ein Beispiel ist:

NaHCO₃(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + CO₂(g) + H₂O

Die Neutralisation durch Hydrogencarbonat-Ionen HCO₃⁻ ist für den Körper lebenswichtig. Im Magen bildet Chlorwasserstoff mit Wasser Magensaft, etwa 0,5-prozentige Salzsäure. Sein pH-Wert kann nüchtern auf 1–1,5 sinken. Damit die Epithelzellen der Magenwand nicht geschädigt werden, geben sie Schleim mit HCO₃⁻ ab. Eindringende H⁺-Ionen werden darin zu CO₂ und Wasser neutralisiert; das Kohlenstoffdioxid entweicht meist über die Speiseröhre.

Im Zwölffingerdarm wird dagegen eine alkalische Umgebung für Verdauungsenzyme benötigt. Das Sekret der Bauchspeicheldrüse enthält ebenfalls HCO₃⁻ und verändert dort den pH-Wert. Bei eingeschränkter HCO₃⁻-Abgabe durch die Bauchspeicheldrüse, einer exokrinen Pankreasinsuffizienz, wird das Duodenum übersäuert. Hydrogencarbonat ist zudem der wichtigste Blutpuffer zur Regulierung des Säure-Basen-Haushalts des Menschen.