Carbonato de sodio
 | |
 | |
 | |
| Nombres | |
|---|---|
| Nombre IUPAC Carbonato de sodio | |
| Otros nombres Ceniza de sosa, carbonato de sodio, cristales de sosa, trioxocarbonato de sodio | |
| Identificadores | |
| |
Modelo 3D ( JSmol ) |
|
| EBICh |
|
| Química biológica |
|
| Araña química |
|
| Tarjeta informativa de la ECHA | 100.007.127 |
| Número CE |
|
| Número E | E500(i) (reguladores de acidez, ...) |
Identificador de centro de PubChem |
|
| Número RTECS |
|
| UNIVERSIDAD |
|
Panel de control CompTox ( EPA ) |
|
| |
| |
| Propiedades | |
| Na2CO3 | |
| Masa molar | 105,9888 g/mol (anhidro) 286,1416 g/mol (decahidrato) |
| Apariencia | Sólido blanco, higroscópico. |
| Olor | Inodoro |
| Densidad |
|
| Punto de fusión | 851 °C (1564 °F; 1124 K) (anhidro) 100 °C (212 °F; 373 K) se descompone (monohidrato) 33,5 °C (92,3 °F; 306,6 K) se descompone (heptahidrato) 34 °C (93 °F; 307 K) (decahidrato) [2] [6] |
Anhidro, g/100 mL:
| |
| Solubilidad | Soluble en álcalis acuosos , [3] glicerol Ligeramente soluble en alcohol acuoso Insoluble en CS 2 , acetona , acetatos de alquilo , alcohol, benzonitrilo , amoníaco líquido [4] |
| Solubilidad en glicerina | 98,3 g/100 g (155 °C) [4] |
| Solubilidad en etanodiol | 3,46 g/100 g (20 °C) [5] |
| Solubilidad en dimetilformamida | 0,5 g/kg [5] |
| Acidez (p K a ) | 10.33 |
| −4,1·10 −5 cm3 /mol [ 2] | |
Índice de refracción ( n D ) | 1,485 (anhidro) 1,420 (monohidrato) [6] 1,405 (decahidrato) |
| Viscosidad | 3,4 cP (887 °C) [5] |
| Estructura | |
| Monoclínico (forma γ, forma β, forma δ, anhidro) [7] Ortorrómbico (monohidrato, heptahidrato) [1] [8] | |
| C2/m, n.º 12 (forma γ, anhidra, 170 K) C2/m, n.º 12 (forma β, anhidra, 628 K) P2 1 /n, n.º 14 (forma δ, anhidra, 110 K) [7] Pca2 1 , n.º 29 (monohidrato) [1] Pbca, n.º 61 (heptahidrato) [8] | |
| 2/m (forma γ, forma β, forma δ, anhidra) [7] mm2 (monohidrato) [1] 2/m 2/m 2/m (heptahidrato) [8] | |
a = 8,920(7) Å, b = 5,245(5) Å, c = 6,050(5) Å (forma γ, anhidra, 295 K) [7] α = 90°, β = 101,35(8)°, γ = 90° | |
| Octaédrico (Na + , anhidro) | |
| Termoquímica | |
Capacidad calorífica ( C ) | 112,3 J/mol·K [2] |
Entropía molar estándar ( S ⦵ 298 ) | 135 J/mol·K [2] |
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | −1130,7 kJ/mol [2] [5] |
Energía libre de Gibbs (Δ f G ⦵ ) | −1044,4 kJ/mol [2] |
| Peligros | |
| Seguridad y salud en el trabajo (SST/OHS): | |
Principales peligros | Irritante |
| Etiquetado SGA : | |
 [9] | |
| Advertencia | |
| H313+H333 , H319 [9] | |
| P305+P351+P338 [9] | |
| NFPA 704 (rombo cortafuegos) | |
| Dosis o concentración letal (LD, LC): | |
LD 50 ( dosis media ) | 4090 mg/kg (rata, oral) [10] |
| Ficha de datos de seguridad (FDS) | Hoja de datos de seguridad del material (MSDS) |
| Compuestos relacionados | |
Otros aniones | Bicarbonato de sodio |
Otros cationes | Carbonato de litio Carbonato de potasio Carbonato de rubidio Carbonato de cesio |
Compuestos relacionados | Sesquicarbonato de sodio Percarbonato de sodio |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa). | |
El carbonato de sodio (también conocido como carbonato de sodio , carbonato de sodio y cristales de soda ) es un compuesto inorgánico con la fórmula Na2CO3 y sus diversos hidratos . Todas las formas son sales blancas, inodoras y solubles en agua que producen soluciones alcalinas en agua. Históricamente , se extraía de las cenizas de plantas cultivadas en suelos ricos en sodio, y debido a que las cenizas de estas plantas ricas en sodio eran notablemente diferentes de las cenizas de la madera (que alguna vez se usaron para producir potasa ) , el carbonato de sodio se conoció como "carbonato de sodio". [12] Se produce en grandes cantidades a partir de cloruro de sodio y piedra caliza mediante el proceso Solvay , así como carbonatando hidróxido de sodio que se elabora mediante el proceso clorálcali .
Hidratos
El carbonato de sodio se obtiene como tres hidratos y como sal anhidra:
- carbonato de sodio decahidratado ( natrón ) , Na2CO3 · 10H2O , que efloresce fácilmente para formar el monohidrato.
- carbonato de sodio heptahidrato (no conocido en forma mineral), Na 2 CO 3 ·7H 2 O.
- Carbonato de sodio monohidrato ( termonatrita ) , Na2CO3 · H2O . También conocido como carbonato cristalino .
- El carbonato de sodio anhidro (natrito), también conocido como sosa calcinada, se forma al calentar los hidratos. También se forma cuando el hidrogenocarbonato de sodio se calienta (calcina), por ejemplo, en el paso final del proceso Solvay .
El decahidrato se forma a partir de soluciones acuosas que cristalizan en el rango de temperatura de -2,1 a +32,0 °C, el heptahidrato en el estrecho rango de 32,0 a 35,4 °C y por encima de esta temperatura se forma el monohidrato. [13] En aire seco, el decahidrato y el heptahidrato pierden agua para dar lugar al monohidrato. Se han descrito otros hidratos, por ejemplo, con 2,5 unidades de agua por unidad de carbonato de sodio ("Penta hemihidrato"). [14]
Carbonato de sodio
El carbonato de sodio decahidratado ( Na2CO3 ·10H2O ) , también conocido como carbonato de sodio, es el hidrato más común de carbonato de sodio que contiene 10 moléculas de agua de cristalización . El carbonato de sodio se disuelve en agua y se cristaliza para obtener carbonato de sodio.
Es uno de los pocos carbonatos metálicos que es soluble en agua.
Aplicaciones
Algunas aplicaciones comunes del carbonato de sodio incluyen:
- Como agente limpiador para uso doméstico, como el lavado de ropa. El carbonato de sodio es un componente de muchos jabones en polvo secos. Tiene propiedades detergentes a través del proceso de saponificación , que convierte las grasas y los aceites en sales solubles en agua (específicamente, jabones). [15]
- Se utiliza para reducir la dureza del agua [16] (ver § Ablandamiento del agua).
- Se utiliza en la fabricación de vidrio , [17] jabón , [17] y papel (véase § Fabricación de vidrio).
- Se utiliza en la fabricación de compuestos de sodio como el bórax (borato de sodio).
Fabricación de vidrio
El carbonato de sodio actúa como fundente para la sílice (SiO2 , punto de fusión 1.713 °C), reduciendo el punto de fusión de la mezcla a un valor alcanzable sin materiales especiales. Este "vidrio sódico" es ligeramente soluble en agua, por lo que se añade algo de carbonato de calcio a la mezcla fundida para que el vidrio sea insoluble. El vidrio para botellas y ventanas (" vidrio sódico-cálcico " con temperatura de transición ~570 °C) se fabrica fundiendo estas mezclas de carbonato de sodio, carbonato de calcio y arena de sílice ( dióxido de silicio (SiO2 ) ). Cuando estos materiales se calientan, los carbonatos liberan dióxido de carbono. De esta manera, el carbonato de sodio es una fuente de óxido de sodio. El vidrio sódico-cálcico ha sido la forma más común de vidrio durante siglos. También es un insumo clave para la fabricación de vidrio para vajillas. [15]
Ablandamiento de agua
El agua dura suele contener iones de calcio o magnesio. Para eliminar estos iones y reemplazarlos por iones de sodio se utiliza carbonato de sodio. [16]
El carbonato de sodio es una fuente de carbonato soluble en agua. Los iones de calcio y magnesio forman precipitados sólidos insolubles tras el tratamiento con iones de carbonato :
El agua se suaviza porque ya no contiene iones de calcio ni iones de magnesio disueltos. [16]
Aditivo alimentario y cocción
El carbonato de sodio tiene varios usos en la cocina, en gran parte porque es una base más fuerte que el bicarbonato de sodio ( bicarbonato de sodio ) pero más débil que la lejía (que puede referirse al hidróxido de sodio o, con menos frecuencia, al hidróxido de potasio ). La alcalinidad afecta la producción de gluten en las masas amasadas y también mejora el dorado al reducir la temperatura a la que se produce la reacción de Maillard . Para aprovechar el primer efecto, el carbonato de sodio es, por tanto, uno de los componentes del kansui (かん水) , una solución de sales alcalinas que se utiliza para dar a los fideos ramen japoneses su sabor característico y su textura masticable; una solución similar se utiliza en la cocina china para hacer lamian , por razones similares. Los panaderos cantoneses utilizan de forma similar el carbonato de sodio como sustituto del agua con lejía para dar a los pasteles de luna su textura característica y mejorar el dorado. En la cocina alemana (y en la cocina centroeuropea en general), los panes como los pretzels y los panecillos con lejía, que tradicionalmente se trataban con lejía para mejorar el dorado, se pueden tratar en cambio con carbonato de sodio; el carbonato de sodio no produce un dorado tan fuerte como la lejía, pero es mucho más seguro y más fácil de trabajar. [18]
El carbonato de sodio se utiliza en la producción de sorbete en polvo. La sensación refrescante y burbujeante resulta de la reacción endotérmica entre el carbonato de sodio y un ácido débil, comúnmente ácido cítrico , que libera gas de dióxido de carbono, que se produce cuando el sorbete se humedece con saliva.
El carbonato de sodio también se utiliza en la industria alimentaria como aditivo alimentario (E500), regulador de la acidez, antiaglomerante , gasificante y estabilizador. También se utiliza en la producción de snus para estabilizar el pH del producto final.
Si bien es menos probable que cause quemaduras químicas que la lejía, se debe tener cuidado al trabajar con carbonato de sodio en la cocina, ya que es corrosivo para los utensilios de cocina, los utensilios y el papel de aluminio. [19]
Otras aplicaciones
El carbonato de sodio también se utiliza como una base relativamente fuerte en diversos campos. Como álcali común, se prefiere en muchos procesos químicos porque es más barato que el hidróxido de sodio y mucho más seguro de manipular. Su suavidad recomienda especialmente su uso en aplicaciones domésticas.
Por ejemplo, se utiliza como regulador de pH para mantener las condiciones alcalinas estables necesarias para la acción de la mayoría de los agentes de revelado de películas fotográficas . También es un aditivo común en el agua de piscinas y acuarios para mantener un pH y una dureza de carbonatos (KH) deseados. En el teñido con colorantes reactivos con las fibras, se utiliza carbonato de sodio (a menudo bajo un nombre como fijador de carbonato de sodio o activador de carbonato de sodio) para asegurar la unión química adecuada del colorante con las fibras de celulosa (vegetales), normalmente antes del teñido (para teñidos anudados), mezclado con el colorante (para pintura con colorante) o después del teñido (para teñido por inmersión). También se utiliza en el proceso de flotación por espuma para mantener un pH favorable como acondicionador de flotación junto con CaO y otros compuestos ligeramente básicos.
Precursor de otros compuestos
El bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) o bicarbonato de sodio, también un componente de los extintores de incendios, se genera a menudo a partir del carbonato de sodio. Aunque el NaHCO 3 es en sí mismo un producto intermedio del proceso Solvay, el calentamiento necesario para eliminar el amoníaco que lo contamina descompone parte del NaHCO 3 , lo que hace que sea más económico hacer reaccionar el Na 2 CO 3 terminado con el CO 2 :
En una reacción relacionada, el carbonato de sodio se utiliza para producir bisulfito de sodio (NaHSO 3 ), que se utiliza para el método de "sulfito" para separar la lignina de la celulosa. Esta reacción se aprovecha para eliminar el dióxido de azufre de los gases de combustión en las centrales eléctricas:
Esta aplicación se ha vuelto más común, especialmente donde las estaciones tienen que cumplir con estrictos controles de emisiones.
La industria del algodón utiliza carbonato de sodio para neutralizar el ácido sulfúrico necesario para la deslinfa ácida de las semillas de algodón vellosas.
También se utiliza para formar carbonatos de otros metales mediante intercambio iónico, a menudo con los sulfatos de otros metales.
Misceláneas
El carbonato de sodio se utiliza en la industria de los ladrillos como agente humectante para reducir la cantidad de agua necesaria para extruir la arcilla. En la fundición, se lo conoce como "agente aglutinante" y se utiliza para permitir que el alginato húmedo se adhiera al alginato gelificado. El carbonato de sodio se utiliza en las pastas de dientes, donde actúa como agente espumante y abrasivo, y para aumentar temporalmente el pH de la boca.
El carbonato de sodio también se utiliza en el procesamiento y curtido de pieles de animales. [20]
Propiedades físicas
La entalpía integral de la solución de carbonato de sodio es -28,1 kJ/mol para una solución acuosa al 10 % p/p. [21] La dureza de Mohs del carbonato de sodio monohidrato es 1,3. [6]
Presencia como mineral natural
El carbonato de sodio es soluble en agua y puede encontrarse de forma natural en regiones áridas, especialmente en depósitos minerales ( evaporitas ) que se forman cuando se evaporan los lagos estacionales. Los depósitos del mineral natrón se han extraído de los fondos de los lagos secos de Egipto desde la antigüedad, cuando el natrón se utilizaba en la preparación de momias y en la fabricación primitiva de vidrio.
La forma mineral anhidra del carbonato de sodio es bastante rara y se denomina nitrito. El carbonato de sodio también surge de Ol Doinyo Lengai , el volcán único de Tanzania, y se presume que surgió de otros volcanes en el pasado, pero debido a la inestabilidad de estos minerales en la superficie de la Tierra, es probable que se erosionen. Las tres formas mineralógicas del carbonato de sodio, así como la trona , el hidrogenocarbonato trisódico dihidratado, también se conocen de rocas pegmatíticas ultraalcalinas , que se encuentran, por ejemplo, en la península de Kola en Rusia.
Extraterrestre, el carbonato de sodio conocido es raro. Se han identificado depósitos como la fuente de puntos brillantes en Ceres , material interior que ha sido traído a la superficie. [22] Si bien hay carbonatos en Marte , y se espera que estos incluyan carbonato de sodio, [23] los depósitos aún deben confirmarse, esta ausencia se explica por algunos como debido a un predominio global de pH bajo en el suelo marciano previamente acuoso . [24]
Producción
El primer procedimiento químico a gran escala se estableció en Inglaterra en 1823 para fabricar carbonato de sodio. [17]
Minería
La trona , también conocida como hidrogenodicarbonato trisódico dihidrato ( Na3HCO3CO3 ·2H2O ) , se extrae en varias áreas de los EE. UU. y proporciona casi todo el consumo estadounidense de carbonato de sodio. Grandes depósitos naturales descubiertos en 1938, como el que se encuentra cerca de Green River , Wyoming , han hecho que la minería sea más económica que la producción industrial en América del Norte. Existen importantes reservas de trona en Turquía; [25] se han extraído dos millones de toneladas de carbonato de sodio de las reservas cercanas a Ankara.
Barilla y algas marinas
Varias especies de plantas halófitas (tolerantes a la sal) y especies de algas marinas pueden procesarse para producir una forma impura de carbonato de sodio, y estas fuentes predominaron en Europa y otros lugares hasta principios del siglo XIX. Las plantas terrestres (normalmente salicornias o salicornias ) o las algas marinas (normalmente especies de Fucus ) se cosechaban, se secaban y se quemaban. Las cenizas se " lixiviaban " (se lavaban con agua) para formar una solución alcalina. Esta solución se hervía hasta secarse para crear el producto final, que se denominó "carbonato de sodio"; este nombre muy antiguo deriva de la palabra árabe soda , a su vez aplicada a Salsola soda , una de las muchas especies de plantas costeras cosechadas para la producción. "Barilla" es un término comercial que se aplica a una forma impura de potasa obtenida de plantas costeras o algas marinas . [26]
La concentración de carbonato de sodio en el carbonato sódico variaba mucho, desde el 2-3 por ciento en el caso de la forma derivada de las algas marinas (" kelp "), hasta el 30 por ciento en el caso de la mejor barrilla producida a partir de plantas de salicornia en España. Las fuentes de carbonato sódico a partir de plantas y algas marinas, y también del álcali relacionado " potasa ", se volvieron cada vez más inadecuadas a fines del siglo XVIII, y se intensificó la búsqueda de rutas comercialmente viables para sintetizar carbonato sódico a partir de sal y otros productos químicos. [27]
Proceso Leblanc
En 1792, el químico francés Nicolas Leblanc patentó un proceso para producir carbonato de sodio a partir de sal, ácido sulfúrico , piedra caliza y carbón. En el primer paso, el cloruro de sodio se trata con ácido sulfúrico en el proceso Mannheim . Esta reacción produce sulfato de sodio ( torta de sal ) y cloruro de hidrógeno :
La torta de sal y la piedra caliza triturada ( carbonato de calcio ) se redujeron mediante calentamiento con carbón . [15] Esta conversión implica dos partes. Primero está la reacción carbotérmica mediante la cual el carbón, una fuente de carbono , reduce el sulfato a sulfuro :
La segunda etapa es la reacción para producir carbonato de sodio y sulfuro de calcio :
Esta mezcla se llama ceniza negra . El carbonato de sodio se extrae de la ceniza negra con agua. La evaporación de este extracto produce carbonato de sodio sólido. Este proceso de extracción se denominó lixiviación .
El ácido clorhídrico producido por el proceso Leblanc era una fuente importante de contaminación del aire y el subproducto sulfuro de calcio también presentaba problemas de eliminación de desechos. Sin embargo, siguió siendo el principal método de producción de carbonato de sodio hasta fines de la década de 1880. [27] [28]
Proceso Solvay
En 1861, el químico industrial belga Ernest Solvay desarrolló un método para producir carbonato de sodio haciendo reaccionar primero cloruro de sodio , amoníaco , agua y dióxido de carbono para generar bicarbonato de sodio y cloruro de amonio : [15]
El bicarbonato de sodio resultante se convirtió luego en carbonato de sodio al calentarlo, liberando agua y dióxido de carbono:
Mientras tanto, el amoniaco se regeneró a partir del subproducto cloruro de amonio tratándolo con la cal ( óxido de calcio ) sobrante de la generación de dióxido de carbono:
El proceso Solvay recicla el amoniaco. Solo consume salmuera y piedra caliza, y el cloruro de calcio es su único producto de desecho. El proceso es sustancialmente más económico que el proceso Leblanc, que genera dos productos de desecho, sulfuro de calcio y cloruro de hidrógeno . El proceso Solvay rápidamente llegó a dominar la producción de carbonato de sodio en todo el mundo. En 1900, el 90% del carbonato de sodio se producía mediante el proceso Solvay, y la última planta del proceso Leblanc cerró a principios de la década de 1920. [15]
El segundo paso del proceso Solvay, el calentamiento del bicarbonato de sodio, se utiliza a pequeña escala en los cocineros caseros y en los restaurantes para elaborar carbonato de sodio con fines culinarios (incluidos los pretzels y los fideos alcalinos ). El método resulta atractivo para estos usuarios porque el bicarbonato de sodio se vende ampliamente como bicarbonato de sodio y las temperaturas necesarias (de 250 °F (121 °C) a 300 °F (149 °C)) para convertir el bicarbonato de sodio en carbonato de sodio se alcanzan fácilmente en los hornos de cocina convencionales . [18]
El proceso de Hou
Este proceso fue desarrollado por el químico chino Hou Debang en la década de 1930. El dióxido de carbono, un subproducto del reformado con vapor , se bombeó a través de una solución saturada de cloruro de sodio y amoníaco para producir bicarbonato de sodio mediante estas reacciones:
El bicarbonato de sodio se recolectó como un precipitado debido a su baja solubilidad y luego se calentó hasta aproximadamente 80 °C (176 °F) o 95 °C (203 °F) para producir carbonato de sodio puro similar al último paso del proceso Solvay. Se agrega más cloruro de sodio a la solución restante de cloruros de amonio y sodio; también, se bombea más amoníaco a 30-40 °C a esta solución. Luego, la temperatura de la solución se reduce por debajo de los 10 °C. La solubilidad del cloruro de amonio es mayor que la del cloruro de sodio a 30 °C y menor a 10 °C. Debido a esta diferencia de solubilidad dependiente de la temperatura y al efecto del ion común , el cloruro de amonio se precipita en una solución de cloruro de sodio.
El nombre chino del proceso de Hou, lianhe zhijian fa (联合制碱法), significa "método de fabricación alcalina acoplada": el proceso de Hou está acoplado al proceso de Haber y ofrece una mejor economía de átomos al eliminar la producción de cloruro de calcio, ya que ya no es necesario regenerar el amoníaco. El cloruro de amonio resultante se puede vender como fertilizante.
Véase también
Referencias
- ^ abcd Harper, JP (1936). Antipov, Evgeny; Bismayer, Ulrich; Huppertz, Hubert; Petrícek, Václav; Pöttgen, Rainer; Schmahl, Wolfgang; Tiekink, ERT; Zou, Xiaodong (eds.). "Estructura cristalina del carbonato de sodio monohidrato, Na2CO3. H2O". Zeitschrift für Kristallographie - Materiales cristalinos . 95 (1): 266–273. doi :10.1524/zkri.1936.95.1.266. ISSN 2196-7105 . Consultado el 25 de julio de 2014 .
- ^ abcdefg Lide, David R., ed. (2009). Manual de química y física del CRC (90.ª edición). Boca Ratón, Florida : CRC Press . ISBN 978-1-4200-9084-0.
- ^ ab Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilidades de compuestos inorgánicos y orgánicos (2.ª ed.). Nueva York : D. Van Nostrand Company. pág. 633.
- ^ ab Comey, Arthur Messinger; Hahn, Dorothy A. (febrero de 1921). Diccionario de solubilidades químicas: inorgánico (2.ª ed.). Nueva York: The MacMillan Company. págs. 208-209.
- ^ abcd Anatolievich, Kiper Ruslan. "carbonato de sodio". chemister.ru . Consultado el 25 de julio de 2014 .
- ^ abc Pradyot, Patnaik (2003). Manual de productos químicos inorgánicos . McGraw-Hill. pág. 861. ISBN 978-0-07-049439-8.
- ^ abcd Dusek, Michal; Chapuis, Gervais; Meyer, Mathias; Petricek, Vaclav (2003). "Sodium carbonate revisited" (PDF) . Acta Crystallographica Sección B . 59 (3): 337–352. Bibcode :2003AcCrB..59..337D. doi :10.1107/S0108768103009017. ISSN 0108-7681. PMID 12761404 . Consultado el 25 de julio de 2014 .
- ^ abc Betzel, C.; Saenger, W.; Loewus, D. (1982). "Carbonato de sodio heptahidratado". Acta Crystallographica Sección B . 38 (11): 2802–2804. Código Bibliográfico :1982AcCrB..38.2802B. doi :10.1107/S0567740882009996.
- ^ abc Sigma-Aldrich Co. , Carbonato de sodio. Consultado el 6 de mayo de 2014.
- ^ Chambers, Michael. "ChemIDplus - 497-19-8 - CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L - Carbonato de sodio [NF] - Búsqueda de estructuras similares, sinónimos, fórmulas, enlaces de recursos y otra información química".
- ^ "Hoja de datos de seguridad del material: carbonato de sodio anhidro" (PDF) . conservationsupportsystems.com . ConservationSupportSystems . Consultado el 25 de julio de 2014 .
- ^ "Estadísticas e información sobre la ceniza de soda". Encuesta geográfica de los Estados Unidos . Consultado el 3 de marzo de 2024 .
- ^ TWRichards y AH Fiske (1914). "Sobre las temperaturas de transición de los hidratos de carbonato de sodio como puntos fijos en termometría". Journal of the American Chemical Society . 36 (3): 485–490. doi :10.1021/ja02180a003.
- ^ A. Pabst. "Sobre los hidratos de carbonato de sodio" (PDF) .
- ^ abcde Christian Thieme (2000). "Carbonatos de sodio". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a24_299. ISBN 978-3527306732.
- ^ abc "Lectura de dureza del agua" (PDF) . Centro de Investigación de Materiales de Cornell .
- ^ abc Himmelblau, David M.; Riggs, James B. (2022). Principios básicos y cálculos en ingeniería química . Serie internacional en ciencias de ingeniería física y química (novena edición). Boston: Pearson. ISBN 978-0-13-732717-1.
- ^ ab McGee, Harold (24 de septiembre de 2010). "Para un sabor tradicional, hornee el bicarbonato de sodio". The New York Times . Consultado el 25 de abril de 2019 .
- ^ "Carbonato de sodio". corrosiónpedia . Janalta Interactive . Consultado el 9 de noviembre de 2020 .
- ^ "Cuero y pieles curtidos en casa" (PDF) . Consultado el 16 de abril de 2024 .
- ^ "Tatachemicals.com/north-america/product/images/fig_2_1.jpg".
- ^ De Sanctis, MC; et al. (29 de junio de 2016). "Depósitos de carbonato brillante como evidencia de alteración acuosa en (1) Ceres". Nature . 536 (7614): 54–57. Bibcode :2016Natur.536...54D. doi :10.1038/nature18290. PMID 27362221. S2CID 4465999.
- ^ Jeffrey S. Kargel (23 de julio de 2004). Marte: un planeta más cálido y húmedo. Springer Science & Business Media. pp. 399–. ISBN 978-1-85233-568-7.
- ^ Grotzinger, J. y R. Milliken (eds.) 2012. Geología sedimentaria de Marte. SEPM
- ^ "Ciner evalúa la venta de una participación en una unidad de ceniza de soda valorada en 5.000 millones de dólares". Bloomberg.com . 2021-08-09 . Consultado el 2023-12-04 .
- ^ Hooper, Robert (1802). Lexicon Medicum (edición de 1848). Londres: Longman. págs. 1198-1199. OCLC 27671024.
- ^ ab Clow, Archibald y Clow, Nan L. (junio de 1952). Revolución química . Ayer. págs. 65–90. ISBN 0-8369-1909-2 .
- ^ Kiefer, David M. (enero de 2002). "Todo se trataba de álcali". Today's Chemist at Work . 11 (1): 45–6.
Lectura adicional
- Eggeman, T. (2011). "Carbonato de sodio". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology . págs. 1–11. doi :10.1002/0471238961.1915040918012108.a01.pub3. ISBN 978-0471238966.
- Thieme, C. (2000). "Carbonatos de sodio". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . doi :10.1002/14356007.a24_299. ISBN 978-3527306732.
Enlaces externos
- Compañía Americana de Ceniza de Soda Natural
- Ficha internacional de seguridad química 1135
- Corporación FMC Wyoming
- Uso de carbonato de sodio en tintura
- Fabricación de carbonato de sodio mediante procesos sintéticos
