Википедија

Натриум карбонат

хемиско соединение

Натриум карбонат (исто така познат како сода за перење, сода и кристална сода) — неорганско соединение со формулата Na
2CO
3 и неговите различни хидрати. Сите форми се бели, без мирис, растворливи во вода соли кои даваат алкални раствори во водата. Историски гледано, тој бил извлечен од пепелта на растенија одгледувани во почви богати со натриум. Бидејќи пепелта на овие растенија богати со натриум била значително различна од пепелта од дрво (кога се користела за производство на поташа), натриум карбонат станал познат како „сода пепел“.[13]  Се произведува во големи количини од натриум хлорид и варовник со Солвејскиот процес, како и со карбонирање на натриум хидроксид кој се прави со процесот на хлор-алкали.

Натриум карбонат
Формула на Натриум карбонат
Примерок од натриум карбонат
Назив според МСЧПХ
Натриум карбонат
Претпочитано име по МСЧПХ:

Динатриум карбонат

Други називи

Сода пепел, сода за перење, сода кристали, натриум триоксокарбонат

Назнаки
497-19-8 (безводен) Ок
5968-11-6 (монохидрат) Ок
6132-02-1 (декахидрат) Ок
ChEBI CHEBI:29377 Ок
ChEMBL ChEMBL186314 Ок
ChemSpider 9916 Ок
EC-број 207-838-8
3Д-модел (Jmol) Слика
PubChem 10340
RTECS-бр. VZ4050000
UNII 45P3261C7T Ок
2A1Q1Q3557 (monohydrate) Ок
LS505BG22I (decahydrate) Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед Бело цврсто, хигроскопско
Мирис Без мирис
Густина
  • 2.54 g/cm3 (25 °C, безводен)
  • 1.92 g/cm3 (856 °C)
  • 2.25 g/cm3 (монохидрат)[1]
  • 1.51 g/cm3 (хептахидрат)
  • 1.46 g/cm3 (декахидрат)[2]
Точка на топење
Безводен, g/100 mL:
  • 7 (0 °C)
  • 16.4 (15 °C)
  • 34.07 (27.8 °C)
  • 48.69 (34.8 °C)
  • 48.1 (41.9 °C)
  • 45.62 (60 °C)
  • 43.6 (100 °C)[3]
Растворливост Растворлив во алкали,[3] глицерол
етанол
CS2, ацетон, ацетат, алкохол амонијак[4]
Растворливост во глицерин 98.3 g/100 g (155 °C)[4]
Растворливост во етанедиол 3.46 g/100 g (20 °C)[5]
Растворливост во диметилформамид 0.5 g/kg[5]
Киселост (pKa) 10.33 [6]
−4.1·10−5 cm3/mol[2]
Показател на прекршување (nD) 1.485 (безводен)
1.420 (монохидрат)[7]
1.405 (декахидрат)
Вискозност 3.4 cP (887 °C)[5]
Структура
Кристална структура Monoclinic (γ-form, β-form, δ-form, безводен)[8]
Orthorhombic (монохидрат, хептахидрат)[1][9]
C2/m, No. 12 (γ-form, безводен, 170 K)
C2/m, No. 12 (β-form, безводен, 628 K)
P21/n, No. 14 (δ-form, безводен, 110 K)[8]
Pca21, No. 29 (монохидрат)[1]
Pbca, No. 61 (хептахидрат)[9]
Octahedral (Na+, безводен)
Термохемија
Ст. енталпија на
образување ΔfHo298 		−1130.7 kJ/mol[2][5]
Стандардна моларна
ентропија So298 		135 J/mol·K[2]
Специфичен топлински капацитет, C 112.3 J/mol·K[2]
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности
 Надразнувачки
GHS-ознаки:
Пиктограми
 GHS07: Извичник[10]
Сигнални зборови
 Опасен
Изјави за опасност
 H319[10]
Изјави за претпазливост
 P305+P351+P338[10]
NFPA 704
Смртоносна доза или концентрација:
4090 mg/kg (rat, oral)[11]
Безбедносен лист MSDS
Слични супстанци
Други анјони Сода бикарбона
Други катјони Литиум карбонат
Калиум карбонат
Рубидиум карбонат
Цезиум карбонат
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Хидрати

уреди

Натриум карбонат се добива како три хидрати и како безводна сол:

  • натриум карбонат декахидрат (натрон), Na2CO3 · 10H2O, кој лесно процутува за да формира монохидрат.
  • натриум карбонат хептахидрат (непознат во минерална форма), Na2CO 3 · 7H2O.
  • натриум карбонат монохидрат (термонатрит), Na2CO 3 · H2O. Исто така познат како кристален карбонат.
  • безводен натриум карбонат (натрит), исто така познат како калцинирана сода, се формира со загревање на хидратите. Исто така, се формира кога натриум хидрогенкарбонат се загрева (калцинира), на пр. во последниот чекор од Солвејскиот процес.

Декахидратот се формира од водени раствори кои се кристализираат во температурен опсег -2,1 до +32,0 °C, хептахидратот во тесниот опсег од 32,0 до 35,4 °C и над оваа температура се формира монохидрат.[14] На сув воздух декахидратот и хептахидратот губат вода за да го дадат монохидратот. Пријавени се и други хидрати, на пр. со 2,5 единици вода по единица натриум карбонат („пентахемихидрат“).[15]

Сода за перење

уреди

Натриум карбонат декахидрат (Na2CO 3 · 10H2O), исто така познат како сода за перење, е најчестиот хидрат на натриум карбонат кој содржи 10 молекули на вода за кристализација. Сода пепелта се раствора во вода и се кристализира за да се добие сода за перење. Тој е еден од ретките метални карбонати што е растворлив во вода.

Апликации

уреди

Некои вообичаени апликации на натриум карбонат вклучуваат:

  • Како средство за чистење за домашни цели како перење алишта. Натриум карбонат е компонента на многу прашоци за сув сапун. Има детергентни својства преку процесот на сапонификација, кој ги претвора мастите и маснотиите во соли растворливи во вода (всушност, сапуни).[16]
  • Се користи за намалување на тврдоста на водата (види Натриум карбонат § Белешки).
  • Се користи во производството на стакло, сапун и хартија (види Натриум карбонат § Белешки ).
  • Се користи во производството на натриумови соединенија како боракс.

Производство на стакло

уреди

Натриум карбонат служи како флукс за силициум диоксид (SiO2, точка на топење 1.713 °C), намалувајќи ја точката на топење на смесата до нешто што може да се постигне без специјални материјали. Ова „стакло-сода“ е благо растворливо во вода, па во смесата се додава калциум карбонат за стаклото да стане нерастворливо. Стаклото за шишиња и прозорци („ сода-вар стакло “ со температура на преод ~570 °C) се прави со топење на такви мешавини на натриум карбонат, калциум карбонат и силика песок (силициум диоксид (SiO2 )). Кога овие материјали се загреваат, карбонатите ослободуваат јаглерод диоксид. На овој начин, натриум карбонат е извор на натриум оксид. Стаклото со сода-вар е најчестиот облик на стакло со векови. Тоа е исто така клучен влез за производство на стакло за садови.[16]

Омекнување на водата

уреди

Тврдата вода обично содржи јони на калциум или магнезиум. Натриум карбонат се користи за отстранување на овие јони и нивна замена со натриумови јони.

Натриум карбонат е извор на карбонат растворлив во вода. Јоните на калциум и магнезиум формираат нерастворливи цврсти талози при третман со карбонатни јони:

Ca2+ + CO2−
3 → CaCO
3 (s)

Водата е омекната бидејќи повеќе не содржи растворени јони на калциум и јони на магнезиум.

Додаток на храна и готвење

уреди

Натриум карбонат има неколку намени во кујната, главно затоа што е посилна основа од сода бикарбона (натриум бикарбонат), но послаб од лугата (што може да се однесува на натриум хидроксид или, поретко, калиум хидроксид). Алкалноста влијае на производството на глутен во замесените теста, а исто така го подобрува кафеавоста со намалување на температурата на која се јавува реакцијата на Мејлард. За да се искористи претходниот ефект, натриум карбонат е една од компонентите на kansui (かん水), раствор од алкални соли што се користи за да им се даде на јапонските рамен тестенини карактеристичниот вкус и џвакачката текстура; слично решение се користи во кинеската кујна за да се направи ламиан, од слични причини. Кантонските пекари на сличен начин користат натриум карбонат како замена за лугата за да им ја дадат на месечевите колачи нивната карактеристична текстура и да го подобрат кафеавоста. Во германската кујна (и пошироко во централноевропската кујна), лебовите како што се ѓевреците и кифличките традиционално обработени со луга за да се подобри кафеавоста може да се третираат наместо со натриум карбонат; натриум карбонат не произведува толку силно кафеава боја како лугата, но е многу побезбеден и полесен за работа.[17]

Натриум карбонат се користи во производството на шербет во прав. Чувството на ладење и гадење произлегува од ендотермичката реакција помеѓу натриум карбонат и слаба киселина, најчесто лимонска киселина, ослободувајќи јаглерод диоксид гас, што се јавува кога шербетот се навлажнува со плунка.

Натриум карбонат, исто така, наоѓа употреба во прехранбената индустрија како додаток на храна (E500) како регулатор на киселост, средство против стврднување, средство за подигање и стабилизатор. Се користи и во производството на snus да се стабилизира pH вредноста на финалниот производ.

Иако е помала веројатноста да предизвика хемиски изгореници од лугата, сепак мора да се внимава кога се работи со натриум карбонат во кујната, бидејќи е корозивен на алуминиумските садови, приборот и фолијата.[18]

Останато

уреди

Натриум карбонат исто така се користи како релативно силна основа во различни области. Како обичен алкали, тој се претпочита во многу хемиски процеси бидејќи е поевтин од натриум хидроксид и далеку побезбеден за ракување. Неговата благост особено ја препорачува неговата употреба во домашни апликации.

На пример, се користи како регулатор на pH за одржување на стабилни алкални услови неопходни за дејството на повеќето агенси за развој на фотографски филм. Тоа е исто така вообичаен додаток во базените и аквариумската вода за одржување на саканата pH вредност и карбонатната цврстина (KH). При боење со влакна-реактивни бои, натриум карбонат (често под име како што е фиксатор на сода пепел или активатор на сода пепел) се користи за да се обезбеди правилно хемиско поврзување на бојата со целулозни (растителни) влакна, обично пред боење (за бои за вратоврска), измешана со бојата (за боење), или по боење (за боење со потопување). Исто така се користи во процесот на флотација на пена за да се одржи поволна pH вредност како регенератор за пливање покрај CaO и други благо основни соединенија.

Претходник на други соединенија

уреди

Натриум bicarbonate (NaHCO3) или сода бикарбона, исто така состојка во апаратите за гаснење пожар, често се создава од натриум карбонат. Иако NaHCO3 сам по себе е среден производ на Солвејскиот процес, загревањето потребно за отстранување на амонијакот што го контаминира разградува дел од NaHCO3, што го прави поекономично да реагира готовиот Na2CO3 со CO2:

Na2CO3 + CO2 + H2O → 2NaHCO3

Во слична реакција, натриум карбонат се користи за да се добие натриум бисулфит (NaHSO3), кој се користи за методот „сулфит“ за одвојување на лигнин од целулоза. Оваа реакција се користи за отстранување на сулфур диоксид од димните гасови во електраните:

Na2CO3 + SO2 + H2O → NaHCO3 + NaHSO3

Оваа апликација стана почеста, особено кога станиците треба да исполнат строги контроли за емисиите.

Натриум карбонатот го користи памучната индустрија за да ја неутрализира сулфурната киселина потребна за киселинско разделување на нејасното памучно семе.

Исто така се користи за формирање на карбонати на други метали со размена на јони, често со сулфати на другите метали.

Разно

уреди

Натриум карбонат се користи во индустријата за тули како средство за навлажнување за да се намали количината на вода потребна за екструдирање на глината. Во кастинг, тој се нарекува „сврзувачки агенс“ и се користи за да се дозволи влажниот алгинат да се прилепува до гелираниот алгинат. Натриум карбонат се користи во пастите за заби, каде што делува како средство за пенење и абразивно и привремено ја зголемува pH вредноста на устата.

Натриум карбонат исто така се користи при преработка и штавење на животински кожи. 

Физички својства

уреди

Интегралната енталпија на растворот на натриум карбонат е −28,1 kJ/mol за 10% w/w воден раствор.[19] Мосовата скала на натриум карбонат монохидрат е 1,3.

Појава како природен минерал

уреди
 
Структура на монохидрат на 346 К

Натриум карбонат е растворлив во вода и може да се појави природно во сушните региони, особено во минералните наслаги ( испарувања) формирани кога испаруваат сезонските езера. Депозитите на минералот натрон се ископувани од суво езерско дно во Египет уште од античко време, кога натронот се користел за подготовка на мумии и во раното производство на стакло.

Безводната минерална форма на натриум карбонат е доста ретка и се нарекува натрит. Натриум карбонат, исто така, еруптира од Ол Доињо Ленгаи, уникатниот вулкан во Танзанија, и се претпоставува дека еруптирал од други вулкани во минатото, но поради нестабилноста на овие минерали на површината на земјата, најверојатно ќе биде еродирана. Сите три минералошки форми на натриум карбонат, како и трона, тринатриум хидрогендикарбонат дихидрат, се познати и од ултра-алкалните пегматитни карпи, кои се јавуваат на пример на Колскиот Полуостров во Русија.

Вонземски, познат натриум карбонат е редок. Депозитите се идентификувани како извор на светли точки на Церера, внатрешен материјал кој е изваден на површината.[20] Иако има карбонати на Марс, и се очекува тие да вклучуваат натриум карбонат,[21] депозитите допрва треба да се потврдат, ова отсуство е објаснето од некои како резултат на глобалната доминација на ниската pH вредност во претходно водната почва на Марс .[22]

Производство

уреди

Рударство

уреди

Трона, исто така познат како тринатриум хидрогендикарбонат дихидрат (Na3HCO3CO3 · 2H2O), се ископува во неколку области на САД и ја обезбедува речиси целата потрошувачка на натриум карбонат во САД. Големите природни наоѓалишта пронајдени во 1938 година, како оној во близина на Грин Ривер, Вајоминг, го направиле рударството поекономично од индустриското производство во Северна Америка. Во Турција има важни резерви на трона; два милиони тони сода се извлечени од резервите во близина на Анкара.

Исто така, се ископува од некои алкални езера како што е езерото Магади во Кенија. Топлите солени извори постојано ја надополнуваат солта во езерото, така што, под услов брзината на багерот да не е поголема од стапката на надополнување, изворот е целосно одржлив.

Барила и алги

уреди

Неколку „халофити“ (толерантни на сол) растителни видови и видови алги може да се обработат за да се добие нечист облик на натриум карбонат, а овие извори доминирале во Европа и на други места до почетокот на 19 век. Земјените растенија (обично стаклени кантарии) или морските алги (обично видовите Fucus ) биле собрани, сушени и изгорени. Пепелта потоа била „ ликсивирана“ (измиена со вода) за да се формира алкален раствор. Овој раствор се варел на суво за да се создаде финалниот производ, кој бил наречен „сода пепел“; ова многу старо име потекнува од арапскиот збор сода, кој пак се применува на сода Салсола, еден од многуте видови растенија на брегот на морето што се собираат за производство. „Барила“ е комерцијален термин кој се применува на нечиста форма на поташа добиена од крајбрежни растенија или алги.[23]

Концентрацијата на натриум карбонат во сода пепел варира многу широко, од 2-3 проценти за формата добиена од алги („ ламинарии “), до 30 проценти за најдобрата барила произведена од растенијата со сол во Шпанија. Растителни и морски извори за сода пепел, а исто така и за поврзаната алкална „поташа“, станале сè понесоодветни до крајот на 18 век, а потрагата по комерцијално остварливи патишта за синтетизирање на сода пепел од сол и други хемикалии се интензивирала.[24]

Леблан процес

уреди

Во 1792 година, францускиот хемичар Николас Лебланк патентирал процес за производство на натриум карбонат од сол, сулфурна киселина, варовник и јаглен. Во првиот чекор, натриум хлоридот се третира со сулфурна киселина во Манхајмскиот процес. Оваа реакција произведува натриум сулфат (солен колач) и хлороводород:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl

Солениот колач и кршен варовник (калциум карбонат) се намалуваат со загревање со јаглен.[16] Оваа конверзија вклучува два дела. Првата е карботермичката реакција при што јагленот, извор на јаглерод, го редуцира сулфатот во сулфид:

Na2SO4 + 2C → Na2S + 2CO2

Втората фаза е реакцијата за производство на натриум карбонат и калциум сулфид:

Na2S + CaCO3 → Na2CO3 + CaS

Оваа мешавина се нарекува црн пепел. Сода пепелта се извлекува од црниот пепел со вода. Со испарување на овој екстракт се добива цврст натриум карбонат. Овој процес на екстракција беше наречен ликсивација.

Хлороводородната киселина произведена со Лебланковиот процес била главен извор на загадување на воздухот, а нуспроизводот од калциум сулфид, исто така, претставувал проблем со отстранувањето на отпадот. Сепак, тој остана главен метод за производство на натриум карбонат до доцните 1880-ти.[24][25]

Солвејски процес

уреди

Во 1861 година, белгискиот индустриски хемичар Ернест Солвеј развил метод за правење натриум карбонат со прво реагирање на натриум хлорид, амонијак, вода и јаглерод диоксид за да се генерираат натриум бикарбонат и амониум хлорид:[16]

NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl

Добиениот натриум бикарбонат потоа се претвора во натриум карбонат со загревање, ослободувајќи вода и јаглерод диоксид:

2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

Во меѓувреме, амонијакот бил регенериран од нуспроизводот на амониум хлорид со третирање со вар (калциум оксид) останат од создавањето на јаглерод диоксид:

2NH4Cl + CaO → 2NH3 + CaCl2 + H2O

Процесот го рециклира својот амонијак и троши само саламура и варовник, а калциум хлоридот е нејзиниот единствен отпаден производ. Процесот е значително поекономичен од Лебланковот процес, кој генерира два отпадни производи, калциум сулфид и хлороводород. Солвејкиот процес брзо дошол до доминација во производството на натриум карбонат ширум светот. До 1900 година, 90% од натриум карбонат бил произведен со процесот, а последната фабрика преку Лебланков процес била затворена во раните 1920-ти.[16]

Вториот чекор од Солвејкиот процес, загревањето на натриум бикарбонат, се користи во мал обем од домашните готвачи и во рестораните за да се направи натриум карбонат за кулинарски цели (вклучувајќи ѓевреци и алкални тестенини ). Методот е привлечен за таквите корисници бидејќи натриум бикарбонат нашироко се продава како сода бикарбона и потребните температури ( 250 °F (121 °C) до 300 °F (149 °C) ) за претворање на сода бикарбона во натриум карбонат лесно се постигнуваат во конвенционалните кујнски печки.[17]

Процесот на Хоу

уреди

Овој процес бил развиен од кинескиот хемичар Хоу Дебанг во 1930-тите. Поранешниот нуспроизвод за реформирање на пареа, јаглерод диоксид бил испумпан преку заситен раствор на натриум хлорид и амонијак за да се произведе натриум бикарбонат со овие реакции:

CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2
3H2 + N2 → 2NH3
NH3 + CO2 + H2O → NH4HCO3

Натриум бикарбонатот бил собран како талог поради неговата ниска растворливост и потоа загреан до приближно 80 °C (176 °F) или 95 °C (203 °F) да се добие чист натриум карбонат сличен на последниот чекор од Солвејскиот процес. Повеќе натриум хлорид се додава во преостанатиот раствор на амониум и натриум хлориди; исто така, повеќе амонијак се пумпа на 30-40 °C до овој раствор. Температурата на растворот потоа се спушта на под 10 °C. Растворливоста на амониум хлоридот е повисока од онаа на натриум хлоридот на 30 °C и пониска на 10 °C. Поради оваа разлика во растворливоста зависна од температурата и ефектот на заеднички јони, амониум хлоридот се таложи во раствор на натриум хлорид.

Кинеското име на процесот на Хоу, lianhe zhijian fa (联合制碱法), значи „споен метод на производство на алкали“: процесот на Хоу е поврзан со процесот Хабер и нуди подобра атомска економија со елиминирање на производството на калциум хлорид, бидејќи на амонијакот повеќе не му треба да се регенерира. Нуспроизводот амониум хлорид може да се продава како ѓубриво.

Дополнителна литература

уреди
  • Eggeman, T. (2011). „Sodium Carbonate“. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. doi:10.1002/0471238961.1915040918012108.a01.pub3. ISBN 978-0471238966.
  • Thieme, C. (2000). „Sodium Carbonates“. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a24_299. ISBN 978-3527306732.

Наводи

уреди
  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 Harper, J. P. (1936). Antipov, Evgeny; Bismayer, Ulrich; Huppertz, Hubert; Petrícek, Václav; Pöttgen, Rainer; Schmahl, Wolfgang; Tiekink, E. R. T.; Zou, Xiaodong (уред.). „Crystal Structure of Sodium Carbonate Монохидрат, Na2CO3. H2O“. Zeitschrift für Kristallographie - Crystalline Materials. 95 (1): 266–273. doi:10.1524/zkri.1936.95.1.266. ISSN 2196-7105. Посетено на 2014-07-25.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 Lide, David R., уред. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90. изд.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
  3. ↑ 3,0 3,1 Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (2. изд.). New York: D. Van Nostrand Company. стр. 633.
  4. ↑ 4,0 4,1 Comey, Arthur Messinger; Hahn, Dorothy A. (February 1921). A Dictionary of Chemical Solubilities: Inorganic (2. изд.). New York: The MacMillan Company. стр. 208–209.
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 5,3 Anatolievich, Kiper Ruslan. „sodium carbonate“. chemister.ru. Посетено на 2014-07-25.
  6. ↑ „Sodium carbonate“. www.chemicalbook.com. Посетено на 25 June 2021.
  7. ↑ 7,0 7,1 Pradyot, Patnaik (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. стр. 861. ISBN 978-0-07-049439-8.
  8. ↑ 8,0 8,1 8,2 Dusek, Michal; Chapuis, Gervais; Meyer, Mathias; Petricek, Vaclav (2003). „Sodium carbonate revisited“ (PDF). Acta Crystallographica Section B. 59 (3): 337–352. doi:10.1107/S0108768103009017. ISSN 0108-7681. PMID 12761404. Посетено на 2014-07-25.
  9. ↑ 9,0 9,1 Betzel, C.; Saenger, W.; Loewus, D. (1982). „Sodium Carbonate Хептахидрат“. Acta Crystallographica Section B. 38 (11): 2802–2804. doi:10.1107/S0567740882009996.
  10. ↑ 10,0 10,1 10,2 Sigma-Aldrich Co., Sodium carbonate. Посетено на 2014-05-06.
  11. ↑ Chambers, Michael. „ChemIDplus - 497-19-8 - CDBYLPFSWZWCQE-UHFFFAOYSA-L - Sodium carbonate [NF] - Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information“.
  12. ↑ „Material Safety Data Sheet – Sodium Carbonate, Безводен“ (PDF). conservationsupportsystems.com. ConservationSupportSystems. Посетено на 2014-07-25.
  13. ↑ „minerals.usgs.gov/minerals“ (PDF). United States Geographical Survey.
  14. ↑ T.W.Richards and A.H. Fiske (1914). „On the transition temperatures of the transition temperatures of the hydrates of sodium carbonate as fix points in thermometry“. Journal of the American Chemical Society. 36 (3): 485–490. doi:10.1021/ja02180a003.
  15. ↑ A. Pabst. „On the hydrates of sodium carbonate“ (PDF).
  16. ↑ 16,0 16,1 16,2 16,3 16,4 . Weinheim. Отсутно или празно |title= (help)
  17. ↑ 17,0 17,1 McGee, Harold (24 September 2010). „For Old-Fashioned Flavor, Bake the Baking Soda“. The New York Times. Посетено на 25 April 2019.
  18. ↑ „Sodium Carbonate“. corrosionpedia. Janalta Interactive. Посетено на 9 November 2020.
  19. ↑ „Tatachemicals.com/north-america/product/images/fig_2_1.jpg“. Архивирано од изворникот на 2014-03-11. Посетено на 2023-03-03.
  20. ↑ De Sanctis, M. C.; и др. (29 June 2016). „Bright carbonate deposits as evidence of aqueous alteration on (1) Ceres“. Nature. 536 (7614): 54–57. Bibcode:2016Natur.536...54D. doi:10.1038/nature18290. PMID 27362221.
  21. ↑ Jeffrey S. Kargel (23 July 2004). Mars - A Warmer, Wetter Planet. Springer Science & Business Media. стр. 399–. ISBN 978-1-85233-568-7.
  22. ↑ Grotzinger, J. and R. Milliken (eds.) 2012.
  23. ↑ Hooper, Robert (1802). Lexicon Medicum (1848. изд.). London: Longman. стр. 1198–9. OCLC 27671024.
  24. ↑ 24,0 24,1 Clow, Archibald and Clow, Nan L. (June 1952).
  25. ↑ Kiefer, David M. (January 2002). „It was all about alkali“. Today's Chemist at Work. 11 (1): 45–6.

Надворешни врски

уреди
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Натриум_карбонат&oldid=5283827“