Natriumhydrogencarbonat

Natriumhydrogencarbonat, Summenformel NaHCO₃, kurz Natron, wird oft auch mit dem chemisch falschen, teilweise sehr veralteten Trivialnamen doppeltkohlensaures Natron, Natriumbicarbonat oder Bikarbonat bezeichnet (falsch, da kein echtes Bikarbonat) – nicht zu verwechseln mit Natronlauge. Im Handel wird Natron auch unter Bezeichnungen wie „Speisesoda“, „Backsoda“, Speisenatron (z. B. in Rezepten) und unter den Traditionsmarken „KaiserNatron^®“ oder „Bullrich-Salz^®“ gehandelt. Es ist ein feines weißes Pulver und zersetzt sich oberhalb einer Temperatur von 65 °C unter Abspaltung von Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Natriumcarbonat. Es ist ein Natriumsalz der Kohlensäure und hat eine Dichte von 2,159 g·cm⁻³.

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Etymologie

Das Wort Natron stammt in dieser Form aus dem Griechischen, ursprünglich aber aus dem Ägyptischen, wo der Konsonatenstamm „ntrj “ (= göttlich) für als heilig geltende Stoffe gebraucht wird, unter anderem für das im Wadi Natrun vorkommende natürliche Natron (eigentlich ein Gemisch aus Natron, Soda und Salz; ägyptisch sonst: hsmn) das zur rituellen Reinigung und zur Mumifizierung verwendet wurde. Der Elementname Natrium (= Natronbildner) leitet sich von Natron ab.

Biologische Bedeutung

Mit Säuren reagiert es schäumend unter Bildung von Kohlenstoffdioxid und Wasser:

Natriumhydrogencarbonat und Salzsäure reagieren zu Natriumchlorid, Kohlenstoffdioxid und Wasser.

Die Möglichkeit, Säuren durch HCO₃⁻ zu neutralisieren, ist für den Körper überlebenswichtig.

• Im Magen muss aufgrund der dort aktiven Enzyme ein saures Milieu herrschen, dies geschieht durch Produktion von Chlorwasserstoff (HCl). Die Epithelzellen der Magenwand, die bei einem solch niedrigen pH-Wert sofort zugrunde gehen würden, schützen sich selbst durch Abgabe von mit HCO₃⁻ versetztem Schleim^[2]. Dringen H⁺-Ionen der Salzsäure in die Schleimschicht ein, so werden sie zu CO₂ und Wasser neutralisiert. Das CO₂ entweicht z. T. durch die Speiseröhre.

• Im Dünndarm wird aber wieder eine alkalische Umgebung benötigt, da hier andere Enzyme die Spaltung der Nährstoffe übernehmen. Die Änderung des pH-Wertes erfolgt im Zwölffingerdarm durch Einspeisung des Sekretes der Bauchspeicheldrüse, welches unter anderem HCO₃⁻ enthält.

Anwendungen in der Industrie

Wegen der thermischen Zersetzung von Natriumhydrogencarbonat, einsetzend oberhalb von 50 °C, wird es seit langer Zeit in der Lebensmitteltechnik als Backtreibmittel (im Backpulver zusammen mit Natriumhydrogenphosphat) und als Feuerlöschpulver genutzt.

Vorkommen

Natriumhydrogencarbonat kommt als natürliches Mineral Nahcolith in den USA vor. Die Verschwisterung mit Ölschiefer verhinderte aber eine industrielle Nutzung.

Herstellung

Umsetzung von gereinigter Natriumcarbonatlösung mit Kohlenstoffdioxid unter Kühlung:

Das durch Filtration gewonnene Natriumhydrogencarbonat muss vorsichtig getrocknet werden, damit es sich nicht wieder zersetzt.

Das als Zwischenprodukt im Solvay-Verfahren anfallende Natriumhydrogencarbonat wird wegen der Verunreinigungen normalerweise nicht verwendet.

Verwendung von Natron

• In der Lebensmitteltechnik
  • Bestandteil von Backpulvern
  • Bestandteil von Brausepulvern

• In der Medizin
  • als Mittel gegen Sodbrennen (Samarin, KaiserNatron^® oder Bullrich-Salz^®) wegen der Neutralisationswirkung unter Bildung von ungiftigen Reaktionsprodukten (CO₂ und Wasser); gilt heute als veraltet (siehe Antacidum, Protonenpumpenhemmer)
  • zur Behandlung von Vergiftungen durch Barbiturate und Salicylate
  • als Infusion zur Behandlung der metabolischen Azidose
  • als Zusatz bei der Dialyse
  • als Bestandteil von Brausetabletten (z. B. Aspirin^® oder Alka-Seltzer^®)

• Historisch zur Dehydrierung von Leichen (Mumifizierung).

• In der Landwirtschaft
  • Als Mittel gegen Pilzerkrankungen wie z.B. Mehltau oder Graufäule. Besonders bekannt unter dem Namen Steinhauer's Mehltauschreck.

• Bestandteil von Feuerlöschpulvern

• zum Strecken von synthetischen Drogen wie Amphetamin sowie zur Herstellung von Crack aus Kokain

• Im Haushalt
  • zum Enthärten von Wasser (beispielsweise um Tee oder Kaffee zu kochen)
  • zum Entfernen verkrusteter Speisereste: Indem man die Kruste auf dem Topfboden mit 1 Essl. Natron überpudert, das ganze über Nacht stehen lässt und am folgenden Morgen mit einer Tasse Wasser aufkocht, kann man selbst sehr hartnäckige und scheuermilchpflichtige Verkrustungen lösen. Sie lösen sich in großen Flocken vom Topfboden. Dieses Verfahren ist gut geeignet für Edelstahl- und Emailletöpfe, Thermoskannen, Teekannen, Blumenvasen, Urinstein im WC usw.
  • Eine Prise Natron im Kochwasser lässt Erbsen, Linsen und Bohnen schneller weich werden und nimmt verschiedenen Kohlsorten die blähende Wirkung.
  • Es neutralisiert Gerüche z. B.: Mundgeruch, Abflussrohre, muffige Schuhe, Kühlschrank, Katzentoilette, Kleintierkäfige...
  • als Deo-Ersatz und bei Schweißfüßen als Fußbad anwendbar
  • Trägt man einen Brei aus Natron und Wasser auf einen Insektenstich auf, vermindern sich Juckreiz und Schwellung schnell.
  • Bei starkem Sonnenbrand tränkt man ein T-shirt in Natron-Wasser und zieht es nass über. Hervorragende schnelle und schmerzlindernde Wirkung. Die nächste Nacht ist gerettet.
  • Bei Sodbrennen hilft Natron sofort und dauerhaft. Die Wirkung zeigt sich, dass man leicht aufstoßen muss. (Gasbildung durch Neutralisation der (Magen-)Säure.
  • Bei der Einnahme von Natriumhydrogencarbonat geht es einem nach einem Kater besser.
  • Überschüssige Säure in Lebensmitteln wird durch Natron neutralisiert oder abgeschwächt. Dies ist etwa bei der Zubereitung von Konfitüren aus sehr sauren Früchten (z.B. Sanddorn) von Bedeutung, da diese so einen milderen Geschmack erhalten und daher auch weniger Zucker verwendet werden muss. Auch zu einer Speise versehentlich übermäßig zugesetzter Essig oder Zitronensaft kann durch Natron neutralisiert werden.

Bei der Zugabe von Natriumhydrogencarbonat werden aus hartem Wasser Calcium- und Magnesiumionen als Carbonate ausgefällt:

Das weichere Wasser kann man dann nach Bodensatzbildung durch Abgießen, oder bereits vorher durch Filtrieren, von den Carbonaten trennen.

• In der Aquaristik.
  • Erhöhung der Carbonathärte zur Verhinderung eines Säuresturzes.

Quellen

1. ↑ ^{a b c} BGIA GESTIS Stoffdatenbank: http://www.hvbg.de/d/bia/gestis/stoffdb/index.html. 9. Aug. 2007
2. ↑ Bikarbonatbatterie, S.E.Miederer, Fortschr Med.1994,Jun 10; 112(16):235–8, PubMed