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1. Natron, wissenschaftliche Hintergünde

Natriumbikarbonat (NaHCO₃)

Wirkungsweise: Pufferung der beim Kreislaufstillstand infolge Hypoxie(Sauerstoffmangel) und mangelhafter Gewebsdurchblutung entstehenden sauren Stoffwechselprodukte (metabolische Azidose). Grundgedanke der früher sehr populären Verabreichung von Natriumbikarbonat während der Reanimation war, den folgenden Nebenwirkungen einer schweren metabolischen Azidose entgegen zu wirken:
- Abschwächung der Katecholaminwirkung
- Vasodilatation(Gefäße öffnen sich) Blutdruckabfall
- Verminderung der kardialen(Herz) Pumpfunktion (= negative Inotropie)
- Steigerung der Kapillardurchlässigkeit.

Die präklinische Pufferung mit Natriumbikarbonat birgt den Nachteil, daß sie "blind'' erfolgen muß, d. h. ohne genaue Berechnung der erforderlichen Dosis mittels Blutgasanalyse. Diese Blind-Pufferung ist mit gravierenden Nebenwirkungen behaftet:
- Gefahr der Überkorrektur der metabolischen Azidose (zu sauer) zur Alkalose (zu basisch)
- Verschiebung der Sauerstoffbindungskurve des Hämoglobins und
- Verminderung der Sauerstoffabgabe ans Gewebe
- Hypernatriämie (zu viel Natrium)
- Hyperosmolarität (Wasser wandert von den Körperzellen ins Blut)
- Auslösung ventrikulärer Tachykardien(Herz schlägt zu schnell, Auslösung des Impulses i.d. Herzkammer) /Kammerflimmern
- Auslösung einer Dauerkontraktion des Herzens ("stone heart'')
- Anhäufung von Kohlendioxid im peripheren Blut, dieses diffundiert in die Zellen und verstärkt dort die intrazelluläre Azidose.

Indikation:
Aus diesem Grund beschränken sich die Empfehlungen der AHA (American Heart Assoziation) für die Indikation zum präklinischem Einsatz von Natriumbikarbonat auf wenige Ausnahmen:
- Klasse I - Empfehlung:
- Hyperkaliämie; bei 49% der präklinischen Reanimationen liegt jedoch eher eine Hypokaliämie vor!
- Klasse II a-Empfehlung:
- Vorbestehende ausgeprägte metabolische Azidose (z. B. Koma diabeticum, Koma uraemicum)
- Intoxikation mit trizyklischen Antidepressiva oder Barbituraten
- Klasse II b-Empfehlung:
- Langdauernde Reanimation
Die Anwendung bei der metabolischen Lactat-Azidose wird als Klasse III - Maßnahme eingestuft (nicht empfohlen). Dosierung 1 mval/ kg Körpergewicht initial, ggfs. 0,5 mval / kg Körpergewicht alle 10 Minuten.

Hinweis: Da zahlreiche Medikamente durch Natriumbikarbonat inaktiviert werden, sollte es stets über einen separaten Zugang verabreicht werden. Bestes Mittel zur Korrektur der Azidose beim Kreislaufstillstand ist die Wiederherstellung einer adäquaten Ventilation und Gewebsdurchblutung.

Natriumhydrogencarbonat (veraltete Namen: Natriumbicarbonat, Doppeltkohlensaures Natrium, Natron) NaHCO₃, MG. 84,00. Weißes, alkalisch schmeckendes, geruchfreies, an trockener Luft beständiges Pulver (monokline Kristalle). Dichte = 2,159, zerfällt beim Erwärmen auf über 65° in CO₂, H₂O u. Natriumcarbonat

oberhalb 300° ist die Umwandlung vollständig. In Wasser löst sich NaHCO₃ mit schwach alkalische Reaktion (gegen Phenolphthalein keine Färbung) – erst beim Erhitzen tritt eine Rosafärbung infolge Na₂CO₃-Bldg. auf. Bei 0° lösen sich 6,9, bei 15° 8,8, bei 30° 11 u. bei 45° 13,86 g NaHCO₃ in je 100 g Wasser.
Säuren werden durch NaHCO₃ unter Kohlendioxid-Entwicklung neutralisiert:

An feuchter Luft erfolgt langsame CO₂-Abspaltung unter Bildung von sog. Natriumsesquicarbonat (Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O).

Herstellung: Durch Sättigen von Sodalösung mit CO₂ (Umkehrung der 1. Gl.), als Zwischenprodukt der Sodaherstellung nach dem Solvay-Verfahrens:

u. durch Einleiten von CO₂ in Natronlauge.

Verwendung: Als Bestandteil von Backpulvern, Brausepulvern, pharmazeut. Präp., Antacida, in Feuerlöschmitteln, Badetabletten, zur Verzögerung der Milchgerinnung, als Neutralisationsmittel.

Literatur: DAB 7, 703–705 - Gmelin, Syst.-Nr. 21, Na. 1928, S. 758–769, Erg.-Bd., 1964, S. 309–311, 1349–1353 - Hager 6a, 94–97 - Ullmann (4.) 17, 159 - Winnacker-Küchler (4.) 2, 507–509, 513f. E sodium hydrogencarbonate F hydrogénocarbonate de sodium I bicarbonato di sodio S hidrogenocarbonato de sodio Z 2836.30 CAS 144-55-8
Quelle: CD Römpp Chemie Lexikon – Version 1.0, Stuttgart/New York: Georg Thieme Verlag 1995

Natriumcarbonat Na₂CO₃, MG. 105,99. Im folgenden wird neben Natron auch der histor. Name Soda benutzt (das od. die S., Herkunft unklar, möglicherweise von arab.: suwwâd = Salzpflanzen-Asche). Kristallwasserfreies Natron (auch calcinierte Soda od. Ammoniaksoda genannt) bildet ein weißes, auf Haut u. Schleimhäute reizend wirkendes Plv., D. 2,532, wobei man zwischen leichter calcinierter Soda mit einem Schüttgew. von 0,5–0,55 kg/l u. schwerer calcinierter Soda mit 1,0–1,1 kg/l unterscheidet, Schmp. 854°, stark hygr. u. kann in feuchten Räumen bis zu 10% Wasser binden, ohne feucht auszusehen. Man löst Natron am leichtesten durch Einrühren in heißes Wasser, 100 g H2O lösen bei 0° 7,1 g, bei 10° 12 g, bei 20° 21,7 g, bei 30° 37,2 g u. bei 100° 45,5 g Na₂CO₃. Die wäss. Lsg. reagiert stark alkal. (pH 11,6).Natron ist ferner lösl. in Glycerin, jedoch unlösl. in Alkoholen. Es bildet mit Wasser drei Hydrate: Decahydrat (Kristallsoda), Na₂CO₃·10H₂O, MG. 286,14, farblose, monokline, eisartig aussehende Krist., Dichte 1,44, Schmp. 32–34°; Heptahydrat, MG. 232,10, rhomb. Krist., Dichte 1,51, Schmp. 32–35°; Monohydrat, MG. 124,00, rhomb. Krist., Dichte 2,25, Schmp. 100°. Mit Säuren entwickelt Natron unter Aufbrausen Kohlendioxid (Na₂CO₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + H₂O + CO₂). Beim Sieden von tierischen u. pflanzlichen Fettsäuren mit konz. N.-Lsg. entstehen Seifen.

Vorkommen: Natron findet sich (in Mischung mit viel Natriumhydrogencarbonat als Trona) in großen Mengen in den Natronseen von Ägypten (Wadi Natrun), Nord- u. Südamerika. Der Soda-Geh. von Owens Lake in Kalifornien wird allein auf rund 100 Mio. t geschätzt; aus diesem gewinnt man durch Wasserverdunstung ein ziemlich unreines Natriumcarbonat. Der ostafrikan. Magadi-See (70 Meilen von Nairobi entfernt) enthält eine bis zu 30 m dicke Schicht von ca. 97%igem Trona. Natron findet sich auch in einigen alkal. Heilquellen (Karlsbad) u. in Form von Bodenausblühungen bei Szegedin u. in einigen Laven. Natursodavorkommen finden sich auch in China, Indien, Sibirien, Tibet, Armenien u. der Mongolei. Beim Verbrennen von kochsalzreichen Meeres- od. Strandpflanzen hinterbleibt eine sodareiche Asche; auf diese Weise hat man bis etwa 1850 die meiste Soda gewonnen.

Herstellung:

1. Leblanc-Verf.: Bei dem 1790 von Leblanc – aufgrund eines 1775 von der Pariser Akademie der Wissenschaften ausgesetzten Preisausschreibens – entwickelten Verf. stellte man zunächst aus NaCl u. Schwefelsäure Natriumsulfat her, das mit Kalk u. Kohle erhitzt wurde:

Anschließend wurde die Soda aus dem Reaktionsprod. mit Wasser ausgelaugt. Nachteilig waren der hohe Energieverbrauch u. der Anfall an HCl u. lästigen CaS-haltigen Abfallprod., weshalb der Prozeß durch das Solvay-Verf. abgelöst wurde.
2. Solvay-Verf. (Ammoniak-Soda-Verf.): Bei diesem 1861 von E. Solvay ausgearbeiteten Verf. leitet man in eine nahezu gesätt. Kochsalzlsg. zuerst Ammoniak u. dann Kohlendioxid ein. Es entsteht hierbei Ammoniumhydrogencarbonat, das mit Kochsalz das verhältnismäßig schwer lösl. Natriumhydrogencarbonat gibt:

Durch Erhitzen (Calcinieren) des Natriumhydrogencarbonats erhält man Natron (Ammoniaksoda)

;

das Kohlendioxid wird von neuem in die Salzlsg. geleitet. Aus der Mutterlauge wird das Ammoniak durch Behandlung mit gebranntem Kalk (2NH₄Cl + CaO ® 2NH₃ + H₂O + CaCl₂) zurückgewonnen u. wieder in den Produktionsprozeß zurückgeführt. Weiteres Kohlendioxid fällt beim Brennen des Kalks an, der zur Ammoniak-Rückgewinnung benötigt wird. Als letztes Abfallprod. entsteht CaCl₂, das wegen des hohen Energieaufwandes nur zu einem kleinen Teil aus den Ablaugen zurückgewonnen oder auf Gips verarbeitet wird und früher großenteils in die Abwässer geleitet wurde.
3. Die Natursoda-Gewinnung erlangt wegen des niedrigen Energiebedarfs u. der geringen Umweltbelastung zunehmende Bedeutung. In den USA wird seit 1985 reine Soda ausschließlich aus Trona, Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O, u.a. natürlichen Natron - Vorkommen durch Löse-, Reinigungs- u. Eindampf- bzw. Calcinierprozesse hergestellt. Auch in Kenia, Mexico u. der UdSSR gewinnt man Natursoda. Eine Neuentwicklung ist der Übergang vom bergmänn. Abbau auf die Gewinnung von Soda als wäßrige Lsg. (Solution Mining). 1985 dürfte Natursoda einen Anteil von rd. 30% an der Welt-Sodaproduktion von 29,2 Mio. t erreicht haben. Von der Gesamtproduktion entfielen auf die USA 8,0, Westeuropa 5,4, die UdSSR 5,1, Osteuropa 3,9, China 2,3, Japan 1,0 u. Indien 0,9 Mio. t. Verw.:Natronist nach Natriumchlorid die techn. wichtigste Na-Verb. Etwa 50% wird bei der Glasfabrikation eingesetzt, 23% dienen zur Herst. von Chemikalien, davon ca. 1/3  Na-phosphate, etwa 5% gehen in die Papier- und Zellstoffind. u. weitere 5% in die Herst. von Seifen u. Waschmitteln. Kleinere Mengen Soda werden in fast allen Ind.-Zweigen verbraucht.

Lit.: Büchner et al., Industrial Inorganic Chemistry, S. 219–222, Weinheim: VCH 1989 - Chem. Tech. (Leipzig) 27, 356 (1975) - DAB 7, 693–696 - Gmelin, Syst.-Nr. 21, Na, 1928, S. 684–716, Erg.-Bd. 1964, S. 267–308, 1317–1328 - Hager 6a, 70–75 - Kirk-Othmer (3.) 1, 866–882 - Minerals Yearbook 1987, Vol. 1, S. 795–802, Washington: Bureau of Mines 1989 - Ullmann (4.) 17, 158–179 - Winnacker-Küchler (4.) 2, 294–520. E sodium carbonate, soda ash F carbonate de sodium, soude I carbonat di sodio S carbonato de sodio, sosa Z 2836.20 CAS 497-19-8
Quelle: CD Römpp Chemie Lexikon – Version 1.0, Stuttgart/New York: Georg Thieme Verlag 1995

E - Smog

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