Strukturformel
Allgemeines
Name	Natriumacetat
Andere Namen	Natriumethanoat (nach IUPAC) E 262
Summenformel	C2H3NaO2
CAS-Nummer	127-09-3 (wasserfrei) 6131-90-4 (Trihydrat)
Kurzbeschreibung	weißes kristallines Salz[1]
Eigenschaften
Molare Masse	82,03 g·mol–1 (wasserfrei) 136,08 g·mol–1 (Trihydrat)
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,52 g·cm–3 (20 °C, wasserfrei)[1] 1,42 g·cm-3 (20 Â°C, Trihydrat)[1]
Schmelzpunkt	Zersetzung bei 324 Â°C[1] 58 Â°C (Trihydrat)[1] durch Auflösung im eigenen Kristallwasser; Schmelzpunkt Reinsubstanz bei 300 Â°C
Löslichkeit	gut in Wasser (365 g·l−1 bei 20 Â°C)[1]
Sicherheitshinweise
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [1] keine Gefahrensymbole R- und S-Sätze R: keine R-Sätze S: keine S-Sätze
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Natriumacetat ist ein farbloses, schwach nach Essig riechendes Salz. Es ist das Natriumsalz der Essigsäure und entsteht beispielsweise bei der Reaktion von Natronlauge, Natriumcarbonat oder Natriumhydrogencarbonat mit Essigsäure. Gelegentlich wird Natriumacetat mit NaAc oder NaOAc abgekürzt, was zu Verwirrung führen kann, da Ac das Symbol für das Element Actinium ist.

Eigenschaften

Natriumacetat-Kristalle

Aus wässrigen Lösungen kristallisiert Natriumacetat mit 3 Mol Kristallwasser: Na(CH₃COO) · 3 H₂O.^[2] Dieses Trihydrat bildet große, farblose Kristalle und ist gut wasserlöslich (612 g/l bei 20 Â°C) und löst sich ab 58 Â°C im eigenen Kristallwasser.^[1] Bei höherer Temperatur (~120 Â°C) verdampft das Kristallwasser und es entsteht kristallwasserfreies Natriumacetat Na(CH₃COO), manchmal auch NaAc (Schreibweise der Anorganik), "organisch korrekt" NaOAc geschrieben. Das wasserfreie Salz ist ebenfalls farblos, brennbar^[1], und zieht Luftfeuchtigkeit an, es ist hygroskopisch und gut wasserlöslich (365 g/l bei 20 Â°C).^[1] Wässrige Lösungen von Natriumacetat und Essigsäure bilden eine Pufferlösung. Das heißt der pH-Wert bleibt auch nach Zugabe von (kleineren Mengen) Säure oder Lauge nahezu konstant.^[3]

Verwendung

Handwärmer

Natriumacetat-Trihydratkristall mit einer Länge von 1,7cm

Natriumacetat ist der Lebensmittelzusatzstoff E 262a. Er wird als Säureregulator und Konservierungsmittel für Obst und Gemüse in Dosen und Gläsern, Brot, Fisch in allen Variationen, Feinkostsalaten, Mayonnaisen und Salatsaucen verwendet.^[4] Ferner kommt es in Kombination mit verschiedenen Fruchtsäuren (Äpfelsäure, Citronensäure, Weinsäure, usw.) in Kartoffelchips der Geschmacksrichtung "Salt & Vinegar" als Zutat vor.

Aus übersättigter Natriumacetatlösung lassen sich zu Demonstrationsversuchen einfach Kristalle, die Eisbergen ähneln, herstellen. Hierfür werden Impfkristalle auf den Boden eines Becherglases gelegt und langsam mit einer übersättigten Natriumacetatlösung begossen. Es bilden sich sofort Kristalle und häufen sich zu einem eisbergähnlichen Turm auf.^[5]

Das sogenannte "Instant-Ice" basiert auf demselben Prinzip. Man füllt ein (durchsichtiges) Gefäß mit der Lösung auf und berührt mit der Fingerspitze die Oberfläche der Lösung. Diese kristallisiert sofort aus und wird fest wie Eis (Die Fingerspitze ersetzt hier den Impfkristall).

Die Kristallisation des Natriumacetats ist stark exotherm, so dass hierbei viel Energie in Form von Wärme frei wird. Sie wird in Wärmekissen genutzt, wobei das Trihydrat in regenerierbaren Handwärmern als Latentwärmespeicher dient.^[2]

Herstellung

Im Labormaßstab kann es z. B. durch Reaktion von Natriumcarbonat (Soda) und Essigsäure gewonnen werden:

<math>\mathrm{ 2 \ CH_3COOH + Na_2CO_3 \longrightarrow 2 \ CH_3COONa + \ H_2O + \ CO_2 }</math>

Ebenso z. B. durch Neutralisation von Natronlauge mit Ethan(Essig-)säure:

<math>\mathrm{ \ CH_3COOH + NaOH \longrightarrow \ CH_3COONa + \ H_2O }</math>

Quellen

 Commons: Sodium acetate â€“ Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

1. ↑ ^{a b c d e f g h i j} Eintrag zu CAS-Nr. 127-09-3 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20.1.2008 (JavaScript erforderlich).
2. ↑ ^{a b} Skript TU Freiberg
3. ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 76–77.
4. ↑ Enius.de
5. ↑ Vorlesung Universität Erlangen