Sulfur de sodi
De Viquipèdia
Sulfur de sodi | |||
---|---|---|---|
|
|
||
Na+: lila S2–: groc | |||
General | |||
Altres noms | Sulfur de disodi | ||
Fórmula molecular | Anhidre: Na2S Pentahidratat: Na2S·5H2O Nonahidratat: Na2S·9H2O |
||
Massa molar | Anhidre: 78,046 g/mol Pentahidratat: 168,122 g/mol Nonahidratat: 240,184 g/mol |
||
Aspecte | Cristalls blancs (anhidre) Cristalls incolors (pentahidratat) Cristalls groguencs (nonahidratat) |
||
Número CAS | [1313-82-2 (anhidre) 1313-83-3 (pentahidratat) 1313-84-4 (nonahidratat)] |
||
Propietats | |||
Densitat i fase | 1,856 g/cm³ (anhidre) 1,58 g/cm³ (pentahidratat) 1,43 g/cm³ (nonahidratat) Sòlids, |
||
Solubilitat en aigua a 10ºC | 470 g/l (anhidre) Molt solubles (hidrats) |
||
Punt de fusió | 1172 ºC (anhidre) 120 ºC, desc. (pentahidratat) 50ºC desc. (nonahidratat) |
||
Punt d'ebullició | |||
Estructura | |||
Geometria de coordinació |
IC(Na+): 4 IC(S2–): 8 |
||
Estructura cristal·lina | Cúbica (anhidre) Ortoèdrica (pentahidratat) |
||
Perills | |||
MSDS | MSDS externa | ||
Perills | Corrosiu (C)) Perillós pel medi ambient (N) |
||
NFPA 704 |
|
||
Frases R | 31-34-50 | ||
Frases S | 1/2-26-45-61 | ||
RTECS | WE1905000 | ||
Punt d'inflamabilitat | 480 ºC | ||
Si no s'indica el contrari, les dades són pels materials en condicions estàndard (25 °C, 100 kPa) Avís d'exempció de responsabilitat |
El sulfur de sodi, Na2S, és un compost químic inorgànic iònic format per cations sodi, Na+, i anions sulfur, S2–. Es presenta en forma de cristalls blancs. Té una olor característica. La seva estructura cristal·lina és cúbica tipus antifluorita, on els petits cations potassi K+ ocupen les posicions tetraèdriques del F– de la fluorita i els grans anions sulfur, S2– ocupen les posicions de coordinació vuit dels Ca2+ de la fluorita. Altres sulfurs de metalls alcalins també cristal·litzen en la mateixa estructura d'antifluorita: sulfur de liti, Li2S, sulfur de potassi, K2S, i sulfur de rubidi Rb2S. En quant a la solubilitat és soluble en aigua i etanol i insoluble en èter etílic.
És un compost higroscòpic, per la qual cosa forma hidrats, els més importants són el sulfur de sodi pentahidratat, Na2S·5H2O, incolor, que cristal·litza en el sistema ortorómbic. És molt soluble en aigua, soluble en etanol i insoluble en èter etílic. El seu punt de fusió és només 120 ºC i es descompon. L'altre hidrat és el sulfur de sodi nonahidratat, Na2S·9H2O, de color blanc amb tonalitats grogues. És molt soluble en aigua, soluble en etanol i insoluble en èter etílic. Descompon a 50 ºC.
A la indústria el Na2S s'obté per reducció del sulfat de sodi, Na2SO4 amb carbó:
- Na2SO4 + 4 C → Na2S + 4 CO
En el laboratori la preparació es pot fer per reducció del sofre amb sodi en medi d'amoníac anhidre, o en tetrahidrofurà, THF, sec amb naftalè de catalitzador:
- 2 Na + S → Na2S
Taula de continguts |
[edita] Reaccions químiques[1]
- S'hidrolitza en dissolució aquosa donant sulfur d'hidrogen i hidròxid de sodi segons la reacció:
- Na2S + 2 H2O → H2S + 2 NaOH
- Reacciona amb els àcids produint sulfur d'hidrogen i la sal corresponent. Per exemple amb àcid clorhídric dóna sulfur d'hidrogen i clorur de sodi:
- Na2S + HCl → H2S + NaCl
- 2 Na2S + ½ O2 → Na2SO3 + Na2SO4
- Si el sulfur de sodii es fa bullir amb sofre s'obtenen mescles de polisulfurs de sodi: K2Sx (x = 2, 3, 4 o 5)
[edita] Aplicacions
- Reactiu d'anàlisi químics.
- Emprat en la indústria per a la precipitació de metalls pesants.
- Reactiu en síntesis orgànica: Agent reductor de nitrocompostos.
- En la industria del cuire s'empra pel depilat dels pels de les pells.
- Més modernament apareix en bateries elèctriques d'alt rendiment. Són bateries que emmagatzemen 5 vegades més energia que les de plom tradicionals i poden recarregar-se en 15-20 h. L'inconvenient és que treballen a altes temperatures (300 ºC), ja que ambdós elèctrodes són líquids (Na, ànode, i S, càtode, fusos), mentres que l'electròlit NaAl11O17 és un sòlid. Les semireaccions que tenen lloc són:
- Ànode: Na(l) → Na+ + e–
- Càtode: n S(l) + 2e– → Sn2–
i el procés global és:
- 2 Na + n/8 S8 → Na2Sn E° = 2,08V
[edita] Referències
- ↑ STEELE, D. Química de los elementos metálicos. Exedra. Ed Alhambra. Madrid, 1971
[edita] Bibliografia
- NIOSH http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng1047.html
- LIDE D.R. (Ed.) Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press. 77th Ed. (1996-1997) New York
- PANREAC http://www.panreac.com/new/esp/catalogo/fichastec/211682ES.HTM