El sulfito de sodio ( sulfito de sodio ) es el compuesto inorgánico con la fórmula química Na 2 SO 3 . Un sólido soluble en agua de color amarillo pálido, se utiliza comercialmente como antioxidante y conservante. También se conoce un heptahidrato, pero es menos útil debido a su mayor susceptibilidad a la oxidación por el aire. [1]
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Nombres | |||
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Nombre IUPAC Sulfito de sodio | |||
Otros nombres Hypo clear (fotografía) E221 | |||
Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol ) | |||
CHEBI | |||
ChemSpider | |||
Tarjeta de información ECHA | 100.028.929 | ||
Número CE |
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Número e | E221 (conservantes) | ||
PubChem CID | |||
Número RTECS |
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UNII | |||
Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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Propiedades | |||
Na 2 SO 3 | |||
Masa molar | 126.043 g / mol | ||
Apariencia | Blanco sólido | ||
Olor | Inodoro | ||
Densidad | 2.633 g / cm 3 (anhidro) 1.561 g / cm 3 (heptahidrato) | ||
Punto de fusion | 33,4 ° C (92,1 ° F; 306,5 K) (deshidratación de heptahidrato) 500 ° C (anhidro) | ||
Punto de ebullición | Se descompone | ||
27,0 g / 100 ml de agua (20 ° C) | |||
Solubilidad | Soluble en glicerol Insoluble en amoniaco , cloro | ||
log P | −4 | ||
Acidez (p K a ) | ~ 9 (heptahidrato) | ||
Índice de refracción ( n D ) | 1.565 | ||
Estructura | |||
Monoclínico hexagonal (anhidro) (heptahidrato) | |||
Peligros | |||
Ficha de datos de seguridad | ICSC 1200 | ||
NFPA 704 (diamante de fuego) | |||
punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
Compuestos relacionados | |||
Otros aniones | Selenito de sodio | ||
Otros cationes | Sulfito de potasio | ||
Compuestos relacionados | Bisulfito de sodio Metabisulfito de sodio Sulfato de sodio | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
verificar ( ¿qué es ?) | |||
Referencias de Infobox | |||
Preparación
El sulfito de sodio se puede preparar tratando una solución de hidróxido de sodio con dióxido de azufre . Cuando se realiza en agua tibia, el Na 2 SO 3 precipita inicialmente como un sólido amarillo. Con más SO 2 , el sólido se disuelve para dar el disulfito, que cristaliza al enfriarse. [1]
- SO 2 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O
El sulfito de sodio se fabrica industrialmente tratando dióxido de azufre con una solución de carbonato de sodio. [2] La reacción general es:
- SO 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 SO 3 + CO 2
Aplicaciones
El sulfito de sodio se utiliza principalmente en la industria de la pulpa y el papel . [3]
Como agente eliminador de oxígeno, se utiliza para tratar el agua que se alimenta a las calderas de vapor para evitar problemas de corrosión, [4] en la industria fotográfica, protege las soluciones reveladoras de la oxidación y (como solución hipoclara) para lavar el fijador ( tiosulfato de sodio ). a partir de emulsiones de película y papel fotográfico.
Como agente reductor se utiliza en la industria textil como agente blanqueador, desulfurante y declorante (por ejemplo, en piscinas). Sus propiedades reductoras se aprovechan en su uso como conservante para evitar la decoloración de los frutos secos y para la conservación de carnes.
Se utiliza como reactivo en sulfonación y agente de sulfometilación. Se utiliza en la producción de tiosulfato de sodio .
Reacciones
Heptahidrato
Si se permite que el sulfito de sodio cristalice en una solución acuosa a temperatura ambiente o menos, lo hace como un heptahidrato. [1] Los cristales de heptahidrato florecen en aire caliente y seco. Los cristales de heptahidrato también se oxidan en el aire para formar el sulfato. La forma anhidra es mucho más estable frente a la oxidación por aire. [5]
Referencias
- ↑ a b c Johnstone, HF (1946). "Sulfitos y pirosulfitos de los metales alcalinos". Síntesis inorgánica . Síntesis inorgánica. 2 . págs. 162-167. doi : 10.1002 / 9780470132333.ch49 . ISBN 9780470132333.
- ^ Weil, Edward D .; Sandler, Stanley R. (1999). "Compuestos de azufre". En Kroschwitz, Jacqueline I. (ed.). Kirk-Othmer Concise Encylclopedia of Chemical Technology (4ª ed.). Nueva York: John Wiley & Sons, Inc. p. 1937. ISBN 978-0471419617.
- ^ Barberá, José Jiménez; Metzger, Adolf; Wolf, Manfred (2000). "Química de sulfitos, tiosulfatos y ditionitesl". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002 / 14356007.a25_477 .
- ^ "Control de Corrosión Pre-Caldera y Caldera | GE Water" .
- ^ Índice Merck de sustancias químicas y drogas, 9ª ed. monografía 8451