Sulfato de sodio

El sulfato de sodio (también conocido como sulfato de sodio o sulfato de sodio ) es el compuesto inorgánico con fórmula Na 2 SO 4 , así como varios hidratos relacionados . Todas las formas son sólidos blancos que son altamente solubles en agua. Con una producción anual de 6 millones de toneladas , el decahidrato es un importante producto químico básico . Se utiliza principalmente para la fabricación de detergentes y en el proceso kraft de fabricación de pasta de papel . [3]

Sulfato de sodio
Sulfato de sodio.svg
Sulfato de sodio.jpg
Nombres
Otros nombres
Sulfato de sodio
Sulfato de sodio
Thenardita (mineral)
sal de Glauber (decahidrato)
Sal mirabilis (decahidrato)
Mirabilite (mineral decahidrato)
disódico sulfato
Identificadores
  • 7757-82-6 chequeY
  • 7727-73-3 (decahidrato) chequeY
Modelo 3D ( JSmol )
CHEBI
CHEMBL
ChemSpider
Tarjeta de información ECHA 100.028.928 Edita esto en Wikidata
Número e E514 (i) (reguladores de acidez, ...)
Número RTECS
  • WE1650000
UNII
  • InChI = 1S / 2Na.H2O4S / c ;; 1-5 (2,3) 4 / h ;; (H2,1,2,3,4) / q2 * + 1; / p-2  chequeY
    Clave: PMZURENOXWZQFD-UHFFFAOYSA-L  chequeY
  • InChI = 1S / 2Na.H2O4S / c ;; 1-5 (2,3) 4 / h ;; (H2,1,2,3,4) / q2 * + 1; / p-2
  • InChI = 1S / 2Na.H2O4S / c ;; 1-5 (2,3) 4 / h ;; (H2,1,2,3,4) / q2 * + 1; / p-2
    Clave: PMZURENOXWZQFD-UHFFFAOYSA-L
  • [Na +]. [Na +]. [O-] S ([O -]) (= O) = O
Propiedades
Na 2 SO 4
Masa molar 142.04 g / mol (anhidro)
322.20 g / mol (decahidrato)
Apariencia higroscópico sólido cristalino blanco
Olor inodoro
Densidad 2.664 g / cm 3 (anhidro)
1.464 g / cm 3 (decahidrato)
Punto de fusion 884 ° C (1,623 ° F; 1,157 K) (anhidro)
32.38 ° C (decahidrato)
Punto de ebullición 1.429 ° C (2.604 ° F; 1.702 K) (anhidro)
anhidro:
4,76 g / 100 mL (0 ° C)
28,1 g / 100 mL (25 ° C) [1]
42,7 g / 100 mL (100 ° C)
heptahidrato:
19,5 g / 100 mL (0 ° C)
44 g / 100 mL (20 ° C)
Solubilidad insoluble en etanol
soluble en glicerol , agua y yoduro de hidrógeno
Susceptibilidad magnética (χ)
−52,0 · 10 −6 cm 3 / mol
Índice de refracción ( n D )
1.468 (anhidro)
1.394 (decahidrato)
Estructura
Estructura cristalina
ortorrómbico (anhidro) [2]
monoclínico (decahidrato)
Farmacología
Código ATC
A06AD13 ( OMS ) A12CA02 ( OMS )
Peligros
Principales peligros Irritante
Ficha de datos de seguridad Ver: página de datos
ICSC 0952
NFPA 704 (diamante de fuego)
1
0
0
punto de inflamabilidad No es inflamable
Compuestos relacionados
Otros aniones
De sodio selenato
de sodio telurato
Otros cationes
Sulfato de litio Sulfato de
potasio Sulfato de
rubidio Sulfato de
cesio
Compuestos relacionados
Bisulfato de
sodio Sulfito de
sodio Persulfato de sodio
Página de datos complementarios
Estructura y propiedades
Índice de refracción ( n ),
constante dieléctrica (ε r ), etc.

Datos termodinámicos
Comportamiento de fase
sólido-líquido-gas
Datos espectrales
UV , IR , RMN , MS
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
chequeY verificar  ( ¿qué es   ?)chequeY☒norte
Referencias de Infobox

  • Sulfato de sodio anhidro, conocido como el mineral raro tenardita , utilizado como agente secante en síntesis orgánica .
  • Sulfato de sodio heptahidratado, una forma muy rara.
  • Sulfato de sodio decahidratado, conocido como el mineral mirabilita , muy utilizado por la industria química . También se conoce como sal de Glauber.

El decahidrato de sulfato de sodio se conoce como sal de Glauber en honor al químico y boticario holandés / alemán Johann Rudolf Glauber (1604-1670), quien lo descubrió en 1625 en agua de manantial austriaca. Lo llamó sal mirabilis (sal milagrosa), debido a sus propiedades medicinales: los cristales se usaron como un laxante de uso general , hasta que surgieron alternativas más sofisticadas en la década de 1900. [4] [5]

En el siglo XVIII, la sal de Glauber comenzó a utilizarse como materia prima para la producción industrial de carbonato de sodio ( carbonato de sodio ), por reacción con potasa ( carbonato de potasio ). La demanda de carbonato de sodio aumentó y la oferta de sulfato de sodio tuvo que aumentar en línea. Por lo tanto, en el siglo XIX, el proceso Leblanc a gran escala , que produce sulfato de sodio sintético como intermedio clave, se convirtió en el método principal de producción de carbonato de sodio. [6]

El sulfato de sodio es un típico sulfato iónico unido electrostáticamente . La existencia de iones sulfato libres en solución está indicada por la fácil formación de sulfatos insolubles cuando estas soluciones se tratan con sales de Ba 2+ o Pb 2+ :

Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4

El sulfato de sodio no reacciona con la mayoría de los agentes oxidantes o reductores . A altas temperaturas, se puede convertir en sulfuro de sodio por reducción carbotérmica (calentamiento a alta temperatura con carbón vegetal, etc.): [7]

Na 2 SO 4 + 2 C → Na 2 S + 2 CO 2

Esta reacción se empleó en el proceso Leblanc , una ruta industrial extinta al carbonato de sodio .

El sulfato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico para dar la sal ácida bisulfato de sodio : [8] [9]

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ⇌ 2 NaHSO 4

El sulfato de sodio muestra una tendencia moderada a formar sales dobles . Los únicos alumbre formados con metales trivalentes comunes son NaAl (SO 4 ) 2 (inestable por encima de 39 ° C) y NaCr (SO 4 ) 2 , en contraste con el sulfato de potasio y el sulfato de amonio que forman muchos alumbre estables. [10] Se conocen sales dobles con algunos otros sulfatos de metales alcalinos, incluido el Na 2 SO 4 · 3K 2 SO 4 que se produce naturalmente como el mineral aftitalita . La formación de glaserita por reacción de sulfato de sodio con cloruro de potasio se ha utilizado como base de un método para producir sulfato de potasio , un fertilizante . [11] Otras sales dobles incluyen 3Na 2 SO 4 · CaSO 4 , 3Na 2 SO 4 · MgSO 4 ( vantofita ) y NaF · Na 2 SO 4 . [12]

El sulfato de sodio tiene características de solubilidad inusuales en agua. [13] Su solubilidad en agua aumenta más de diez veces entre 0 ° C y 32,384 ° C, donde alcanza un máximo de 49,7 g / 100 mL. En este punto, la curva de solubilidad cambia de pendiente y la solubilidad se vuelve casi independiente de la temperatura. Esta temperatura de 32,384 ° C, correspondiente a la liberación de agua cristalina y la fusión de la sal hidratada, sirve como una referencia de temperatura precisa para la calibración del termómetro .

Dependencia de la temperatura de la solubilidad de Na 2 SO 4 en agua

Los cristales del decahidrato consisten en iones [Na (OH 2 ) 6 ] + con geometría molecular octaédrica . Estos octaedros comparten bordes de manera que 8 de las 10 moléculas de agua están unidas al sodio y otras 2 son intersticiales, estando unidas por hidrógeno al sulfato. Estos cationes están unidos a los aniones sulfato por enlaces de hidrógeno . Las distancias de Na-O son alrededor de 240  pm . [14] El sulfato de sodio cristalino decahidratado también es inusual entre las sales hidratadas por tener una entropía residual medible (entropía en el cero absoluto ) de 6,32 J / (K · mol). Esto se atribuye a su capacidad para distribuir agua mucho más rápidamente en comparación con la mayoría de los hidratos. [15]

La producción mundial de sulfato de sodio, casi exclusivamente en forma de decahidrato, asciende aproximadamente a 5,5 a 6 millones de toneladas anuales (Mt / a). En 1985, la producción fue de 4,5 Mt / a, la mitad de fuentes naturales y la otra mitad de la producción química. Después de 2000, en un nivel estable hasta 2006, la producción natural había aumentado a 4 Mt / a, y la producción química disminuyó de 1,5 a 2 Mt / a, con un total de 5,5 a 6 Mt / a. [16] [17] [18] [19] Para todas las aplicaciones, el sulfato de sodio producido de forma natural y el producido químicamente son prácticamente intercambiables.

Fuentes naturales

Dos tercios de la producción mundial de decahidrato (sal de Glauber) proviene del mineral natural mirabilita , por ejemplo, que se encuentra en los lechos de los lagos en el sur de Saskatchewan . En 1990, México y España eran los principales productores mundiales de sulfato de sodio natural (cada uno alrededor de 500.000  toneladas ), con Rusia , Estados Unidos y Canadá alrededor de 350.000 toneladas cada uno. [17] Los recursos naturales se estiman en más de mil millones de toneladas. [16] [17]

Los principales productores de 200.000 a 1.500.000 toneladas / año en 2006 fueron Searles Valley Minerals (California, EE. UU.), Airborne Industrial Minerals (Saskatchewan, Canadá), Química del Rey (Coahuila, México), Minera de Santa Marta y Criaderos Minerales y Derivados, también conocido como Grupo Crimidesa (Burgos, España), Minera de Santa Marta (Toledo, España), Sulquisa (Madrid, España), Chengdu Sanlian Tianquan Chemical ( Tianquan County , Sichuan, China), Hongze Yinzhu Chemical Group ( Hongze District , Jiangsu, China), Nafine Chemical Industry Group  [ zh ] (Shanxi, China), Mirabilita de Chuanmei de la provincia de Sichuan (万胜 镇 [ zh ] , Distrito de Dongpo , Meishan , Sichuan, China) y Kuchuksulphat JSC (Krai de Altai, Siberia, Rusia). [16] [18]

El sulfato de sodio anhidro se encuentra en ambientes áridos como el mineral tenardita . Poco a poco se convierte en mirabilita en el aire húmedo. El sulfato de sodio también se encuentra como glauberita , un mineral de sulfato de sodio y calcio. Ambos minerales son menos comunes que la mirabilita. [ cita requerida ]

Industria química

Aproximadamente un tercio del sulfato de sodio del mundo se produce como subproducto de otros procesos en la industria química. La mayor parte de esta producción es químicamente inherente al proceso primario y solo marginalmente económica. Por lo tanto, debido al esfuerzo de la industria, la producción de sulfato de sodio como subproducto está disminuyendo.

La producción química de sulfato de sodio más importante es durante la producción de ácido clorhídrico , ya sea a partir de cloruro de sodio (sal) y ácido sulfúrico , en el proceso de Mannheim , o de dióxido de azufre en el proceso de Hargreaves . [20] El sulfato de sodio resultante de estos procesos se conoce como torta de sal .

Mannheim: 2 NaCl + H 2 SO 4 → 2 HCl + Na 2 SO 4
Hargreaves: 4 NaCl + 2 SO 2 + O 2 + 2 H 2 O → 4 HCl + 2 Na 2 SO 4

La segunda gran producción de sulfato de sodio son los procesos en los que el exceso de hidróxido de sodio se neutraliza con ácido sulfúrico, aplicado a gran escala en la producción de rayón . Este método también es una preparación de laboratorio conveniente y de aplicación regular.

2 NaOH ( ac ) + H 2 SO 4 (ac) → Na 2 SO 4 (ac) + 2 H 2 O ( l ) ΔH = -112.5 kJ (altamente exotérmico)

En el laboratorio también se puede sintetizar a partir de la reacción entre bicarbonato de sodio y sulfato de magnesio .

2NaHCO 3 + MgSO 4 → Na 2 SO 4 + Mg (OH) 2 + 2CO 2

Sin embargo, como las fuentes comerciales están fácilmente disponibles, la síntesis de laboratorio no se practica con frecuencia. Anteriormente, el sulfato de sodio también era un subproducto de la fabricación de dicromato de sodio , donde se agrega ácido sulfúrico a la solución de cromato de sodio formando dicromato de sodio, o posteriormente ácido crómico. Alternativamente, el sulfato de sodio se forma o se formó en la producción de carbonato de litio , agentes quelantes , resorcinol , ácido ascórbico , pigmentos de sílice , ácido nítrico y fenol . [dieciséis]

El sulfato de sodio a granel generalmente se purifica a través de la forma decahidratada, ya que la forma anhidra tiende a atraer compuestos de hierro y compuestos orgánicos . La forma anhidra se produce fácilmente a partir de la forma hidratada mediante un calentamiento suave.

Los principales productores de subproductos de sulfato de sodio de 50 a 80 Mt / a en 2006 incluyen Elementis Chromium (industria del cromo, Castle Hayne, NC, EE. UU.), Lenzing AG (200 Mt / a, industria del rayón, Lenzing, Austria), Addiseo (anteriormente Rhodia, industria de la metionina, Les Roches-Roussillon, Francia), Elementis (industria del cromo, Stockton-on-Tees, Reino Unido), Shikoku Chemicals (Tokushima, Japón) y Visko-R (industria del rayón, Rusia). [dieciséis]

"> Reproducir medios
Sulfato de sodio utilizado para secar un líquido orgánico. Aquí se forman grumos, lo que indica la presencia de agua en el líquido orgánico.
"> Reproducir medios
Mediante la aplicación adicional de sulfato de sodio, el líquido puede secarse, lo que se indica aquí por la ausencia de aglutinación.

Industrias de productos básicos

Con un precio estadounidense de 30 dólares por tonelada en 1970, hasta 90 dólares por tonelada para la calidad de la torta de sal y 130 dólares para las mejores calidades, el sulfato de sodio es un material muy barato. El uso más grande es como relleno en detergentes domésticos en polvo para ropa, consumiendo aprox. 50% de la producción mundial. Este uso está disminuyendo a medida que los consumidores domésticos cambian cada vez más a detergentes compactos o líquidos que no incluyen sulfato de sodio. [dieciséis]

Otro uso importante del sulfato de sodio, sobre todo en Estados Unidos y Canadá, es el proceso Kraft para la fabricación de pulpa de madera . Los orgánicos presentes en el "licor negro" de este proceso se queman para producir calor, necesario para impulsar la reducción del sulfato de sodio a sulfuro de sodio . Sin embargo, debido a los avances en la eficiencia térmica del proceso de recuperación de Kraft a principios de la década de 1960, se logró una recuperación de azufre más eficiente y la necesidad de una composición de sulfato de sodio se redujo drásticamente [21] . Por lo tanto, el uso de sulfato de sodio en la industria de la pulpa de Estados Unidos y Canadá disminuyó de 1.400.000 toneladas por año en 1970 a solo aprox. 150.000 toneladas en 2006. [16]

La industria del vidrio proporciona otra aplicación importante para el sulfato de sodio, como la segunda aplicación más grande en Europa. El sulfato de sodio se utiliza como agente clarificante para ayudar a eliminar las pequeñas burbujas de aire del vidrio fundido. Hace fluir el vidrio y evita la formación de espuma en el vidrio fundido durante el refinado. La industria del vidrio en Europa ha consumido desde 1970 hasta 2006 unas 110.000 toneladas anuales estables. [dieciséis]

El sulfato de sodio es importante en la fabricación de textiles , particularmente en Japón, donde es la aplicación más grande. El sulfato de sodio ayuda a "nivelar", reduciendo las cargas negativas en las fibras para que los tintes puedan penetrar uniformemente. A diferencia del cloruro de sodio alternativo , no corroe los recipientes de acero inoxidable utilizados en el teñido. Esta aplicación en Japón y EE. UU. Consumió en 2006 aproximadamente 100.000 toneladas. [dieciséis]

Industria de alimentos

El sulfato de sodio se usa como diluyente para colorantes alimentarios. [22] Se conoce como aditivo del número E E514 .

Almacenamiento termal

La alta capacidad de almacenamiento de calor en el cambio de fase de sólido a líquido y la ventajosa temperatura de cambio de fase de 32 ° C (90 ° F) hace que este material sea especialmente apropiado para almacenar calor solar de bajo grado para su posterior liberación en aplicaciones de calefacción de espacios. En algunas aplicaciones, el material se incorpora en baldosas térmicas que se colocan en un ático, mientras que en otras aplicaciones la sal se incorpora a celdas rodeadas de agua calentada con energía solar. El cambio de fase permite una reducción sustancial de la masa del material necesaria para un almacenamiento de calor eficaz (el calor de fusión del sulfato de sodio decahidratado es de 82 kJ / mol o 252 kJ / kg [23] ), con la ventaja adicional de una consistencia de temperatura siempre que se disponga de suficiente material en la fase apropiada.

Para aplicaciones de enfriamiento, una mezcla con sal común de cloruro de sodio (NaCl) reduce el punto de fusión a 18 ° C (64 ° F). El calor de fusión de NaCl · Na 2 SO 4 · 10H 2 O, en realidad aumenta ligeramente a 286 kJ / kg. [24]

Aplicaciones a pequeña escala

En el laboratorio, el sulfato de sodio anhidro se usa ampliamente como agente secante inerte , para eliminar trazas de agua de soluciones orgánicas. [25] Es más eficaz, pero de acción más lenta, que el agente similar sulfato de magnesio . Solo es eficaz por debajo de aproximadamente 30 ° C, pero se puede usar con una variedad de materiales ya que es químicamente bastante inerte. Se agrega sulfato de sodio a la solución hasta que los cristales ya no se agrupen; Los dos videoclips (ver arriba) demuestran cómo los cristales se aglutinan cuando aún están húmedos, pero algunos cristales fluyen libremente una vez que la muestra está seca.

La sal de Glauber, el decahidrato, se utiliza como laxante . Es eficaz para la eliminación de ciertos medicamentos como el paracetamol (acetaminofén) del cuerpo, por ejemplo, después de una sobredosis. [26] [27]

En 1953, se propuso el sulfato de sodio para el almacenamiento de calor en sistemas de calefacción solar pasiva . Esto aprovecha sus inusuales propiedades de solubilidad y el alto calor de cristalización (78,2 kJ / mol). [28]

Otros usos del sulfato de sodio incluyen descongelar ventanas, fabricar almidón , como aditivo en ambientadores de alfombras y como aditivo para la alimentación del ganado.

Al menos una empresa, Thermaltake, fabrica un tapete de enfriamiento para computadora portátil (iXoft Notebook Cooler) utilizando sulfato de sodio decahidratado dentro de un tapete de plástico acolchado. El material se convierte lentamente en líquido y recircula, igualando la temperatura de la computadora portátil y actuando como aislamiento. [29]

Aunque el sulfato de sodio generalmente se considera no tóxico, [22] debe manipularse con cuidado. El polvo puede causar asma temporal o irritación ocular; este riesgo se puede prevenir usando protección para los ojos y una máscara de papel. El transporte no está limitado y no se aplica ninguna Frase de riesgo o Frase de seguridad . [30]

  1. ^ Centro Nacional de Información Biotecnológica. Resumen de compuestos de PubChem para CID 24436, sulfato de sodio. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Sodium-sulfate . Último acceso: 2 de noviembre de 2020.
  2. ^ Zachariasen, WH; Ziegler, GE (1932). "La estructura cristalina del sulfato de sodio anhidro Na2SO4". Zeitschrift für Kristallographie, Kristallgeometrie, Kristallphysik, Kristallchemie . Wiesbaden: Akademische Verlagsgesellschaft. 81 : 92-101. doi : 10.1524 / zkri.1932.81.1.92 . S2CID  102107891 .CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace )
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  5. ^ Westfall, Richard S. (1995). "Glauber, Johann Rudolf" . El Proyecto Galileo. Archivado desde el original el 18 de noviembre de 2011.
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  8. ^ The Merck Index (7ª ed.). Rahway, Nueva Jersey, EE.UU .: Merck & Co. 1960.
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  • Calculadoras: tensiones superficiales y densidades, molaridades y molalidades de sulfato de sodio acuoso