Sulfuro de sodio es el compuesto químico con la fórmula Na 2 S , o más comúnmente su hidrato de Na 2 S · 9 H 2 O . Tanto las sales anhidras como las hidratadas son sólidos incoloros. Son solubles en agua, dando soluciones fuertemente alcalinas . Cuando se expone al aire húmedo, el Na 2 S y sus hidratos emiten sulfuro de hidrógeno , que huele a huevos podridos. Algunas muestras comerciales se especifican como Na 2 S · x H 2 O, donde un porcentaje en peso de Na 2Se especifica S. Los grados comúnmente disponibles tienen alrededor del 60% de Na 2 S en peso, lo que significa que x es aproximadamente 3. Estos grados técnicos de sulfuro de sodio tienen un aspecto amarillo debido a la presencia de polisulfuros . Estos grados de sulfuro de sodio se comercializan como "escamas de sulfuro de sodio".
Nombres | |
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Otros nombres Sulfuro de disodio | |
Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol ) | |
CHEBI | |
ChemSpider | |
Tarjeta de información ECHA | 100.013.829 |
Número CE |
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PubChem CID | |
Número RTECS |
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UNII |
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un numero | 1385 (anhidro) 1849 (hidratado) |
Tablero CompTox ( EPA ) | |
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Propiedades | |
Na 2 S | |
Masa molar | 78.0452 g / mol (anhidro) 240.18 g / mol (no hidratado) |
Apariencia | sólido incoloro, higroscópico |
Olor | huevos podridos |
Densidad | 1,856 g / cm 3 (anhidro) 1,58 g / cm 3 (pentahidrato) 1,43 g / cm 3 (no hidrato) |
Punto de fusion | 1,176 ° C (2,149 ° F; 1,449 K) (anhidro) 100 ° C (pentahidrato) 50 ° C (no hidratado) |
12,4 g / 100 mL (0 ° C) 18,6 g / 100 mL (20 ° C) 39 g / 100 mL (50 ° C) (hidrolisis) | |
Solubilidad | insoluble en éter ligeramente soluble en alcohol [1] |
−39,0 · 10 −6 cm 3 / mol | |
Estructura | |
Antifluorito (cúbico), cF12 | |
Fm 3 m, No. 225 | |
Tetraédrico (Na + ); cúbico (S 2− ) | |
Peligros | |
Ficha de datos de seguridad | ICSC 1047 |
Clasificación de la UE (DSD) (desactualizada) | Corrosivo ( C ) Peligroso para el medio ambiente ( N ) |
Frases R (desactualizadas) | R31 , R34 , R50 |
Frases S (desactualizadas) | (S1 / 2) , S26 , S45 , S61 |
NFPA 704 (diamante de fuego) | 3 1 1 |
autoignición temperatura | > 480 ° C (896 ° F; 753 K) |
Compuestos relacionados | |
Otros aniones | Óxido de sodio Seleniuro de sodio Telururo de sodio |
Otros cationes | Sulfuro de litio Sulfuro de potasio |
Compuestos relacionados | Hidrosulfuro 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 | |
Estructura
Na 2 S adopta la estructura antifluorita , [2] [3] lo que significa que los centros de Na + ocupan sitios del fluoruro en el marco de CaF 2 , y el S 2− más grande ocupa los sitios para Ca 2+ .
Producción
Industrialmente, el Na 2 S se produce por reducción carbotérmica de sulfato de sodio, a menudo utilizando carbón: [4]
- Na 2 SO 4 + 2 C → Na 2 S + 2 CO 2
En el laboratorio, la sal se puede preparar por reducción de azufre con sodio en amoníaco anhidro , o por sodio en THF seco con una cantidad catalítica de naftaleno (formando naftalenuro de sodio ): [5]
- 2 Na + S → Na 2 S
Reacciones con reactivos inorgánicos.
El ion sulfuro en las sales de sulfuro, como el sulfuro de sodio, puede incorporar un protón a la sal por protonación:
- S2−
+ H + → SH -
Debido a esta captura del protón ( H + ), el sulfuro de sodio tiene carácter básico. El sulfuro de sodio es fuertemente básico, capaz de absorber dos protones. Su ácido conjugado es hidrosulfuro de sodio ( SH -
). Una solución acuosa contiene una porción significativa de iones sulfuro que están protonados individualmente.
- S2−
+ H2OSH-
+ OH - - SH-
+ H2OH
2S + OH -
El sulfuro de sodio es inestable en presencia de agua debido a la pérdida gradual de sulfuro de hidrógeno a la atmósfera.
Cuando se calienta con oxígeno y dióxido de carbono , el sulfuro de sodio puede oxidarse a carbonato de sodio y dióxido de azufre :
- 2 Na 2 S + 3 O 2 + 2 CO
2→ 2 Na 2 CO 3 + 2 SO 2
La oxidación con peróxido de hidrógeno da sulfato de sodio : [6]
- Na 2 S + 4 H 2 O 2 → 4 H2O + Na 2 SO 4
Tras el tratamiento con azufre , se forman polisulfuros:
- 2 Na 2 S + S 8 → 2 Na 2 S 5
Usos
El sulfuro de sodio se utiliza principalmente en el proceso kraft en la industria de la pulpa y el papel .
Se utiliza en el tratamiento de aguas como agente eliminador de oxígeno y también como precipitante de metales; en fotografía química para tonificar fotografías en blanco y negro; en la industria textil como blanqueador, desulfurante y declorante; y en el comercio de cueros para la sulfización de extractos curtientes. Se utiliza en la fabricación de productos químicos como agente de sulfonación y sulfometilación. Se utiliza en la producción de productos químicos para el caucho, tintes de azufre y otros compuestos químicos. Se utiliza en otras aplicaciones, incluida la flotación de minerales, la recuperación de aceite , la fabricación de tintes y detergentes. También se utiliza durante el procesamiento del cuero, como agente de depilación en la operación de encalado.
Reactivo en química orgánica
La alquilación del sulfuro de sodio da tioéteres :
- Na 2 S + 2 RX → R 2 S + 2 NaX
Incluso los haluros de arilo participan en esta reacción. [7] Mediante un proceso muy similar, el sulfuro de sodio puede reaccionar con alquenos en la reacción de tiol-eno para dar tioéteres. El sulfuro de sodio se puede utilizar como nucleófilo en reacciones de tipo Sandmeyer . [8] El sulfuro de sodio reduce los derivados de 1,3-dinitrobenceno a 3-nitroanilinas . [9] La solución acuosa de sulfuro de sodio se puede calentar a reflujo con colorantes azoicos que llevan nitro disueltos en dioxano y etanol para reducir selectivamente los grupos nitro a amina ; mientras que otros grupos reducibles, por ejemplo , el grupo azo , permanecen intactos. [10] El sulfuro también se ha empleado en aplicaciones fotocatalíticas . [11]
Seguridad
Como el hidróxido de sodio , el sulfuro de sodio es fuertemente alcalino y puede causar quemaduras en la piel. Los ácidos reaccionan con él para producir rápidamente sulfuro de hidrógeno , que es altamente tóxico.
Referencias
- ↑ Kurzin, Alexander V .; Evdokimov, Andrey N .; Golikova, Valerija S .; Pavlova, Olesja S. (9 de junio de 2010). "Solubilidad del sulfuro de sodio en alcoholes". J. Chem. Ing. Datos . 55 (9): 4080–4081. doi : 10.1021 / je100276c .
- ^ Zintl, E ; Más duro, A; Dauth, B. (1934). "Gitterstruktur der oxyde, sulfide, seleniide und teluride des lithiums, natriums und kaliums". Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem. 40 : 588–93.
- ^ Wells, AF (1984) Química inorgánica estructural, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6 .
- ^ Holleman, AF; Wiberg, E. "Química inorgánica" Prensa académica: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5 .
- ^ Entonces, J.-H; Boudjouk, P; Hong, Harry H .; Weber, William P. (1992). Hexametildisilatiano . Inorg. Synth. Síntesis inorgánica. 29 . pag. 30. doi : 10.1002 / 9780470132609.ch11 . ISBN 978-0-470-13260-9.
- ^ L. Lange, W. Triebel, "Sulfuros, polisulfuros y sulfanos" en Enciclopedia de química industrial 2000 de Ullmann, Wiley-VCH, Weinheim. doi : 10.1002 / 14356007.a25_443
- ^ Charles C. Price, Gardner W. Stacy "p-Aminofenildisulfuro" Org. Synth. 1948, vol. 28, 14. doi : 10.15227 / orgsyn.028.0014
- ^ Khazaei; et al. (2012). "síntesis de tiofenoles". Letras de síntesis - Thieme Chemistry . 23 (13): 1893–1896. doi : 10.1055 / s-0032-1316557 .
- ^ Hartman, WW; Silloway, HL (1955). "2-Amino-4-nitrofenol" . Síntesis orgánicas .CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace ); Volumen colectivo , 3 , p. 82
- ^ Yu; et al. (2006). "Síntesis de azobencenos funcionalizados". Tetraedro . 62 (44): 10303–10310. doi : 10.1016 / j.tet.2006.08.069 .
- ^ Savateev, A .; Dontsova, D .; Kurpil, B .; Antonietti, M. (junio de 2017). "Poli (imidas de heptazina) altamente cristalinas por síntesis mecanoquímica para la fotooxidación de varios sustratos orgánicos utilizando un aceptor de electrones intrigante - Azufre elemental". Revista de catálisis . 350 : 203–211. doi : 10.1016 / j.jcat.2017.02.029 .