Sulfato de sodio
Compuesto químico con fórmula Na2SO4
Sulfato de sodio
Nombres
Nombre IUPAC
Sulfato de sodio
Otros nombres
Sulfato de sodio Sulfato
de disodio
Sulfato de sodio
Thénardita (mineral anhidro)
Sal de Glauber (decahidrato)
Sal mirabilis (decahidrato)
Mirabilita (mineral decahidrato)
Identificadores
  • 7757-82-6 controlarY
  • 7727-73-3 (decahidrato) controlarY
Modelo 3D ( JSmol )
  • Imagen interactiva
EBICh
  • CHEBI:32149 controlarY
Química biológica
  • ChEMBL233406 controlarY
Araña química
  • 22844 controlarY
Tarjeta informativa de la ECHA100.028.928
Número EE514(i) (reguladores de acidez, ...)
Identificador de centro de PubChem
  • 24436
Número RTECS
  • WE1650000
UNIVERSIDAD
  • 36KCS0R750 controlarY
  • 0YPR65R21J  (decahidrato ) controlarY
  • DTXSID1021291
  • InChI=1S/2Na.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2 controlarY
    Clave: PMZURENOXWZQFD-UHFFFAOYSA-L controlarY
  • InChI=1S/2Na.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2
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    Clave: PMZURENOXWZQFD-UHFFFAOYSA-L
  • [Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=O
Propiedades
Na2SO4​​​
Masa molar142,04 g/mol (anhidro)
322,20 g/mol (decahidrato)
AparienciaSólido cristalino blanco
higroscópico
Olorinodoro
Densidad2,664 g/cm 3 (anhidro)
1,464 g/cm 3 (decahidrato)
Punto de fusión884 °C (1623 °F; 1157 K) (anhidro)
32,38 °C (decahidrato)
Punto de ebullición1.429 °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)
SolubilidadInsoluble en etanol,
soluble en glicerol , agua y yoduro de hidrógeno.
−52,0·10 −6 cm3 / mol
1,468 (anhidro)
1,394 (decahidrato)
Estructura
ortorrómbico (anhidro) [2]
monoclínico (decahidrato)
Farmacología
A06AD13 ( OMS ) A12CA02 ( OMS )
Peligros
Seguridad y salud en el trabajo (SST/OHS):
Principales peligros
Irritante
NFPA 704 (rombo cortafuegos)
NFPA 704 diamante de cuatro coloresHealth 1: Exposure would cause irritation but only minor residual injury. E.g. turpentineFlammability 0: Will not burn. E.g. waterInstability 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogenSpecial hazards (white): no code
1
0
0
punto de inflamabilidadIninflamable
Ficha de datos de seguridad (FDS)ICSC 0952
Compuestos relacionados
Otros aniones
Selenato de sodio
Telurato de sodio
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
Pirosulfato de sodio
Página de datos complementarios
Sulfato de sodio (página de datos)
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Compuesto químico

El sulfato de sodio (también conocido como sulfato de sodio o sulfato de soda ) es un compuesto inorgánico con la fórmula Na2SO4 , 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. Se utiliza principalmente como relleno en la fabricación de detergentes en polvo para ropa de uso doméstico y en el proceso Kraft de pulpa de papel para hacer sulfuros altamente alcalinos . [3]

Formularios

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

Historia

El decahidrato de sulfato de sodio se conoce como sal de Glauber en honor al químico y boticario alemán - holandés Johann Rudolf Glauber (1604-1670), quien lo descubrió en agua de manantial austríaca en 1625. Lo llamó sal mirabilis (sal milagrosa), debido a sus propiedades medicinales: los cristales se usaban como laxante de uso general , hasta que surgieron alternativas más sofisticadas en la década de 1900. [4] [5] Sin embargo, J. Kunckel alegó más tarde que ya se conocía como medicina secreta en Sajonia a mediados del siglo XVI. [6]

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 ), mediante la 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 con ello. Por lo tanto, en el siglo XIX, el proceso Leblanc a gran escala , que produce sulfato de sodio sintético como intermediario clave, se convirtió en el principal método de producción de carbonato de sodio. [7]

Propiedades químicas

El sulfato de sodio es un sulfato iónico típico unido electrostáticamente . La existencia de iones sulfato libres en solución se indica 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 mediante reducción carbotérmica (también conocida como reducción termoquímica del sulfato (TSR), calentamiento a alta temperatura con carbón, etc.): [8]

Na 2 SO 4 + 2 C → Na 2 S + 2 CO 2

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

El sulfato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico para dar la sal ácida bisulfato de sodio : [9] [10]

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 alumbres 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 alumbres estables. [11] Se conocen sales dobles con algunos otros sulfatos de metales alcalinos, incluido Na 2 SO 4 ·3K 2 SO 4 que se produce naturalmente como el mineral aftita . 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 . [12] Otras sales dobles incluyen 3Na 2 SO 4 ·CaSO 4 , 3Na 2 SO 4 ·MgSO 4 (vanthoffite) y NaF·Na 2 SO 4 . [13]

Propiedades físicas

El sulfato de sodio tiene características de solubilidad inusuales en agua. [14] 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 del Na 2 SO 4 en agua

Estructura

Los cristales del decahidrato están formados por iones [Na(OH 2 ) 6 ] + con geometría molecular octaédrica . Estos octaedros comparten aristas de modo que 8 de las 10 moléculas de agua están unidas al sodio y otras 2 son intersticiales, estando unidas por puentes de hidrógeno al sulfato. Estos cationes están unidos a los aniones sulfato por puentes de hidrógeno . Las distancias Na–O son de aproximadamente 240  pm . [15] El sulfato de sodio decahidrato cristalino también es inusual entre las sales hidratadas al tener una entropía residual medible (entropía en el cero absoluto ) de 6,32 J/(K·mol). Esto se atribuye a su capacidad para distribuir el agua mucho más rápidamente en comparación con la mayoría de los hidratos. [16]

Producción

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 producción química. Después de 2000, a un nivel estable hasta 2006, la producción natural había aumentado a 4 Mt/a, y la producción química disminuyó a 1,5 a 2 Mt/a, con un total de 5,5 a 6 Mt/a. [17] [18] [19] [20] Para todas las aplicaciones, el sulfato de sodio producido naturalmente y el producido químicamente son prácticamente intercambiables.

Fuentes naturales

Dos tercios de la producción mundial de decahidrato (sal de Glauber) proviene de la forma mineral natural mirabilita , por ejemplo, la que se encuentra en los lechos de los lagos del 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 ), seguido de Rusia , Estados Unidos y Canadá por alrededor de 350.000 toneladas cada uno. [18] Se estima que los recursos naturales superan los mil millones de toneladas. [17] [18]

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 ( Condado de Tianquan , Sichuan, China), Hongze Yinzhu Chemical Group ( Distrito de Hongze , Jiangsu, China), Nafine Chemical Industry Group  [zh] (Shanxi, China), Chuanmei Mirabilite de la provincia de Sichuan (万胜镇 [zh] , distrito de Dongpo , Meishan , Sichuan, China) y Kuchuksulphat JSC (Altai Krai, Siberia, Rusia). [17] [19]

El sulfato de sodio anhidro se encuentra en ambientes áridos como el mineral thenardita . Se transforma lentamente en mirabilita en 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 que se produce en el mundo se produce como subproducto de otros procesos de la industria química. La mayor parte de esta producción es químicamente inherente al proceso primario y sólo resulta marginalmente económica. Por tanto, gracias a los esfuerzos de la industria, la producción de sulfato de sodio como subproducto está disminuyendo.

La producción química más importante de sulfato de sodio es durante la producción de ácido clorhídrico , ya sea a partir de cloruro de sodio (sal) y ácido sulfúrico , en el proceso Mannheim , o a partir de dióxido de azufre en el proceso Hargreaves . [21] El sulfato de sodio resultante de estos procesos se conoce como torta de sal .

Mannheim: 2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4
Hargreaves: 4 NaCl + 2 SO2 + O2 + 2 H2O → 4 HCl + 2 Na2SO4

La segunda producción importante de sulfato de sodio son los procesos donde el hidróxido de sodio sobrante se neutraliza con ácido sulfúrico para obtener sulfato ( SO2−4) mediante el uso de sulfato de cobre (CuSO 4 ) (como se ha aplicado históricamente a gran escala en la producción de rayón mediante el uso de hidróxido de cobre (II) ). 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 , precipitando carbonato de magnesio .

2 NaHCO 3 + MgSO 4 → Na 2 SO 4 + MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Sin embargo, como las fuentes comerciales están fácilmente disponibles, la síntesis de laboratorio no se practica a menudo. 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 formaba en la producción de carbonato de litio , agentes quelantes , resorcinol , ácido ascórbico , pigmentos de sílice , ácido nítrico y fenol . [17]

El sulfato de sodio a granel se suele purificar en 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.

Entre los principales productores de subproductos de sulfato de sodio (entre 50 y 80 Mt/a en 2006) se encuentran Elementis Chromium (industria del cromo, Castle Hayne, Carolina del Norte, 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). [17]

Aplicaciones

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

Industrias de materias primas

El sulfato de sodio es un material muy barato, ya que en 1970 su precio en Estados Unidos era de 30 dólares por tonelada, y en el caso de las tortas de sal, de hasta 90 dólares por tonelada, y de 130 dólares por tonelada de calidades superiores. Su uso más frecuente es como relleno en detergentes en polvo para el hogar , que representan aproximadamente el 50% de la producción mundial. Este uso está disminuyendo a medida que los consumidores domésticos optan cada vez más por detergentes compactos o líquidos que no contienen sulfato de sodio. [17]

Fabricación de papel

Otro uso importante del sulfato de sodio, en particular en los EE. UU. y Canadá, es el proceso Kraft para la fabricación de pulpa de madera . Los compuestos 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 Kraft a principios de la década de 1960, se logró una recuperación de azufre más eficiente y se redujo drásticamente la necesidad de reposición de sulfato de sodio. [22] Por lo tanto, el uso de sulfato de sodio en la industria de pulpa de EE. UU. y Canadá disminuyó de 1.400.000 toneladas por año en 1970 a solo aproximadamente 150.000 toneladas en 2006. [17]

Fabricación de vidrio

La industria del vidrio ofrece otra aplicación importante para el sulfato de sodio, que ocupa el segundo lugar en importancia en Europa. El sulfato de sodio se utiliza como agente de clarificación para ayudar a eliminar pequeñas burbujas de aire del vidrio fundido. Funde 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 una cantidad estable de 110.000 toneladas anuales. [17]

Textiles

El sulfato de sodio es importante en la fabricación de textiles , particularmente en Japón, donde esta es la aplicación más importante. El sulfato de sodio se agrega para aumentar la fuerza iónica de la solución y así ayuda a la "nivelación", es decir, a reducir las cargas eléctricas negativas en las fibras textiles, de modo que los tintes puedan penetrar de manera uniforme (ver la teoría de la doble capa difusa (DDL) elaborada por Gouy y Chapman ). 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. [17]

Industria alimentaria

El sulfato de sodio se utiliza como diluyente para colorantes alimentarios. [23] Se conoce como aditivo de número E E514 .

Almacenamiento de calor

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) hacen que este material sea especialmente apropiado para almacenar calor solar de baja calidad 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 en celdas rodeadas de agua calentada por energía solar. El cambio de fase permite una reducción sustancial en la masa del material necesaria para un almacenamiento de calor efectivo (el calor de fusión del sulfato de sodio decahidratado es de 82 kJ/mol o 252 kJ/kg [24] ), con la ventaja adicional de una consistencia de la temperatura siempre que se disponga de suficiente material en la fase adecuada.

Para aplicaciones de refrigeración, 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. [25]

Aplicaciones a pequeña escala

En el laboratorio, el sulfato de sodio anhidro se utiliza ampliamente como un agente secante inerte , para eliminar trazas de agua de soluciones orgánicas. [26] Es más eficiente, pero de acción más lenta, que el agente similar sulfato de magnesio . Solo es efectivo por debajo de aproximadamente 30 °C (86 °F), pero se puede utilizar 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 aglutinan; los dos videoclips (ver arriba) demuestran cómo se aglutinan los cristales cuando aún están húmedos, pero algunos cristales fluyen libremente una vez que la muestra está seca.

La sal de Glauber, en su forma decahidratada, se utiliza como laxante . Es eficaz para eliminar del organismo ciertos fármacos, como el paracetamol (acetaminofén), por lo que puede utilizarse tras una sobredosis. [27] [28]

En 1953 se propuso el sulfato de sodio para el almacenamiento de calor en sistemas pasivos de calefacción solar , aprovechando sus inusuales propiedades de solubilidad y el alto calor de cristalización (78,2 kJ/mol). [29]

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

Al menos una empresa, Thermaltake, fabrica una alfombrilla para enfriar ordenadores portátiles (iXoft Notebook Cooler) que utiliza sulfato de sodio decahidratado dentro de una almohadilla de plástico acolchada. El material se convierte lentamente en líquido y recircula, igualando la temperatura del portátil y actuando como aislante. [30]

Seguridad

Aunque el sulfato de sodio se considera generalmente no tóxico, [23] debe manipularse con cuidado. El polvo puede causar asma temporal o irritación ocular; este riesgo puede prevenirse utilizando protección ocular y una mascarilla de papel. El transporte no está limitado y no se aplica ninguna frase de riesgo o frase de seguridad . [31]

Referencias

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  • Calculadoras: tensiones superficiales, densidades, molaridades y molalidades de sulfato de sodio acuoso
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