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	1 3 1
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, S^2–. 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, S^2– 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 1 Reaccions químiques[1] 2 Aplicacions 3 Referències 4 Bibliografia

[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

• En l'aire reacciona amb l'oxigen i s'oxida fàcilment donant sulfit de sodi i sulfat de sodi:

2 Na₂S + ½ O₂ → Na₂SO₃ + Na₂SO₄

• Si el sulfur de sodii es fa bullir amb sofre s'obtenen mescles de polisulfurs de sodi: K₂S_x (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^– → S_n^2–

i el procés global és:

2 Na + n/8 S₈ → Na₂S_n     E° = 2,08V

[edita] Referències

[edita] Bibliografia

• NIOSH http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng1047.html
• LIDE D.R. (Ed.) Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press. 77^th Ed. (1996-1997) New York
• PANREAC http://www.panreac.com/new/esp/catalogo/fichastec/211682ES.HTM