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Na2SO4 / sulfato de sodio
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Na2SO4
Nomenclatura sistemática: tetraoxosulfato (VI) de disodio
Nomenclatura stock: sulfato de sodio
Nomenclatura tradicional: sulfato sódico
Tipo de compuesto: oxisales
Na
Sodio
+1
Metal
S
Azufre
-2, +2, +4, +6
No metal
O
Oxígeno
-2
No metal
Características
El sulfato de sodio es una sustancia química de forma cristalina que presenta buena solubilidad en agua. Su fórmula química es (Na2SO4).
Es una oxisal formada por:
- 2 átomos de sodio.
- 1 átomo de azufre.
- 4 átomos de oxígeno.
Propiedades
Las propiedades más características del sulfato sódico (Na2SO4) son:
- Masa molar: 142,04 g/mol.
- Densidad: 1,46 g/cm3.
- Punto de ebullición: 1429 ºC.
Usos y aplicaciones
Entre las principales aplicaciones en las que interviene el tetraoxosulfato (VI) de disodio se encuentran:
- Industria del papel.
- Elaboración de vidrios.
- Manufactura de productos químicos.
- Fabricación de detergentes en polvo.
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El sulfato de disodio, tetraoxosulfato de disodio, sulfato de sodio o antiguamente sulfato sódico (Na2SO4) es una sustancia incolora, cristalina, con buena solubilidad en el agua y mala solubilidad en la mayoría de los disolventes orgánicos con excepción de la glicerina.
El sulfato de sodio se disuelve en agua bajo enfriamiento de la disolución por efecto entrópico. La sal deshidratada, libera energía (reacción exotérmica) al hidratarse y disolverse. Al enfriarse una disolución saturada, a menudo se observa sobresaturación.
Propiedades químicas
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El sulfato de sodio es un típico sulfato iónico con enlace electrostático. La existencia de iones sulfato libres en la solución está indicada por la fácil formación de sulfatos insolubles cuando estas soluciones se tratan con sales de Ba2+ o Pb2+:
Na2SO4 + BaCl2 → 2 NaCl + BaSO4
El sulfato de sodio es poco reactivo hacia la mayoría de los agentes oxidantes o reductores. A altas temperaturas, puede convertirse en sulfuro de sodio por reducción carbotérmica (también conocida como reducción termoquímica del sulfato (TSR), calentamiento a alta temperatura con carbón vegetal, etc.):[2]
Na2SO4 + 2 C → Na2S + 2 CO2
Esta reacción se empleaba en el proceso Leblanc, una ruta industrial desaparecida para obtener carbonato de sodio.
El sulfato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico para dar la sal ácida bisulfato de sodio:[3][4]
Na2SO4 + H2SO4 ⇌ 2 NaHSO4
El sulfato de sodio muestra una tendencia moderada a formar sales dobles. Los únicos alumbres formados con metales trivalentes comunes son NaAl(SO4)2 (inestable por encima de 39 °C) y NaCr(SO4)2, en contraste con el sulfato de potasio y el sulfato de amonio que forman muchos alumbres estables.[5] Se conocen sales dobles con algunos otros sulfatos de metales alcalinos, incluyendo el Na2SO4-3K2SO4 que ocurre naturalmente como el mineral afitalita. 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.[6] Otras sales dobles incluyen 3Na2SO4·CaSO4, 3Na2SO4·MgSO4 (vanthoffita) y NaF·Na2SO4.[7]
Propiedades físicas
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El sulfato de sodio tiene unas características de solubilidad inusuales en el agua.[8] Su solubilidad en el agua se multiplica por más de diez 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, que corresponde a la liberación del agua cristalina y a la fusión de la sal hidratada, sirve como referencia de temperatura precisa para la calibración de un termómetro.
Aplicaciones
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El sulfato de sodio anhidro tiene propiedades higroscópicas y, por lo tanto, se utiliza como desecante en el laboratorio o la industria química.
Se emplea en la fabricación de la celulosa y como aditivo en la fabricación del vidrio y plástico.
También se añade a los detergentes en polvo para mejorar su comportamiento mecánico, donde puede representar una parte importante del peso total. Se usa como desinfectante, pero causa irritación después de un pequeño periodo de tiempo.
Tiene utilidad en toxicología como acelerador del tránsito intestinal (catártico), junto con la administración de carbón activado, para disminuir la absorción intestinal de tóxicos ingeridos.También se utiliza en alimentos como acidulantes.
Síntesis
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Actualmente la mayor parte del sulfato de sodio se obtiene de minas de glauberita y de la explotación de lagos salados, siendo los principales productores las provincias de Jiangsu y Sichuan en China, seguidas de España, en donde se encuentra el mayor yacimiento de glauberita del mundo (en Cerezo de Río Tirón, Burgos). También se obtiene como subproducto en muchos procesos industriales donde se neutraliza el ácido sulfúrico con bases de sodio.
Historia
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El sulfato de sodio es parte esencial de los minerales encontrados en muchas aguas minerales y tiene propiedades astringentes. Johann Rudolph Glauber (1604-1670), químico y boticario neerlando/alemán, lo descubrió en 1625 en las aguas de manantiales austríacos. 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.[9][10] Comenzó con su fabricación a partir de sal (NaCl) y ácido sulfúrico concentrado entre 1650 y 1660. Este proceso es considerado como el inicio de la industria química. Por este comienzo, en alemán, aparte de por su nombre sistemático, se conoce como «Glaubersalz» y en inglés como «Glauber’s salt» (sal de Glauber).
En el siglo XVIII, la sal de Glauber comenzó a usarse como materia prima para la producción industrial de cenizas de sosa (carbonato de sodio), por reacción con la potasa (carbonato de potasio). La demanda de carbonato de sodio aumentó y el suministro de sulfato de sodio tuvo que aumentar en línea. Por ello, en el siglo XIX, el proceso Leblanc a gran escala, que produce sulfato de sodio sintético como un intermediario clave, se convirtió en el método principal de producción de cenizas de sosa.[11]
Analítica
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El sodio se determina comúnmente por su emisión de luz amarilla en la llama. El sulfato se suele determinar precipitándolo como sulfato de bario.
Referencias
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Enlaces externos
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- Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del sulfato de sodio.
