Пређи на садржај

Натријум сулфат

С Википедије, слободне енциклопедије

Натријум сулфат
Називи
IUPAC назив
Natrijum sulfat
Други називи
Натријум сулфат
Динатријум сулфат
Сулфат натријума
Тенардит (анхидритни минерал)
Глауберова со (декахидрат)
Сал мирабилис (декахидрат)
Мирабилит (декахидратни минерал)
Идентификација
3Д модел (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.928
Е-бројеви Е514(и) (регулатор киселости, ...)
RTECS WЕ1650000
УНИИ
  • [Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=O
Својства
Na2SO4
Моларна маса 142,04 g/mol (anhidrat)
322,20 g/mol (dekahidrat)
Агрегатно стање бела кристална материја
хигроскопна
Мирис без мириса
Густина 2,664 g/cm³ (anhidrat)
1,464 g/cm³ (dekahidrat)
Тачка топљења 884 °C (1.623 °F; 1.157 K) (anhidrat)
32,38 °C (dekahidrat)
Тачка кључања 1.429 °C (2.604 °F; 1.702 K) (anhidrat)
анхyдроус:
4.76 г/100 мЛ (0 °Ц)
28.1 г/100 мЛ (25 °Ц)[3]
42.7 г/100 мЛ (100 °Ц)
хептахyдрате:
19.5 г/100 мЛ (0 °Ц)
44 г/100 мЛ (20 °Ц)
Растворљивост нерастворан у етанолу
растворан у глицеролу, води, и водоник јодиду
−52,0·10−6 цм³/мол
Индекс рефракције (nD) 1,468 (анхидрат)
1.394 (декахидрат)
Структура
Кристална решетка/структура орторомбичан (анхидрат)[4]
моноклиничан (декахидрат)
Фармакологија
A06AD13 (WHO) A12CA02
Opasnosti
Opasnost u toku rada Iritant
Bezbednost prilikom rukovanja ICSC 0952
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondКод запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Health code 1: Exposure would cause irritation but only minor residual injury. E.g., turpentineКод реактивности 0: Нормално стабилан, чак и под стањем изложености ватри; није реактиван с водом (нпр. течни азот)Special hazards (white): no code
0
1
0
Tačka paljenja Nezapaljiv
Srodna jedinjenja
Drugi anjoni
 Natrijum selenat
natrijum telurat
Drugi katjoni
 litijum sulfat
kalijum sulfat
rubidijum sulfat
cezijum sulfat
Srodna jedinjenja
 natrijum bisulfat
natriju sulfit
natrijum persulat
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Натријум сулфат је со натријума и сумпорне киселине. У анхидратној форми, је бели кристални прах са хемијском формулом Na2SO4, док је као декахидрат познат као Глауберова со или лат. sal mirabilis (чудесна со) са формулом Na2SO4 ·10H2O. Са годишњом производњом од 6 милиона тона је једна од најважнијих трговачких хемикалија.

Натријум сулфат се највише користи у производњи детерџената, у Крафтовом процесу производње папира.[5] Око две трећине светске производње се добија из мирабилита, природног минерала у форми декахидрата, те остатака из производње неких хемијских сировина попут хлороводоничне киселине.

Историја[уреди | уреди извор]

Хидрат натријум сулфата је познат и као Глауберова со, која је добила име по њемачко-холандском фармакологу Јоханн Рудолф Глауберу (1604—1670), који ју се открио у изворима у Мађарској. Он лично ју је назвао лат. sal mirabilis чудесна со, због њених медицинских својстава. Кристали се генерално користе као лаксатив, док није откривена њена данашња примјена почетком 20. века.[6][7]

У 18. веку Глауберова со се почела употребљавати као сировина у индустријској производњи соде (натријум карбонат), путем реакције са калијум карбонатом. Пошто су се повећале потребе за содом, повећана је и потражња за натријум сулфатом.[8] До тада, Лебланцов процес, којим се натријум сулфат добијао као интермедијарни производ је био главни метод у производњи соде.

Хемијске особине[уреди | уреди извор]

Натријум сулфат је типично јонско једињење. Постојање слободних сулфата у раствору доказује се лаким формирањем нерастворљивих сулфата када се такви раствори третирају солима које садрже јоне баријума Ba2+ или олова Pb2+:

Натријум сулфат је нереактиван према већини оксидујућих или редукујућих агенаса. На високим температурама, може се претворити у натријум сулфид редукцијом са угљеником (загревање са угљем на високој температури):[9]

Ова реакција се користила као један од корака за индустријско добијање натријум карбоната Лебланковим процесом, који је касније замењен савременијим Солвејевим поступком.

Натријум сулфат реагује са сумпорном киселином да би се добио натријум хидроген карбонат (натријум бисулфат):[10][11]

Натријум сулфат показује умерену склоност да формира комплексне соли. Једине које формира са тровалентним металима NaAl(SO4)2 (нестабилан изнад 39 °Ц) и NaCr(SO4)2, за разлику од калијум сулфата и амонијум сулфата који формирају доста стабилних комплексних соли. Комплексне соли са сулфатима неких других алкалних метала, као што је Na2SO4·3K2SO4 могу се наћи и у природи у минералу афтиталиту нпр. формирање кристала у реакцији натријум сулфата са калијум хлоридом користи се као основа за производњу калијум сулфата, тј. вештачког ђубрива.[12] Друге комплексне соли које натријум сулфат гради су 3На2СО4·ЦаСО4, 3На2СО4·МгСО4 и НаФ·На2СО4.[13]

Физичке особине[уреди | уреди извор]

Натријум сулфат је веома растворљив у води.[14] Његова растворљивост се повећава чак и до десет пута на температурама од 0 °Ц до 32,384 °Ц, где постиже максималну вредност од 49,7 g/100 ml. Из воденог раствора на температурама до 32,384 °Ц кристализује као декахидрат Na2SO4·10 H2O, у облику безбојних моноклиничних кристала. На овој температури крива растворљивости се мења, тј. растворљивост остаје скоро потпуно иста без обзира на повећање температуре. На тој температури настали декахидрат — Na2SO4·10 H2O (Глауберова со) раствара се у својој сопственој кристалној води, због чега се ова температура од 32,384 °Ц користи као референтна вредност за калибрацију термометара.

Структура[уреди | уреди извор]

Кристали декахидрата се састоје од јона [На(ОХ2)6]+ октаедарске молекуларне геометрије.[15][16] Ови октаедри деле ивице тако да је 8 од 10 молекула воде везано за натријум, а 2 друга су интерстицијална, јер су везана водоником за сулфат. Ови катјони су повезани са сулфатним ањонима водоничним везама. Удаљености На–О су око 240 пм.[17] Кристални натријум сулфат декахидрат је такође необичан међу хидратисаним солима јер има мерљиву резидуалну ентропију (ентропију на апсолутној нули) од 6,32 Ј/(К·мол). Ово се приписује његовој способности да дистрибуира воду много брже у поређењу са већином хидрата.[18]

Производња[уреди | уреди извор]

Светска производња натријум сулфата, скоро искључиво у облику декахидрата, износи приближно 5,5 до 6 милиона тона годишње (Мт/а). Године 1985. производња је износила 4,5 Мт/а, половина из природних извора, а половина из хемијске производње. После 2000. године, на стабилном нивоу до 2006. године, природна производња је порасла на 4 Мт/год, а хемијска производња је смањена на 1,5 до 2 Мт/а, са укупно 5,5 до 6 Мт/год.[19][20][21][22] За све примене, природно произведени и хемијски произведени натријум сулфат су практично заменљиви.

Примена[уреди | уреди извор]

Натријум сулфат примењује се у индустрији стакла, боја, хартије и текстила; у медицине се употребљава као благо пургативно средство (за чишћење).

Безбедност[уреди | уреди извор]

Иако се натријум сулфат генерално сматра нетоксичним,[23] са њим треба пажљиво руковати. Прашина може изазвати привремену астму или иритацију ока; овај ризик се може спречити коришћењем заштите за очи и папирне маске. Транспорт није ограничен и не примењује се никаква ознака ризика или безбедносна ознака.[24]

Референце[уреди | уреди извор]

  1. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  2. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  3. ^ National Center for Biotechnology Information. PubChem Compound Summary for CID 24436, Sodium sulfate. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Sodium-sulfate. Accessed Nov. 2, 2020.
  4. ^ Zachariasen WH, Ziegler GE (1932). „The crystal structure of anhydrous sodium sulfate Na2SO4”. Zeitschrift für Kristallographie, Kristallgeometrie, Kristallphysik, Kristallchemie. Wiesbaden: Akademische Verlagsgesellschaft. 81 (1–6): 92—101. S2CID 102107891. doi:10.1524/zkri.1932.81.1.92. 
  5. ^ Helmold Plessen (2000). „Sodium Sulfates”. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a24_355. 
  6. ^ Szydlo, Zbigniew (1994). Water which does not wet hands: The Alchemy of Michael Sendivogius. London–Warsaw: Polish Academy of Sciences. 
  7. ^ Westfall, Richard S. (1995). „Glauber, Johann Rudolf”. The Galileo Project. Архивирано из оригинала 2011-11-18. г. 
  8. ^ Aftalion, Fred (1991). A History of the International Chemical Industry, Philadelphia, University of Pennsylvania Press. University of Pennsylvania Press. стр. 11—16. ISBN 978-0-8122-1297-6. 
  9. ^ „(Theory of non-equilibrium growth)”. 1. 1. 1990. doi:10.2172/6420187. 
  10. ^ Merck Index (на језику: енглески), 20. 8. 2018, Приступљено 6. 2. 2019 
  11. ^ Durant, F. C. (13. 12. 1968). „The McGraw-Hill Encyclopedia of Space. McGraw-Hill, New York, 1968. xii + 831 pp., illus. Through 31 Dec. 1968, $23.95; thereafter, $27.50”. Science. 162 (3859): 1259. ISSN 0036-8075. doi:10.1126/science.162.3859.1259-a. 
  12. ^ Garrett, Donald E. (2001). Sodium sulfate : handbook of deposits, processing, properties, and use. San Diego: Academic Press. ISBN 978-0-08-051733-9. OCLC 162129486. 
  13. ^ 1869-1938., Mellor, Joseph William (1980). A comprehensive treatise on inorganic and theoretical chemistry. London: Longman. ISBN 978-0-582-46277-9. OCLC 219911286. 
  14. ^ Linke, W. F.; A. Seidell (1965). Solubilities of Inorganic and Metal Organic Compounds (4th изд.). Van Nostrand. ISBN 978-0-8412-0097-5. 
  15. ^ „Trigonal bipyramidal molecular shape @ Chemistry Dictionary & Glossary”. glossary.periodni.com. Приступљено 2022-07-03. 
  16. ^ Von Zelewsky, A. (1995). Stereochemistry of Coordination CompoundsНеопходна слободна регистрација. Chichester: John Wiley. ISBN 0-471-95599-X. 
  17. ^ Ruben, Helena W.; Templeton, David H.; Rosenstein, Robert D.; Olovsson, Ivar (1961). „Crystal Structure and Entropy of Sodium Sulfate Decahydrate”. Journal of the American Chemical Society. 83 (4): 820—824. doi:10.1021/ja01465a019. .
  18. ^ Brodale, G.; W. F. Giauque (1958). „The Heat of Hydration of Sodium Sulfate. Low Temperature Heat Capacity and Entropy of Sodium Sulfate Decahydrate”. Journal of the American Chemical Society. 80 (9): 2042—2044. doi:10.1021/ja01542a003. 
  19. ^ Suresh, Bala; Yokose, Kazuteru (мај 2006). Sodium sulfate. CEH Marketing Research Report. Zurich: Chemical Economic Handbook SRI Consulting. стр. 771.1000A—771.1002J. Архивирано из оригинала 2007-03-14. г. 
  20. ^ „Statistical compendium Sodium sulfate”. Reston, Virginia: US Geological Survey, Minerals Information. 1997. Архивирано из оригинала 2007-03-07. г. Приступљено 2007-04-22. 
  21. ^ The economics of sodium sulphate (Eighth изд.). London: Roskill Information Services. 1999. 
  22. ^ The sodium sulphate business. London: Chem Systems International. новембар 1984. 
  23. ^ „Sodium sulfate (WHO Food Additives Series 44)”. World Health Organization. 2000. Архивирано из оригинала 2007-09-04. г. Приступљено 2007-06-06. 
  24. ^ „MSDS Sodium Sulfate Anhydrous”. James T Baker. 2006. Архивирано из оригинала 2003-06-19. г. Приступљено 2007-04-21. 

Spoljašnje veze[уреди | уреди извор]

Natrijum sulfat на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Natrijum_sulfat&oldid=26692370”