Natrijum sulfat

С Википедије, слободне енциклопедије
(преусмерено са Е514)
Natrijum sulfat
Nazivi
IUPAC naziv
Natrijum sulfat
Drugi nazivi
Natrijum sulfat
Dinatrijum sulfat
Sulfat natrijuma
Tenardit (anhidritni mineral)
Glauberova so (dekahidrat)
Sal mirabilis (dekahidrat)
Mirabilit (dekahidratni mineral)
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.928
E-brojevi E514(i) (regulator kiselosti, ...)
RTECS WE1650000
UNII
  • [Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=O
Svojstva
Na2SO4
Molarna masa 142,04 g/mol (anhidrat)
322,20 g/mol (dekahidrat)
Agregatno stanje bela kristalna materija
higroskopna
Miris bez mirisa
Gustina 2,664 g/cm³ (anhidrat)
1,464 g/cm³ (dekahidrat)
Tačka topljenja 884 °C (1.623 °F; 1.157 K) (anhidrat)
32,38 °C (dekahidrat)
Tačka ključanja 1.429 °C (2.604 °F; 1.702 K) (anhidrat)
anhydrous:
4.76 g/100 mL (0 °C)
28.1 g/100 mL (25 °C)[3]
42.7 g/100 mL (100 °C)
heptahydrate:
19.5 g/100 mL (0 °C)
44 g/100 mL (20 °C)
Rastvorljivost nerastvoran u etanolu
rastvoran u glicerolu, vodi, i vodonik jodidu
−52,0·10−6 cm³/mol
Indeks refrakcije (nD) 1,468 (anhidrat)
1.394 (dekahidrat)
Struktura
Kristalna rešetka/struktura ortorombičan (anhidrat)[4]
monokliničan (dekahidrat)
Farmakologija
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 verifikuj (šta je ДаYНеН ?)
Reference infokutije

Natrijum sulfat je so natrijuma i sumporne kiseline. U anhidratnoj formi, je beli kristalni prah sa hemijskom formulom Na2SO4, dok je kao dekahidrat poznat kao Glauberova so ili lat. sal mirabilis (čudesna so) sa formulom Na2SO4 ·10H2O. Sa godišnjom proizvodnjom od 6 miliona tona je jedna od najvažnijih trgovačkih hemikalija.

Natrijum sulfat se najviše koristi u proizvodnji deterdženata, u Kraftovom procesu proizvodnje papira.[5] Oko dve trećine svetske proizvodnje se dobija iz mirabilita, prirodnog minerala u formi dekahidrata, te ostataka iz proizvodnje nekih hemijskih sirovina poput hlorovodonične kiseline.

Istorija[уреди | уреди извор]

Hidrat natrijum sulfata je poznat i kao Glauberova so, koja je dobila ime po njemačko-holandskom farmakologu Johann Rudolf Glauberu (1604—1670), koji ju se otkrio u izvorima u Mađarskoj. On lično ju je nazvao lat. sal mirabilis čudesna so, zbog njenih medicinskih svojstava. Kristali se generalno koriste kao laksativ, dok nije otkrivena njena današnja primjena početkom 20. veka.[6][7]

U 18. veku Glauberova so se počela upotrebljavati kao sirovina u industrijskoj proizvodnji sode (natrijum karbonat), putem reakcije sa kalijum karbonatom. Pošto su se povećale potrebe za sodom, povećana je i potražnja za natrijum sulfatom.[8] Do tada, Leblancov proces, kojim se natrijum sulfat dobijao kao intermedijarni proizvod je bio glavni metod u proizvodnji sode.

Hemijske osobine[уреди | уреди извор]

Natrijum sulfat je tipično jonsko jedinjenje. Postojanje slobodnih sulfata u rastvoru dokazuje se lakim formiranjem nerastvorljivih sulfata kada se takvi rastvori tretiraju solima koje sadrže jone barijuma Ba2+ ili olova Pb2+:

Natrijum sulfat je nereaktivan prema većini oksidujućih ili redukujućih agenasa. Na visokim temperaturama, može se pretvoriti u natrijum sulfid redukcijom sa ugljenikom (zagrevanje sa ugljem na visokoj temperaturi):[9]

Ova reakcija se koristila kao jedan od koraka za industrijsko dobijanje natrijum karbonata Leblankovim procesom, koji je kasnije zamenjen savremenijim Solvejevim postupkom.

Natrijum sulfat reaguje sa sumpornom kiselinom da bi se dobio natrijum hidrogen karbonat (natrijum bisulfat):[10][11]

Natrijum sulfat pokazuje umerenu sklonost da formira kompleksne soli. Jedine koje formira sa trovalentnim metalima NaAl(SO4)2 (nestabilan iznad 39 °C) i NaCr(SO4)2, za razliku od kalijum sulfata i amonijum sulfata koji formiraju dosta stabilnih kompleksnih soli. Kompleksne soli sa sulfatima nekih drugih alkalnih metala, kao što je Na2SO4·3K2SO4 mogu se naći i u prirodi u mineralu aftitalitu npr. formiranje kristala u reakciji natrijum sulfata sa kalijum hloridom koristi se kao osnova za proizvodnju kalijum sulfata, tj. veštačkog đubriva.[12] Druge kompleksne soli koje natrijum sulfat gradi su 3Na2SO4·CaSO4, 3Na2SO4·MgSO4 i NaF·Na2SO4.[13]

Fizičke osobine[уреди | уреди извор]

Natrijum sulfat je veoma rastvorljiv u vodi.[14] Njegova rastvorljivost se povećava čak i do deset puta na temperaturama od 0 °C do 32,384 °C, gde postiže maksimalnu vrednost od 49,7 g/100 ml. Iz vodenog rastvora na temperaturama do 32,384 °C kristalizuje kao dekahidrat Na2SO4·10 H2O, u obliku bezbojnih monokliničnih kristala. Na ovoj temperaturi kriva rastvorljivosti se menja, tj. rastvorljivost ostaje skoro potpuno ista bez obzira na povećanje temperature. Na toj temperaturi nastali dekahidrat — Na2SO4·10 H2O (Glauberova so) rastvara se u svojoj sopstvenoj kristalnoj vodi, zbog čega se ova temperatura od 32,384 °C koristi kao referentna vrednost za kalibraciju termometara.

Struktura[уреди | уреди извор]

Kristali dekahidrata se sastoje od jona [Na(OH2)6]+ oktaedarske molekularne geometrije.[15][16] Ovi oktaedri dele ivice tako da je 8 od 10 molekula vode vezano za natrijum, a 2 druga su intersticijalna, jer su vezana vodonikom za sulfat. Ovi katjoni su povezani sa sulfatnim anjonima vodoničnim vezama. Udaljenosti Na–O su oko 240 pm.[17] Kristalni natrijum sulfat dekahidrat je takođe neobičan među hidratisanim solima jer ima merljivu rezidualnu entropiju (entropiju na apsolutnoj nuli) od 6,32 J/(K·mol). Ovo se pripisuje njegovoj sposobnosti da distribuira vodu mnogo brže u poređenju sa većinom hidrata.[18]

Proizvodnja[уреди | уреди извор]

Svetska proizvodnja natrijum sulfata, skoro isključivo u obliku dekahidrata, iznosi približno 5,5 do 6 miliona tona godišnje (Mt/a). Godine 1985. proizvodnja je iznosila 4,5 Mt/a, polovina iz prirodnih izvora, a polovina iz hemijske proizvodnje. Posle 2000. godine, na stabilnom nivou do 2006. godine, prirodna proizvodnja je porasla na 4 Mt/god, a hemijska proizvodnja je smanjena na 1,5 do 2 Mt/a, sa ukupno 5,5 do 6 Mt/god.[19][20][21][22] Za sve primene, prirodno proizvedeni i hemijski proizvedeni natrijum sulfat su praktično zamenljivi.

Primena[уреди | уреди извор]

Natrijum sulfat primenjuje se u industriji stakla, boja, hartije i tekstila; u medicine se upotrebljava kao blago purgativno sredstvo (za čišćenje).

Bezbednost[уреди | уреди извор]

Iako se natrijum sulfat generalno smatra netoksičnim,[23] sa njim treba pažljivo rukovati. Prašina može izazvati privremenu astmu ili iritaciju oka; ovaj rizik se može sprečiti korišćenjem zaštite za oči i papirne maske. Transport nije ograničen i ne primenjuje se nikakva oznaka rizika ili bezbednosna oznaka.[24]

Reference[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]