El sulfato de sodio (también conocido como sulfato de sodio o sulfato de sodio ) es el compuesto inorgánico con fórmula Na 2 SO 4 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 producto químico de gran importancia . Se utiliza principalmente como carga en la fabricación de detergentes domésticos en polvo para la ropa y en el proceso Kraft de fabricación de pulpa de papel para fabricar sulfuros altamente alcalinos . [3]
El decahidrato de sulfato de sodio se conoce como sal de Glauber en honor al químico y boticario holandés - alemán Johann Rudolf Glauber (1604-1670), quien lo descubrió en agua de manantial austríaco en 1625. La llamó sal mirabilis (sal milagrosa), debido a su Propiedades medicinales: los cristales se utilizaron como laxante de uso general , hasta que surgieron alternativas más sofisticadas en el siglo XX. [4] [5] Sin embargo, J. Kunckel afirmó más tarde que ya a mediados del siglo XVI se conocía como medicina secreta en Sajonia. [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 reacción con la potasa ( carbonato de potasio ). La demanda de carbonato de sodio aumentó y la oferta de sulfato de sodio tuvo que aumentar en consecuencia. Por lo tanto, en el siglo XIX, el proceso Leblanc a gran escala , que producía sulfato de sodio sintético como intermediario clave, se convirtió en el principal método de producción de ceniza de sosa. [7]
El sulfato de sodio es un sulfato iónico típico unido electrostáticamente . La existencia de iones sulfato libres en solución está indicada por la fácil formación de sulfatos insolubles cuando estas soluciones se tratan con sales de Ba 2+ o Pb 2+ :
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 de sulfato (TSR), calentamiento a alta temperatura con carbón vegetal, etc.): [8]
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]
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 alumbre 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 mineral aftitalita . La formación de glaserita mediante la 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 (vanthoffita) y NaF·Na 2 SO 4 . [13]
El sulfato de sodio tiene características inusuales de solubilidad 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 del agua cristalina y la fusión de la sal hidratada, sirve como referencia de temperatura precisa para la calibración del termómetro .
Los cristales del decahidrato consisten en iones [Na(OH 2 ) 6 ] + con geometría molecular octaédrica . Estos octaedros comparten bordes 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 mediante enlaces de hidrógeno . Las distancias Na-O son de aproximadamente 240 pm . [15] El sulfato de sodio cristalino decahidratado también es inusual entre las sales hidratadas porque tiene una entropía residual mensurable (entropía en el cero absoluto ) de 6,32 J/(K·mol). Esto se atribuye a su capacidad para distribuir agua mucho más rápidamente en comparación con la mayoría de los hidratos. [dieciséis]
La producción mundial de sulfato de sodio, casi exclusivamente en forma de decahidrato, asciende aproximadamente a entre 5,5 y 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 sulfato de sodio producido químicamente son prácticamente intercambiables.
Dos tercios de la producción mundial de decahidrato (sal de Glauber) provienen de la forma mineral natural mirabilita , que se encuentra, por ejemplo, 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 ), con Rusia , Estados Unidos y Canadá alrededor de 350.000 toneladas cada uno. [18] Los recursos naturales se estiman en más de 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 (Shanxi, China), Chuanmei Mirabilite de la provincia de Sichuan (万胜镇 , 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 tenardita . Lentamente se vuelve mirabilite en el aire húmedo. El sulfato de sodio también se encuentra como glauberita , un mineral de sulfato de calcio y sodio. Ambos minerales son menos comunes que la mirabilita. [ cita necesaria ]
Aproximadamente un tercio del sulfato de sodio del mundo se produce como subproducto de otros procesos en la industria química. La mayor parte de esta producción es químicamente inherente al proceso primario y sólo marginalmente económica. Por lo tanto, gracias al esfuerzo de la industria, la producción de sulfato de sodio como subproducto está disminuyendo.
La producción química de sulfato de sodio más importante se produce durante la producción de ácido clorhídrico , ya sea a partir de cloruro de sodio (sal) y ácido sulfúrico , en el proceso de Mannheim , o a partir de dióxido de azufre en el proceso de Hargreaves . [21] El sulfato de sodio resultante de estos procesos se conoce como torta de sal .
La segunda producción importante de sulfato de sodio son los procesos donde el excedente de hidróxido de sodio se neutraliza con ácido sulfúrico para obtener sulfato ( SO2-4) mediante el uso de sulfato de cobre (CuSO 4 ) (como se aplica 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 cómoda y que se aplica regularmente.
En el laboratorio también se puede sintetizar a partir de la reacción entre bicarbonato de sodio y sulfato de magnesio , precipitando carbonato de magnesio .
Sin embargo, como las fuentes comerciales están fácilmente disponibles, la síntesis en laboratorio no se practica con frecuencia. Antiguamente, el sulfato de sodio también era un subproducto de la fabricación de dicromato de sodio , donde se agrega ácido sulfúrico a una solución de cromato de sodio formando dicromato de sodio, o posteriormente ácido crómico. Alternativamente, el sulfato de sodio se forma o se formó 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 generalmente se purifica mediante la forma decahidrato, 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.
Los principales productores de subproductos de sulfato de sodio de 50 a 80 Mt/a en 2006 incluyen 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]
Con un precio en Estados Unidos de 30 dólares por tonelada en 1970, hasta 90 dólares por tonelada para la calidad de la torta de sal y 130 dólares para las mejores calidades, el sulfato de sodio es un material muy barato. El uso más importante es como relleno en detergentes domésticos para ropa en polvo , consumiendo aproximadamente el 50% de la producción mundial. Este uso está disminuyendo a medida que los consumidores domésticos cambian cada vez más a detergentes compactos o líquidos que no incluyen sulfato de sodio. [17]
Otro uso importante del sulfato de sodio, especialmente en EE. UU. y Canadá, es el proceso Kraft para la fabricación de pulpa de madera . Las sustancias orgánicas 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 de 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 la pulpa de EE. UU. y Canadá disminuyó de 1.400.000 toneladas por año en 1970 a sólo aprox. 150.000 toneladas en 2006. [17]
La industria del vidrio ofrece otra aplicación importante para el sulfato de sodio, siendo la segunda aplicación más importante en Europa. El sulfato de sodio se utiliza como agente clarificante para ayudar a eliminar pequeñas burbujas de aire del vidrio fundido. Funde el vidrio y previene la formación de espuma en el vidrio fundido durante el refinado. La industria del vidrio en Europa ha consumido desde 1970 hasta 2006 unas 110.000 toneladas anuales. [17]
El sulfato de sodio es importante en la fabricación de textiles , particularmente en Japón, donde es la aplicación más importante. Se añade sulfato de sodio para aumentar la fuerza iónica de la solución y así ayuda a "nivelar", es decir, reducir las cargas eléctricas negativas en las fibras textiles, de modo que los tintes puedan penetrar uniformemente (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 para teñir. Esta aplicación en Japón y EE.UU. consumió en 2006 aproximadamente 100.000 toneladas. [17]
El sulfato de sodio se utiliza como diluyente de colorantes alimentarios. [23] Se conoce como aditivo número E E514 .
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 a baldosas térmicas que se colocan en un ático, mientras que en otras aplicaciones, la sal se incorpora a celdas rodeadas de agua calentada por energía solar. El cambio de fase permite una reducción sustancial de la masa del material necesaria para un almacenamiento eficaz de calor (el calor de fusión del sulfato de sodio decahidratado es 82 kJ/mol o 252 kJ/kg [24] ), con la ventaja adicional de una consistencia de temperatura siempre que haya suficiente material disponible en la fase adecuada.
Para aplicaciones de enfriamiento, una mezcla con sal de cloruro de sodio común (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]
En el laboratorio, el sulfato de sodio anhidro se usa ampliamente como 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 . Sólo es eficaz por debajo de unos 30 °C, 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 agrupan; Los dos videoclips (ver arriba) demuestran cómo los cristales se agrupan cuando aún están húmedos, pero algunos cristales fluyen libremente una vez que la muestra está seca.
La sal de Glauber, el decahidrato, se utiliza como laxante . Es eficaz para la eliminación de ciertos fármacos, como el paracetamol (acetaminofeno) del organismo; por tanto, puede utilizarse después de una sobredosis. [27] [28]
En 1953, se propuso el sulfato de sodio para almacenar calor en sistemas de calefacción solar pasiva . Esto aprovecha sus inusuales propiedades de solubilidad y el alto calor de cristalización (78,2 kJ/mol). [29]
Otros usos del sulfato de sodio incluyen descongelar ventanas, fabricar 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 computadoras portátiles (iXoft Notebook Cooler) utilizando sulfato de sodio decahidratado dentro de una almohadilla de plástico acolchada. El material se vuelve líquido lentamente y recircula, igualando la temperatura del portátil y actuando como aislante. [30]
Aunque el sulfato de sodio generalmente no se considera tóxico, [23] debe manipularse con cuidado. El polvo puede provocar asma temporal o irritación ocular; Este riesgo se puede prevenir utilizando protección para los ojos y una máscara de papel. El transporte no está limitado y no se aplica ninguna Frase de Riesgo o Frase de Seguridad . [31]
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