El sulfato de sodio (también conocido como sulfato de sodio o sulfato de soda ) es un compuesto inorgánico con la fórmula Na2SO4 , 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 importante producto químico. Se utiliza principalmente como relleno en la fabricación de detergentes en polvo para ropa de uso doméstico y en el proceso Kraft de pulpa de papel para hacer sulfuros altamente alcalinos . [3]
El decahidrato de sulfato de sodio se conoce como sal de Glauber en honor al químico y boticario germano - holandés Johann Rudolf Glauber (1604-1670), quien lo descubrió en agua de manantial austríaca en 1625. Lo llamó sal mirabilis (sal milagrosa), debido a sus propiedades medicinales: los cristales se usaban como laxante de uso general , hasta que surgieron alternativas más sofisticadas en la década de 1900. [4] [5] Sin embargo, J. Kunckel alegó más tarde que ya se conocía como medicina secreta en Sajonia a mediados del siglo XVI. [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 la reacción con potasa ( carbonato de potasio ). La demanda de carbonato de sodio aumentó, y la oferta de sulfato de sodio tuvo que aumentar en línea con ello. Por lo tanto, en el siglo XIX, el proceso Leblanc a gran escala , que produce sulfato de sodio sintético como intermediario clave, se convirtió en el principal método de producción de carbonato de sodio. [7]
El sulfato de sodio es un sulfato iónico típico unido electrostáticamente . La existencia de iones sulfato libres en solución se indica 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 del sulfato (TSR), calentamiento a alta temperatura con carbón, 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 alumbres 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 el mineral aftita . 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 . [12] Otras sales dobles incluyen 3Na 2 SO 4 ·CaSO 4 , 3Na 2 SO 4 ·MgSO 4 (vanthoffite) y NaF·Na 2 SO 4 . [13]
El sulfato de sodio tiene características de solubilidad inusuales 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 de agua cristalina y la fusión de la sal hidratada, sirve como una referencia de temperatura precisa para la calibración del termómetro .
Los cristales del decahidrato están formados por iones [Na(OH 2 ) 6 ] + con geometría molecular octaédrica . Estos octaedros comparten aristas 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 por puentes de hidrógeno . Las distancias Na–O son de aproximadamente 240 pm . [15] El sulfato de sodio decahidrato cristalino también es inusual entre las sales hidratadas al tener una entropía residual medible (entropía en el cero absoluto ) de 6,32 J/(K·mol). Esto se atribuye a su capacidad para distribuir el agua mucho más rápidamente en comparación con la mayoría de los hidratos. [16]
La producción mundial de sulfato de sodio, casi exclusivamente en forma de decahidrato, asciende aproximadamente a 5,5 a 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 producido químicamente son prácticamente intercambiables.
Dos tercios de la producción mundial de decahidrato (sal de Glauber) proviene de la forma mineral natural mirabilita , por ejemplo, la que se encuentra 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 ), seguido de Rusia , Estados Unidos y Canadá por alrededor de 350.000 toneladas cada uno. [18] Se estima que los recursos naturales superan los 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 (Krai de Altai, Siberia, Rusia). [17] [19]
El sulfato de sodio anhidro se encuentra en ambientes áridos como el mineral thenardita . Se transforma lentamente en mirabilita en aire húmedo. El sulfato de sodio también se encuentra como glauberita , un mineral de sulfato de sodio y calcio. Ambos minerales son menos comunes que la mirabilita. [ cita requerida ]
Aproximadamente un tercio del sulfato de sodio que se produce en el mundo se produce como subproducto de otros procesos de la industria química. La mayor parte de esta producción es químicamente inherente al proceso primario y sólo resulta marginalmente económica. Por tanto, gracias a los esfuerzos de la industria, la producción de sulfato de sodio como subproducto está disminuyendo.
La producción química más importante de sulfato de sodio es durante la producción de ácido clorhídrico , ya sea a partir de cloruro de sodio (sal) y ácido sulfúrico , en el proceso Mannheim , o a partir de dióxido de azufre en el proceso 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 hidróxido de sodio sobrante se neutraliza con ácido sulfúrico para obtener sulfato ( SO2−4) mediante el uso de sulfato de cobre (CuSO 4 ) (como se ha aplicado 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 conveniente y de aplicación regular.
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 de laboratorio no se practica a menudo. Anteriormente, el sulfato de sodio también era un subproducto de la fabricación de dicromato de sodio , donde se agrega ácido sulfúrico a la solución de cromato de sodio formando dicromato de sodio, o posteriormente ácido crómico. Alternativamente, el sulfato de sodio se forma o se formaba 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 se suele purificar en forma decahidratada, 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.
Entre los principales productores de subproductos de sulfato de sodio (entre 50 y 80 Mt/a en 2006) se encuentran 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]
El sulfato de sodio es un material muy barato, ya que en 1970 su precio en Estados Unidos era de 30 dólares por tonelada, y en el caso de las tortas de sal, de hasta 90 dólares por tonelada, y de 130 dólares por tonelada de calidades superiores. Su uso más frecuente es como relleno en detergentes en polvo para el hogar , que representan aproximadamente el 50% de la producción mundial. Este uso está disminuyendo a medida que los consumidores domésticos optan cada vez más por detergentes compactos o líquidos que no contienen sulfato de sodio. [17]
Otro uso importante del sulfato de sodio, en particular en los EE. UU. y Canadá, es el proceso Kraft para la fabricación de pulpa de madera . Los compuestos orgánicos 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 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 pulpa de EE. UU. y Canadá disminuyó de 1.400.000 toneladas por año en 1970 a solo aproximadamente 150.000 toneladas en 2006. [17]
La industria del vidrio ofrece otra aplicación importante para el sulfato de sodio, que ocupa el segundo lugar en importancia en Europa. El sulfato de sodio se utiliza como agente de clarificación para ayudar a eliminar pequeñas burbujas de aire del vidrio fundido. Funde el vidrio y evita la formación de espuma en el vidrio fundido durante el refinado. La industria del vidrio en Europa ha consumido desde 1970 hasta 2006 una cantidad estable de 110.000 toneladas anuales. [17]
El sulfato de sodio es importante en la fabricación de textiles , particularmente en Japón, donde esta es la aplicación más importante. El sulfato de sodio se agrega para aumentar la fuerza iónica de la solución y así ayuda a la "nivelación", es decir, a reducir las cargas eléctricas negativas en las fibras textiles, de modo que los tintes puedan penetrar de manera uniforme (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 en el teñido. Esta aplicación en Japón y EE. UU. consumió en 2006 aproximadamente 100.000 toneladas. [17]
El sulfato de sodio se utiliza como diluyente para colorantes alimentarios. [23] Se conoce como aditivo de 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 en baldosas térmicas que se colocan en un ático, mientras que en otras aplicaciones, la sal se incorpora en celdas rodeadas de agua calentada por energía solar. El cambio de fase permite una reducción sustancial en la masa del material necesaria para un almacenamiento de calor efectivo (el calor de fusión del sulfato de sodio decahidratado es de 82 kJ/mol o 252 kJ/kg [24] ), con la ventaja adicional de una consistencia de la temperatura siempre que se disponga de suficiente material en la fase adecuada.
Para aplicaciones de refrigeración, una mezcla con sal común de cloruro de sodio (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 utiliza ampliamente como un 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 . Solo es efectivo por debajo de aproximadamente 30 °C (86 °F), 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 aglutinan; los dos videoclips (ver arriba) demuestran cómo se aglutinan los cristales cuando aún están húmedos, pero algunos cristales fluyen libremente una vez que la muestra está seca.
La sal de Glauber, en su forma decahidratada, se utiliza como laxante . Es eficaz para eliminar del organismo ciertos fármacos, como el paracetamol (acetaminofén), por lo que puede utilizarse tras una sobredosis. [27] [28]
En 1953 se propuso el sulfato de sodio para el almacenamiento de calor en sistemas pasivos de calefacción solar , aprovechando sus inusuales propiedades de solubilidad y el alto calor de cristalización (78,2 kJ/mol). [29]
Otros usos del sulfato de sodio incluyen la descongelación de ventanas, la fabricación de 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 ordenadores portátiles (iXoft Notebook Cooler) que utiliza sulfato de sodio decahidratado dentro de una almohadilla de plástico acolchada. El material se convierte lentamente en líquido y recircula, igualando la temperatura del portátil y actuando como aislante. [30]
Aunque el sulfato de sodio se considera generalmente no tóxico, [23] debe manipularse con cuidado. El polvo puede causar asma temporal o irritación ocular; este riesgo puede prevenirse utilizando protección ocular y una mascarilla de papel. El transporte no está limitado y no se aplica ninguna frase de riesgo o frase de seguridad . [31]
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