Сульфат натрію

Сульфат натрію
Назва за IUPAC	Натрій сульфат
Ідентифікатори
Номер CAS	7757-82-6
Номер EINECS	231-820-9
DrugBank	DB09472
KEGG	C13199 і D01732
ChEBI	32149
RTECS	WE1650000
Код ATC	A12CA02
SMILES	[O-]S(=O)(=O)[O-].[Na+].[Na+][1]
InChI	InChI=1S/2Na.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2
Властивості
Молекулярна формула	Na2SO4
Молярна маса	142,044 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали або порошок
Густина	2,664 г/см³
Тпл	884 °C[2]
Розчинність (вода)	28,1 г/100 г
Розчинність (етанол)	нерозчинний
Показник заломлення (nD)	1,468
Структура
Кристалічна структура	орторомбічна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfH^o 298	-331,5 ккал/моль
Ст. ентропія S^o 298	35,76 кал/(моль·K)
Теплоємність, c^o p	30,64 кал/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони	гідросульфат натрію, хлорид натрію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сульфа́т на́трію, на́трій сульфа́т — неорганічна сполука, натрієва сіль сульфатної кислоти складу Na₂SO₄.

Сульфат натрію широко застосовується для виробництва паперу за сульфатним методом, у виробництві соди, а також у скляній промисловості.

Поширення у природі

Тенардит (родовище у Каліфорнії, США)

Безводний сульфат натрію розповсюджений у земних надрах як мінерал тенардит, інколи із високим ступенем чистоти. Іншим поширеним джерелом даної солі є її кристалогідрат Na₂SO₄·10H₂O, котрим є мінерал мірабіліт (глауберова сіль). Значні поклади мірабіліту знайдені у в затоці Кара-Богаз-Гол (Туркменістан).

Сульфат натрію утворює тверді розчини з іншими сульфатами, а також карбонатами і хлоридами. До таких мінералів відносяться:

• астраханіт Na₂SO₄·MgSO₄·4H₂O;
• глазерит Na₂SO₄·3K₂SO₄;
• глауберит Na₂SO₄·CaSO₄;
• вантгоффіт MgSO₄·3Na₂SO₄;
• левеїт 6Na₂SO₄·7MgSO4·15H₂O;
• дансит MgSO₄·9Na₂SO₄·3NaCl;
• буркеїт Na₂CO₃·2Na₂SO₄;
• генксит KCl·2Na₂CO₃·9Na₂SO₄.

Сульфат натрію також може бути знайдений і у морській воді. Так, вода із середньою солоністю у 35‰ містить близько 4,063 г/л сульфату натрію.

Світові запаси сульфату натрію оцінюються у 3,4 млрд. тонн.

Фізичні властивості

Сульфат натрію є кристалами або порошкоподібною речовиною білого кольору. Він є гігроскопічним: вбираючи вологу та утворюючи декагідрат Na₂SO₄·10H₂O, він суттєво збільшується у розмірах (до 4,17 разів). В охолоджених насичених розчинах також може існувати нестійкий гідрат Na₂SO₄·7H₂O.

Речовина є добре розчинною у воді і малорозчинною в органічних розчинниках.

Розчинність Na₂SO₄ у воді (у відсотках)

20 °C	25 °C	30 °C	40 °C	50 °C	60 °C	70 °C	80 °C	90 °C	100 °C
16,13	21,94	29,22	32,35	31,55	30,90	30,39	30,02	29,79	29,67

При нагріванні до температур, менших за 884 °C, розкладання солі практично не відбувається, а при температурах близько 1200 °C втрати складатимуть кілька відсотків.

Отримання

Промисловий сульфат натрію — нейтральна безводна натрієва сіль сірчаної кислоти (Na₂SO₄), яка задовольняє вимогам ГОСТ 6318-77 «Натрій сірчанокислий (сульфат натрію)»; виготовляється у вигляді порошкоподібного чи ґранульованого продукту і відпускається в розфасованому вигляді; зберігається в закритих складських приміщеннях, захищених від попадання вологи; постачається навалом і в мішках; застосовується як прискорювач тужавіння цементного розчину за температур вище 0°C.

Світове виробництво сульфату натрію, майже виключно у формі декагідрату, становить приблизно 5,5-6 мільйонів тонн щорічно (Мт/рік). У 1985 році виробництво становило 4,5 Мт/рік, половина з природних джерел, а половина з хімічного виробництва. Після 2000 року на стабільному рівні до 2006 року природне виробництво зросло до 4 Мт/рік, а хімічне виробництво знизилося до 1,5–2 Мт/рік із загальним обсягом 5,5–6 Мт/рік. У всіх сферах застосування сульфат натрію, вироблений природним шляхом, і хімічно вироблений практично взаємозамінні.

Отримання з мінеральної сировини

Окрім переробки мінералів, що містять сульфат натрію безпосередньо, існують інші способи добування солі з природної сировини. Основними є методи синтезу зі складових, що містять у собі компененти натрію у сульфату. Так, за методом Маннгейма широко розповсюджений хлорид натрію оброблюють концентрованою (93-96%) сульфатною кислотою:

${\displaystyle \mathrm {2NaCl+H_{2}SO_{4(conc.)}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl} }$

Дана реакція знайшла застосунок у схемі промислового виробництва соди (карбонату натрію). Чистота кінцевого продукту складає 97—99,7%. Залишкові кількості сульфатної кислоти, які можуть залишатися у продукті, нейтралізуються додаванням незначної кількості карбонату натрію. Окрім сульфату натрію, продуктом взаємодії є газуватий хлороводень, котрий також має прикладне значення.

За методом Гаргрівза сульфатну кислоту заміняє діоксид сірки при додатковому окисленні повітрям:

${\displaystyle \mathrm {4NaCl+2SO_{2}+O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2Na_{2}SO_{4}+4HCl} }$

Як побічний продукт виробництв

У 1988 році світове виробництво Na₂SO₄ складало 4,6 млн. тонн, і майже половину цього складав сульфат натрію, отриманий як побічний продукт.

Виробництво віскози

Однією зі стадій в методі отримання віскозних волокон є взаємодія лужної солі целюлози із сірковуглецем, в результаті якої утворюється ксантогенат, котрий оброблюють сульфатною кислотою:

${\displaystyle \mathrm {CelONa+CS_{2}\longrightarrow CelOCS_{2}Na} }$

${\displaystyle \mathrm {2CelOCS_{2}Na+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2CelOH+CS_{2}+Na_{2}SO_{4}} }$

В результаті реакції утворюється близько одного кілограму сульфату натрію на кожен кілограм цільового волокна.

Виробництво дихроматів

Промислове добування дихроматів полягає у підкисленні розчину хромату натрію сульфатною кислотою:

${\displaystyle \mathrm {2Na_{2}CrO_{4}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+Na_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}O} }$

Якщо взаємодія проводиться при температурах, вищих за 324 °C, з розчину кристалізується сульфат натрію із чистотою понад 99%. Така сіль може містити до 0,2% дихромату; для очищення її додатково розчиняють, відновлюють дихромат діоксидом сірки і відфільтровують нерозчинний оксид хрому(III).

Інші виробництва

• Отримання борної кислоти:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}B_{4}O_{7}+H_{2}SO_{4}+5H_{2}O\longrightarrow 4H_{3}BO_{3}+Na_{2}SO_{4}} }$

• Отримання оксиду хлору(IV):

${\displaystyle \mathrm {2NaClO_{3}+SO_{2}\longrightarrow 2ClO_{2}+Na_{2}SO_{4}} }$

• Отримання мурашиної кислоти:

${\displaystyle \mathrm {2HCOONa+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2HCOOH+Na_{2}SO_{4}} }$

Хімічні властивості

Сульфат натрію, утворений сильною основою і сильною кислотою, повністю дисоціює у воді (середовище нейтральне):

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}\leftrightarrows 2Na^{+}+SO_{4}^{2-}} }$

При розчиненні твердої солі у концентрованій сульфатній кислоті, утворюється кисла сіль — гідросульфат натрію:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4(s)}+H_{2}SO_{4(conc.)}\longrightarrow 2NaHSO_{4}} }$

Сполука здатна відновлюватися воднем і коксом:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+4H_{2}{\xrightarrow {550-600^{o}C,\ Fe_{2}O_{3}}}\ Na_{2}S+4H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+2C{\xrightarrow {700^{o}C}}\ Na_{2}S+2CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+C+CaCO_{3}{\xrightarrow {1000^{o}C}}\ Na_{2}CO_{3}+CaS+CO_{2}} }$

Сіль окиснюється під дією вільного фтору:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+2F_{2}{\xrightarrow {100-150^{o}C}}\ NaF+SO_{2}F_{2}+O_{2}} }$

Na₂SO₄ вступає в реакції обміну, які ведуть до утворення малорозчинних продуктів взаємодії:

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\longrightarrow BaSO_{4}\downarrow +2NaCl} }$

Застосування

Сульфат натрію застосовується у виробництві паперу за сульфатним методом (крафт-процес), для синтезу соди. Також він використовується у виготовленні скла, ультрамарину, у виготовленні барвників.

Завдяки своїй високій гігроскопічності і нерозчинності в органічних розчинниках, сульфат використовується для їхнього зневоднення.

Див. також

• Гідросульфат натрію
• Мірабіліт

Примітки

1. SODIUM SULFATE
   d:Track:Q278487
2. Вище цієї температури сульфат натрію розкладається.

Джерела

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Patnaik P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
• Butts D. Sodium Sulfates // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 22. — P. 207. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1915040902212020.a01. (англ.)
• Helmond von Plessen. Sodium Sulfates // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 1-11. — DOI:10.1002/14356007.a24_355. (англ.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М. : «Химия», 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Східний видавничий дім, 2013. — Т. 3 : С — Я. — 644 с.