Sulfeto de sódio

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Sulfeto de sódio
Alerta sobre risco à saúde
Fluorite-unit-cell-3D-ionic.png
Sodium sulfide.jpg
Outros nomes Sulfeto dissódico
Identificadores
Número CAS 1313-82-2,
1313-84-4 (pentaidrato)
1313-84-4 (nonaidrato)
PubChem 237873
Número EINECS 215-211-5
Número RTECS WE1905000
Propriedades
Fórmula molecular Na2S
Massa molar 78,0452 g/mol (anidro)
240.18 g/mol (nonaidrato)
Aparência sólido incolor higroscópico
Densidade 1,856 g/cm3 (anidro)
1,58 g/cm3 (pentaidrato)
1,43 g/cm3 (nonaidrato)
Ponto de fusão

1176 °C (anidro)
100 °C (pentaidrato)
50 °C (nonaidrato)

Solubilidade em água 18,6 g/100 mL (20 °C)
39 g/100 mL (50 °C)
Solubilidade insolúvel em éter
levemente solúvel em álcool
Estrutura
Estrutura cristalina Antifluorita (cúbico), cF12
Grupo de espaço Fm3m, No. 225
Geometria de
coordenação
Tetrahédrico (Na+); cúbico (S2–)
Riscos associados
MSDS ICSC 1047
Classificação UE Corrosivo (C)
Perigoso para o ambiente (N)
Índice UE 016-009-00-8
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
1
 
Frases R R31, R34, R50
Frases S S1/2, S26, S45, S61
Temperatura
de auto-ignição
>480 °C
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Óxido de sódio
Seleneto de sódio
Telureto de sódio
Cloreto de sódio
Sulfito de sódio
Outros catiões/cátions Sulfeto de lítio
Sulfeto de potássio
Sulfeto de magnésio
Compostos relacionados Hidrossulfeto de sódio
Excepto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições PTN

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

Sulfeto de sódio é o nome utilizado para designar o composto químico Na2S e seu hidrato mais comum: Na2S.9H2O. Ambos formam solução incolor em água (sais solúveis) e fortemente alcalinas. Quando expostas a umidade do ar (e ao dióxido de carbono nele contido), Na2S e seus hidratos emitem sulfeto de hidrogênio, um gás muito tóxico e com cheiro que se assemelha ao de ovos podres.

Estrutura[editar | editar código-fonte]

O Na2S adota a estrutura antifluorita,[1] [2] o que significa que o Na+ central ocupa sítios do fluoreto na rede CaF2, e o S2− maior ocupa os sítios para Ca2+. Em solução, o sal, por definição, dissocia-se. O diânion S2− não, entretanto, existe em apreciável quantidade ema água. Sulfeto é forte demais como base para coexistir com água. Então, o processo de dissolução pode ser descrito como segue-se:

Na2S(s) + H2O(l) → 2Na+(aq) + HS + OH

Sulfeto de sódio pode oxidar-se quando aquecido ao ar a carbonato de sódio e dióxido de enxofre:

2 Na2S + 3 O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + 2 SO2

Produção[editar | editar código-fonte]

Industrialmente Na2S é produzido pela redução de Na2SO4 (sulfato de sódio) com carbono, sob a forma de carvão:[3]

Na2SO4 + 4 C → Na2S + 4 CO

Em laboratório, os sal anidro pode ser obtido por redução de enxofre com sódio anidro em amônia. Alternativamente, o enxofre pode ser reduzida por sódio em THF seco com quantidade catalitica de naftaleno (traços):[4]

2 Na + S → Na2S

Segurança[editar | editar código-fonte]

Na2S e seus hidratos são perigosos e devem ser manuseados apenas por especialistas. Cáustico, fortemente alcalino, causa queimaduras na pele se manuseado sem cuidado. Com ácidos, reage rapidamente a produzir sulfeto de hidrogênio, que é um gás altamente tóxico.

Uso[editar | editar código-fonte]

É aplicado na depilação de couro por queimar e limpar camadas, até a indústria metalúrgica, onde participa da flotação do zinco e cobre e no processo Kraft da celulose.

Referências

  1. (1934) "Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums". Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem. 40: 588–93.
  2. Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  3. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  4. (1992) "Hexamethyldisilathiane". Inorg. Synth. 29: 30. DOI:10.1002/9780470132609.ch11.