Sulfid sodný - Sodium sulfide - Wikipedia
 | |
 | |
| Jména | |
|---|---|
| Ostatní jména Sulfid sodný | |
| Identifikátory | |
3D model (JSmol ) | |
| ChEBI | |
| ChemSpider | |
| Informační karta ECHA | 100.013.829  |
| Číslo ES |
|
PubChem CID | |
| Číslo RTECS |
|
| UNII |
|
| UN číslo | 1385 (bezvodý) 1849 (hydrát) |
Řídicí panel CompTox (EPA) | |
| |
| |
| Vlastnosti | |
| Na2S | |
| Molární hmotnost | 78,0452 g / mol (bezvodý) 240,18 g / mol (bezhydrát) |
| Vzhled | bezbarvá, hygroskopická pevná látka |
| Zápach | shnilá vejce |
| Hustota | 1,856 g / cm3 (bezvodý) 1,58 g / cm3 (pentahydrát) 1,43 g / cm3 (nehydrát) |
| Bod tání | 1176 ° C (2149 ° F; 1449 K) (bezvodý) 100 ° C (pentahydrát) 50 ° C (bezhydrát) |
| 12,4 g / 100 ml (0 ° C) 18,6 g / 100 ml (20 ° C) 39 g / 100 ml (50 ° C) (hydrolyzuje) | |
| Rozpustnost | nerozpustný v éter málo rozpustný v alkohol[1] |
| −39.0·10−6 cm3/ mol | |
| Struktura | |
| Antifluorit (krychlový), cF12 | |
| Fm3m, č. 225 | |
| Čtyřboká (Na+); kubický (S.2−) | |
| Nebezpečí | |
| Bezpečnostní list | ICSC 1047 |
Klasifikace EU (DSD) (zastaralý) | Žíravý (C) Nebezpečný pro životní prostředí (N) |
| R-věty (zastaralý) | R31, R34, R50 |
| S-věty (zastaralý) | (S1 / 2), S26, S45, S61 |
| NFPA 704 (ohnivý diamant) | |
| > 480 ° C (896 ° F; 753 K) | |
| Související sloučeniny | |
jiný anionty | Oxid sodný Selenid sodný Tellurid sodný |
jiný kationty | Sulfid lithný Sulfid draselný |
Související sloučeniny | Hydrosulfid sodný |
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
 ověřit (co je   ?) | |
| Reference Infoboxu | |
Sulfid sodný je chemická sloučenina s vzorec Na2S, nebo častěji jeho hydrát Na2S · 9H2Ó. Bezvodá i hydratovaná sůl jsou bezbarvé pevné látky. Jsou rozpustné ve vodě a silně dávají zásaditý řešení. Při vystavení vlhkému vzduchu Na2S a jeho hydráty emitují sirovodík, který voní jako shnilá vejce. Některé komerční vzorky jsou specifikovány jako Na2S ·XH2O, kde hmotnostní procento Na2S je zadáno. Běžně dostupné druhy mají kolem 60% Na2S podle hmotnosti, což znamená, že X je kolem 3. Takové technické stupně sulfidu sodného mají žlutý vzhled kvůli přítomnosti polysulfidy. Tyto druhy sulfidu sodného se prodávají jako „vločky sulfidu sodného“.
Struktura
Na2S přijímá antifluorit struktura,[2][3] což znamená, že Na+ centra zabírají místa fluoridu v CaF2 rámec a větší S.2− obsadit místa pro Ca2+.
Výroba
Průmyslově Na2S vyrábí karbotermická redukce z síran sodný často využívající uhlí:[4]
- Na2TAK4 + 2 C → Na2S + 2 CO2
V laboratoři lze sůl připravit redukcí síra s sodík v bezvodém stavu amoniak nebo sodíkem v suchu THF s katalytickým množstvím naftalen (tváření naftalenid sodný ):[5]
- 2 Na + S → Na2S
Reakce s anorganickými činidly
Sulfidový iont v sulfidových solích, jako je sulfid sodný, může začlenit proton do soli protonací:
- S2−
+ H+ → SH−
Kvůli tomuto zachycení proton ( H+ ), sulfid sodný má základní charakter. Sulfid sodný je silně bazický a je schopen absorbovat dva protony. Své konjugovaná kyselina je hydrogensulfid sodný (SH−
). Vodný roztok obsahuje významnou část sulfidových iontů, které jsou jednotlivě protonovány.
Sulfid sodný je v přítomnosti vody nestabilní kvůli postupné ztrátě sirovodík do atmosféry.
Při zahřátí s kyslík a oxid uhličitý může sulfid sodný oxidovat na uhličitan sodný a oxid siřičitý:
- 2 Na2S + 3 O.2 + 2 CO
2 → 2 Na2CO3 + 2 SO2
Oxidace s peroxid vodíku dává síran sodný:[6]
- Na2S + 4 H2Ó2 → 4 H
2Ó + Na2TAK4
Po léčbě síra, vznikají polysulfidy:
- 2 Na2S + S8 → 2 Na2S5
Použití
Sulfid sodný se primárně používá v kraftový proces v průmysl papíru a celulózy.
Používá se při úpravě vody jako prostředek zachycující kyslík a také jako srážeč kovů; v chemické fotografii pro tónování černobílých fotografií; v textilním průmyslu jako bělící prostředek, pro odsíření a jako dechlorační činidlo; a v obchodu s kůží pro sulfitaci opalovacích extraktů. Používá se v chemické výrobě jako sulfonační a sulfomethylační činidlo. Používá se při výrobě gumárenských chemikálií, sirných barviv a dalších chemických sloučenin. Používá se v jiných aplikacích, včetně flotace rud, těžba ropy, výroba barviv a prací prostředek. Používá se také při zpracování kůže jako prostředek k odstraňování chloupků při operaci vápnění.
Činidlo v organické chemii
Alkylace sulfidu sodného poskytne thioethery:
- Na2S + 2 RX → R2S + 2 NaX
Dokonce aryl halogenidy se účastní této reakce.[7] Široce podobným způsobem může sulfid sodný reagovat s alkeny v thiol-enová reakce za vzniku thioetherů. Sulfid sodný lze použít jako nukleofil v Sandmeyer reakce typu.[8] Sulfid sodný snižuje1,3-dinitrobenzen deriváty do 3-nitroaniliny.[9] Vodný roztok sulfidu sodného může být refluxován s nitro nesoucími azobarvivy rozpuštěnými v dioxan a ethanol selektivně snížit nitroskupiny na amin; zatímco jiné redukovatelné skupiny, např. azo skupina, zůstanou nedotčeni.[10] Sulfid byl také použit v fotokatalytické aplikace.[11]
Bezpečnost
Jako hydroxid sodný, sulfid sodný je silně zásaditý a může způsobit popáleniny kůže. Kyseliny reagují s ním a rychle se vyrábějí sirovodík, který je vysoce toxický.
Reference
- ^ Kurzin, Alexander V .; Evdokimov, Andrey N .; Golikova, Valerija S .; Pavlova, Olesja S. (9. června 2010). "Rozpustnost sulfidu sodného v alkoholech". J. Chem. Eng. Data. 55 (9): 4080–4081. doi:10.1021 / je100276c.
- ^ Zintl, E.; Harder, A; Dauth, B. (1934). „Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithium, natriums und kaliums“. Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem. 40: 588–93.
- ^ Wells, A.F. (1984) Structural Anorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
- ^ Holleman, A. F .; Wiberg, E. "Anorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ Takže J.-H; Boudjouk, P; Hong, Harry H .; Weber, William P. (1992). Hexamethyldisilathiane. Inorg. Synth. Anorganické syntézy. 29. p. 30. doi:10.1002 / 9780470132609.ch11. ISBN 978-0-470-13260-9.
- ^ L. Lange, W. Triebel, „Sulfidy, polysulfidy a sulfany“ v Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2000, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002 / 14356007.a25_443
- ^ Charles C. Price, Gardner W. Stacy „p-Aminofenyldisulfid“ Org. Synth. 1948, roč. 28, 14. doi:10.15227 / orgsyn.028.0014
- ^ Khazaei; et al. (2012). "syntéza thiofenolů". Syntetické dopisy - Thieme Chemistry. 23 (13): 1893–1896. doi:10.1055 / s-0032-1316557.
- ^ Hartman, W. W .; Silloway, H.L. (1955). „2-amino-4-nitrofenol“. Organické syntézy.CS1 maint: více jmen: seznam autorů (odkaz); Kolektivní objem, 3, str. 82
- ^ Yu; et al. (2006). "Syntézy funkcionalizovaných azobenzenů". Čtyřstěn. 62 (44): 10303–10310. doi:10.1016 / j.tet.2006.08.069.
- ^ Savateev, A .; Dontsova, D .; Kurpil, B .; Antonietti, M. (červen 2017). "Vysoce krystalické poly (heptazinimidy) mechanochemickou syntézou pro fotooxidaci různých organických substrátů pomocí zajímavého akceptoru elektronů - Elementární síra". Journal of Catalysis. 350: 203–211. doi:10.1016 / j.jcat.2017.02.029.