Natri sulfide là tên gọi cho hợp chất hoá học Na2S, nhưng thông thường là dành cho muối hiđrat Na2S·9H2O. Cả hai muối đều không màu và tan trong nước tạo dung dịch có tính base. Khi gặp không khí ẩm, Na2S và các muối hiđrat của nó đều giải phóng hiđrô sulfide có mùi trứng thối hay trung tiện. Tổng quát, cái tên thương mại natri sulfide không tồn tại duy nhất, nhưng được ghi rõ là Na2xH2O, trong đó hàm lượng Na2S cũng được xác định. Loại thường gặp chứa khoảng 60% Na2S về khối lượng, nghĩa là x xấp xỉ bằng 3. Loại dùng trong kĩ thuật có bề ngoài màu vàng. Các loại này đều được bán ngoài chợ dưới tên 'vụn natri sulfide'. Mặc dù ở thể rắn có màu vàng, các dung dịch của natri sulfide đều không màu.

Natri sulfide
Sodium sulfide.jpg
Tên khácĐinatri sulfide
Nhận dạng
Số CAS1313-82-2
PubChem237873
Số EINECS215-211-5
Số RTECSWE1905000
Thuộc tính
Công thức phân tửNa2S
Khối lượng mol78.0452 g/mol (khan)
240.18 g/mol (ngậm 9 nước)
Bề ngoàichất rắn không màu, hút ẩm
Khối lượng riêng1.856 g/cm3 (khan)
1.58 g/cm3 (ngậm 5 nước)
1.43 g/cm3 (ngậm 9 nước)
Điểm nóng chảy1176 °C (khan)
100 °C (ngậm 5 nước)
50 °C (ngậm 9 nước)
Điểm sôi
Độ hòa tan trong nước186 g/L (20 °C)
390 g/L (50 °C)
Độ hòa tankhông tan trong ête
tan ít trong cồn
Cấu trúc
Cấu trúc tinh thểAntiflorit (lập phương), cF12
Nhóm không gianFm3m, No. 225
Tọa độTứ diện (Na+); lập phương (S2–)
Nhiệt hóa học
Các nguy hiểm
MSDSICSC 1047
Phân loại của EUChất ăn mòn (C)
Nguy hại cho môi trường (N)
Chỉ mục EU016-009-00-8
NFPA 704

NFPA 704.svg

1
3
1
 
Chỉ dẫn RR31, R34, R50 (xem Danh sách nhóm từ R)
Chỉ dẫn SS1/2, S26, S45, S61 (xem Danh sách nhóm từ S)
Nhiệt độ tự cháy>480 °C
Các hợp chất liên quan
Anion khácNatri oxit
Natri selenide
Natri telurua
Cation khácLithi sulfide
Kali sulfide
Hợp chất liên quanNatri hiđrosulfide
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).
☑Y kiểm chứng (cái gì ☑YKhôngN ?)

Cấu trúcSửa đổi

 
Cấu trúc florit

Na2S thuộc cấu trúc antiflorit,[1][2] nghĩa là ion Na+ trung tâm chiếm vị trí của flo trong mô hình CaF2 và ion S2− lớn hơn ở vị trí của Ca2+. Trong dung dịch, natri sulfide phân li hoàn toàn. Tuy nhiên, anion không tồn tại với khối lượng đáng kể trong nước. Ion sulfide là một base quá mạnh để có thể cùng tồn tại với nước. Vì thế quá trình hoà tan được miêu tả như sau:

Na2S(s) + H2O(l) → 2Na+(aq) + HS + OH

Natri sulfide có thể oxy hoá khi đun nóng tạo ra natri cacbonatlưu huỳnh điôxit:

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

Sản xuấtSửa đổi

Na2S được sản xuất trong công nghiệp bằng cách khử natri sulfat với cacbon, ở dạng than đá:[3]

Na2SO4 + 4 C → Na2S + 4 CO

trong phòng thí nghiệm, muối khan có thể được điều chế khi khử lưu huỳnh với natri trong khí amonia khô. Theo một cách khác, lưu huỳnh có thể bị natri khử trong THF khô với xúc tác naphtalen:[4]

2 Na + S → Na2S

Sử dụngSửa đổi

Nó được dùng chủ yếu trong công nghiệp giấy và bột giấy trong chu trình Kraft. Nó dùng để xử lý nước như chất loại bỏ tạp chất oxi, trong công nghiệp nhiếp ảnh để ngăn các dung dịch tráng phim khỏi oxi hoá, làm chất tẩy trong công nghiệp in ấn, làm tác nhân khử clo và lưu huỳnh, và trong nghề da để sulfit hoá các sản phẩm thuộc da. Nó được dùng làm tác nhân tạo gốc sulfometyk và sulfonat trong sản xuất hoá chất. Nó được dùng trong sản xuất hoá chất cao su, thuốc nhuộm sulfide và các hợp chất hoá học khác. Ngoài ra nó còn được dùng trong nhiều ứng dụng khác như tách quặng, thu hồi dầu, bảo quản thực phẩm, chế thuốc nhuộm, và chất tẩy.

An toànSửa đổi

Giống như natri hiđrosulfide, natri sulfide là một base mạnh và có thể gây bỏng da. Các axit phản ứng với nó sinh ra H2S, một khí độc và có mùi hôi thối.

Chú thíchSửa đổi

  1. ^ Zintl, E; Harder, A; Dauth, B. (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. ^ So, J.-H; Boudjouk, P; Hong, Harry H.; Weber, William P. (1992). “Hexametylđisilathian”. Inorg. Synth. 29: 30. doi:10.1002/9780470132609.ch11.

Liên kết ngoàiSửa đổi