Natrium sulfat
| |||
Nama | |||
---|---|---|---|
Nama lain | |||
Penanda | |||
Model 3D (JSmol)
|
|||
3DMet | {{{3DMet}}} | ||
ChEBI | |||
ChEMBL | |||
ChemSpider | |||
Nomor EC | |||
PubChem CID
|
|||
Nomor RTECS | {{{value}}} | ||
UNII | |||
CompTox Dashboard (EPA)
|
|||
| |||
| |||
Sifat | |||
Na2SO4 | |||
Massa molar | 142,04 g/mol (anhidrat) 322,20 g/mol (dekahidrat) | ||
Penampilan | padatan kristal putih higroskopis | ||
Bau | tak berbau | ||
Densitas | 2,664 g/cm3 (anhidrat) 1,464 g/cm3 (dekahidrat) | ||
Titik lebur | 884 °C (anhidrat) 32,38 °C (dekahidrat) | ||
Titik didih | 1429 °C (anhidrat) | ||
anhidrat: 4,76 g/100 mL (0 °C) 42,7 g/100 mL (100 °C) heptahidrat: 19,5 g/100 mL (0 °C) 44 g/100 mL (20 °C) | |||
Kelarutan | tidak tercampur dengan etanol tercampur dalam gliserol dan hidrogen iodida | ||
Indeks bias (nD) | 1,468 (anhidrat) 1,394 (dekahidrat) | ||
Struktur | |||
Ortorombik or heksagonal (anhidrat) monoklinik (dekahidrat) | |||
Bahaya | |||
Bahaya utama | Irritant | ||
Titik nyala | Non-flammable | ||
Senyawa terkait | |||
Anion lain
|
Natrium selenat Natrium telurat | ||
Kation lainnya
|
Litium sulfat Kalium sulfat Rubidium sulfat Sesium sulfat | ||
Kecuali dinyatakan lain, data di atas berlaku pada suhu dan tekanan standar (25 °C [77 °F], 100 kPa). | |||
verifikasi (apa ini ?) | |||
Referensi | |||
Natrium sulfat adalah senyawa anorganik dengan rumus kimia Na2SO4 dengan beberapa hidratnya. Semua natrium sulfat berbentuk padatan putih yang sangat mudah larut dalam air. Produksi tahunannya mencapai 6 juta ton per tahun, dengan dekahidratnya sebagai produk komoditas utamanya. Penggunaan utamanya adalah sebagai pengisi dalam pabrikasi deterjen rumah tangga dan dalam proses Kraft pada pulping kertas untuk membuat sulfida dengan tingkat alkalinitas tinggi.[1]
Bentuk
- Natrium sulfat anhidrat, dikenal sebagai mineral langka thenardite, digunakan sebagai desikan dalam sintesis organik.
- Natrium sulfat heptahidrat, bentuk yang sangat jarang.
- Natrium sulfat dekahidrat, dikenal sebagai mineral mirabilite, banyak digunakan oleh industri kimia. Senyawa ini dikenal pula sebagai garam Glauber.
Sejarah
Bentuk dekahidrat dari natrium sulfat dikenal sebagai garam Glauber yang diambil dari nama kimiawan dan apoteker Belanda/Jerman Johann Rudolf Glauber (1604-1670), yang mengungkapkan keberadaannya dalam mata air Austria pada tahun 1625. Ia memberi nama senyawa tersebut sebagai bahasa Latin: sal mirabilis (garam ajaib), karena karakter medisnya: kristalnya digunakan sebagai laksatif multi-guna, sampai ditemukan alternatif yang lebih canggih pada tahun 1900an.[2][3]
Pada abad ke-18, garam Glauber mulai digunakan sebagai bahan baku untuk produksi soda abu (natrium karbonat) industrial, dengan mereaksikannya dengan potas (kalium karbonat). Kebutuhan soda abu meningkat, dan pasokan natrium sulfat harus ditingkatkan secara linier. Oleh karena itu, pada abad ke-19, proses Leblanc berskala besar, yang menghasilkan natrium sulfat sintetis sebagai zat antara kunci, menjadi metode utama produksi soda abu.[4]
Sifat kimia
Natrium sulfat merupakan tipikal sulfat berikatan ionik elektrostatis. Kehadiran ion sulfat bebas dalam larutan ditunjukkan dengan mudahnya pembentukan sulfat tak larut ketika larutan ini diberi perlakuan dengan garam Ba2+ atau Pb2+:
- Na2SO4 + BaCl2 → 2 NaCl + BaSO4
Natrium sulfat tidak bersifat reaktif terhadap sebagian besar oksidator maupun reduktor. Pada suhu tinggi, natrium sulfat dapat diubah menjadi natrium sulfida melalui reduksi karbotermal (atau reduksi sulfat termokimia, pemanasan suhu tinggi dengan arang, dll.):[5]
- Na2SO4 + 2 C → Na2S + 2 CO2
Reaksi ini digunakan dalam proses Leblanc, proses pembuatan natrium karbonat yang sudah tidak digunakan.
Natrium sulfat bereaksi dengan asam sulfat menghasilkan garam asam natrium bisulfat:[6][7]
- Na2SO4 + H2SO4 ⇌ 2 NaHSO4
Natrium sulfat menunjukkan kecenderungan membentuk garam rangkap. Satu-satunya alum yang terbentuk dengan logam trivalen umum adalah NaAl(SO4)2 (tidak stabil di atas 39 °C) dan NaCr(SO4)2, berlawanan dengan kalium sulfat dan amonium sulfat yang membentuk alum stabil.[8] Diketahui garam rangkap dengan beberapa sulfat logam alkali lainnya, termasuk Na2SO4·3K2SO4 yang terbentuk secara alami sebagai mineral aphthitalite. Pembentukan glaserite melalui reaksi natrium sulfat dengan kalium klorida telah digunakan sebagai dasar metode pembuatan kalium sulfat, suatu pupuk tanaman.[9] Garam rangkap lainnya antara lain 3Na2SO4·CaSO4, 3Na2SO4·MgSO4 (vanthoffite) dan NaF·Na2SO4.[10]
Sifat fisik
Natrium sulfat memiliki karakteristik kelarutan dalam air yang tidak biasa.[11] Kelarutannya dalam air meningkat hingga lebih dari sepuluh kali lipat antara 0 °C dan 32,384 °C, dan mencapai maksimum pada 49,7 g/100 mL. Pada titik ini kurva kelarutan berbalik, dan kelarutannya menjadi hampir tidak tergantung pada suhu. Temperatur 32,384 °C, sesuai pelepasan air kristal dan peleburan garam terhidrasinya, berlaku sebagai referensi suhu akurat untuk kalibrasi termometer.
Referensi
- ^ Helmold Plessen (2000). "Sodium Sulfates". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a24_355. ISBN 978-3527306732.
- ^ Szydlo, Zbigniew (1994). Water which does not wet hands: The Alchemy of Michael Sendivogius. London–Warsaw: Polish Academy of Sciences.
- ^ Westfall, Richard S. (1995). "Glauber, Johann Rudolf". The Galileo Project. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2011-11-18.
- ^ Aftalion, Fred (1991). A History of the International Chemical Industry. Philadelphia: University of Pennsylvania Press. hlm. 11–16. ISBN 978-0-8122-1297-6.
- ^ Handbook of Chemistry and Physics (edisi ke-71st). Ann Arbor, Michigan: CRC Press. 1990. ISBN 9780849304712.
- ^ The Merck Index (edisi ke-7th). Rahway, New Jersey, US: Merck & Co. 1960.
- ^ Nechamkin, Howard (1968). The Chemistry of the Elements. New York: McGraw-Hill.
- ^ Lipson, Henry; Beevers, C. A. (1935). "The Crystal Structure of the Alums". Proceedings of the Royal Society A. 148 (865): 664–80. Bibcode:1935RSPSA.148..664L. doi:10.1098/rspa.1935.0040 .
- ^ Garrett, Donald E. (2001). Sodium sulfate : handbook of deposits, processing, properties, and use. San Diego: Academic Press. ISBN 978-0-12-276151-5.
- ^ Mellor, Joseph William (1961). Mellor's Comprehensive Treatise on Inorganic and Theoretical Chemistry. Volume II (edisi ke-new impression). London: Longmans. hlm. 656–673. ISBN 978-0-582-46277-9.
- ^ Linke, W. F.; A. Seidell (1965). Solubilities of Inorganic and Metal Organic Compounds (edisi ke-4th). Van Nostrand. ISBN 978-0-8412-0097-5.
H2SO4 | He | ||||||||||||||||||
Li2SO4 | BeSO4 | B | Ester ROSO−3 (RO)2SO2 |
(NH4)2SO4 N2H6SO4 (NH3OH)2SO4 |
O | F | Ne | ||||||||||||
Na2SO4 NaHSO4 |
MgSO4 | Al2(SO4)3 Al2SO4(OAc)4 |
Si | P | SO2−4 | Cl | Ar | ||||||||||||
K2SO4 KHSO4 |
CaSO4 | Sc2(SO4)3 | Ti(SO4)2 TiOSO4 |
VSO4 V2(SO4)3 VOSO4 |
CrSO4 Cr2(SO4)3 |
MnSO4 Mn2(SO4)3 |
FeSO4 Fe2(SO4)3 |
CoSO4 Co2(SO4)3 |
NiSO4 | CuSO4 Cu2SO4 |
ZnSO4 | Ga2(SO4)3 | Ge | As | Se | Br | Kr | ||
RbHSO4 Rb2SO4 |
SrSO4 | Y2(SO4)3 | Zr(SO4)2 | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | PdSO4 | Ag2SO4 | CdSO4 | In2(SO4)3 | SnSO4 | Sb2(SO4)3 | Te | I | Xe | ||
Cs2SO4 | BaSO4 | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg2SO4 HgSO4 |
Tl2SO4 Tl2(SO4)3 |
PbSO4 | Bi2(SO4)3 | Po | At | Rn | |||
Fr | Ra | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |||
↓ | |||||||||||||||||||
La | Ce2(SO4)3 Ce(SO4)2 |
Pr2(SO4)3 | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb2(SO4)3 | Lu | |||||
Ac | Th | Pa | U(SO4)2 UO2SO4 |
Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr |