Na2s độc là gì

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 Na₂S·xH₂O, 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
Tên khác	Đinatri sulfide
Nhận dạng
Số CAS	1313-82-2
PubChem	237873
Số EINECS	215-211-5
Số RTECS	WE1905000
Thuộc tính
Công thức phân tử	Na2S
Khối lượng mol	78.0452 g/mol (khan) 240.18 g/mol (ngậm 9 nước)
Bề ngoài	chất rắn không màu, hút ẩm
Khối lượng riêng	1.856 g/cm3 (khan) 1.58 g/cm3 (ngậm 5 nước) 1.43 g/cm3 (ngậm 9 nước)
Điểm nóng chảy	1176 °C (khan) 100 °C (ngậm 5 nước) 50 °C (ngậm 9 nước)
Điểm sôi
Độ hòa tan trong nước	186 g/L (20 °C) 390 g/L (50 °C)
Độ hòa tan	không tan trong ête tan ít trong cồn
Cấu trúc
Cấu trúc tinh thể	Antiflorit (lập phương), cF12
Nhóm không gian	Fm3m, No. 225
Tọa độ	Tứ diện (Na+); lập phương (S2)
Nhiệt hóa học
Các nguy hiểm
MSDS	ICSC 1047
Phân loại của EU	Chất ăn mòn (C) Nguy hại cho môi trường (N)
Chỉ mục EU	016-009-00-8
NFPA 704	1 3 1
Chỉ dẫn R	R31, R34, R50 (xem Danh sách nhóm từ R)
Chỉ dẫn S	S1/2, S26, S45, S61 (xem Danh sách nhóm từ S)
Nhiệt độ tự cháy	>480 °C
Các hợp chất liên quan
Anion khác	Natri oxit Natri selenide Natri telurua
Cation khác	Lithi sulfide Kali sulfide
Hợp chất liên quan	Natri 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], 100kPa). Ykiểm chứng(cái gì Y N?) Thamkhảohộpthôngtin

Mục lục

• 1 Cấu trúc
• 2 Sản xuất
• 3 Sử dụng
• 4 An toàn
• 5 Chú thích
• 6 Liên kết ngoài

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 cacbonat và lưu 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: 58893.
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.ch21.

Liên kết ngoàiSửa đổi

• chemicalland21.com Sodium sulfide.