Sulfato de sodio (Na2SO4)

¿Qué es el sulfato de sodio?

El sulfato de sodio es una sal inorgánica cuya fórmula química es Na₂SO₄. Es un sólido blanco, presente bajo tres formas: anhidro, el heptahidrato (de escasa existencia) y el decahidrato (que se conoce como sal de Glaubert). Este último es la forma más abundante del sulfato de sodio.

El sulfato de sodio decahidrato, Na₂SO₄·10H₂O, fue descubierto en 1625 por Glaubert en el agua de un manantial, quien la nombró sal mirabilis (sal milagrosa) debido a sus propiedades medicinales.

Esta sal tiene numerosas aplicaciones en la industria textil y papelera, o en la fabricación de vidrio. Sus usos se amplían con las aplicaciones térmicas, que incluyen el suministro ambiental de calor y la refrigeración de las computadoras portátiles.

Es un compuesto de baja toxicidad, y sus acciones dañinas son fundamentalmente de carácter mecánico y no químico. Por razones cristalográficas, esta sal, al igual que su homóloga de potasio, K₂SO₄, presenta estructuras entramadas y polimórficas.

Estructura del sulfato de sodio

• Sal anhidra. La fórmula Na₂SO₄ indica que en los cristales de la sal los iones Na⁺ y SO₄^2- se hallan en una relación 1:2, es decir, que por cada dos cationes Na⁺ hay un anión SO₄^2- interaccionando con ellos mediante atracción electrostática (imagen superior). Por supuesto, esto aplica para el Na₂SO₄ anhidro, sin moléculas de agua coordinadas con el sodio dentro de los cristales. A pesar de ser una sal en apariencia simple, su descripción estructuralmente es compleja. El Na₂SO₄ presenta polimorfismo, teniendo hasta cinco fases cristalinas: I, II, III, IV y V, cuyas temperaturas de transición son 180, 200, 228, 235 y 883 °C, respectivamente. Aunque no haya referencias que lo certifiquen, el Na₂SO₄I debe ser el que posee una estructura cristalina hexagonal, más densa en comparación a la ortorrómbica del Na₂SO₄III, en cuyos cristales el Na⁺ forma tetraedros (NaO₄) y octaedros (NaO₆) de coordinación; es decir, puede estar rodeado de cuatro o seis aniones SO₄^2-.
• Sal decahidratada. La estructura cristalina monoclínica de su hidrato más importante, Na₂SO₄·10H₂O, es más simple. En ella prácticamente son las moléculas de agua las que interaccionan o se coordinan con el Na⁺ en los octaedros Na(H₂O)₆⁺, con los SO₄^2- apenas aportando estabilidad suficiente al cristal para que exista en fase sólida. No obstante, su punto de fusión (32,38 °C), mucho menor al de la sal anhidra (884 °C), demuestra cómo las moléculas de aguas y sus puentes de hidrógeno debilitan las interacciones iónicas, más fuertes, en el Na₂SO₄.

Propiedades del sulfato de sodio

• Nombres. Sulfato de sodio (IUPAC). Sal de Glauber (decahidrato). Sal milagrosa (decahidrato). Sulfato disódico.
• Masa molar. 142,04 g/mol (anh¡dro). 322,20 g/mol (decahidrato).
• Apariencia física. Sólido cristalino higroscópico de color blanco.
• Olor. Inodoro.
• Sabor. Amargo y salino.
• Densidad. 2,664 g/cm³ (anhidro). 1,464 g/cm³ (decahidrato). Nótese cómo las moléculas de agua dentro de los cristales ocasiona que estos se dilaten y, por ende, disminuyan su densidad.
• Punto de fusión. 884 °C (anhidro). 32,38 °C (decahidrato).
• Punto de ebullición. 1.429 °C (anhidro).
• Solubilidad en agua. 4,76 g/100 ml (0 °C). 13,9 g/100 ml (20 °C). 42,7 g/100 ml (100 °C). Todos estos valores de solubilidad corresponden a la sal anhidra, bastante soluble en agua en todas las temperaturas. La solubilidad aumenta en forma abrupta entre 0 °C y 38,34 °C, observándose que en esta gama de temperaturas la solubilidad aumenta más de 10 veces. Sin embargo, a partir de 32,38 °C la solubilidad es independiente de la temperatura. Ocurre que a temperatura 32,8 °C el sulfato de sodio decahidratado se disuelve en su agua cristalina propia. Se alcanza un equilibrio entre la sal decahidratada, la sal anhidra y la solución saturada de sulfato de sodio. Mientras se mantenga la condición trifásica, la temperatura permanecerá constante, lo cual permite calibrar la temperatura de los termómetros. Por otro lado, las solubilidades para la sal heptahidratada son: 19,5 g/100 ml (0 °C). 44,0 g/100 ml (20 °C). Nótese que a 20 °C la sal heptahidratada es tres veces más soluble que la anhidra.
• Índice de refracción. 1,468 (anhidro). 1,394 (decahidrato).
• Estabilidad. Estable bajo las condiciones de almacenamiento recomendadas. Incompatible con ácidos y bases fuertes, aluminio y magnesio.
• Descomposición. Cuando se calienta a descomposición emite un humo tóxico de óxido sulfuroso y óxido de sodio.
• pH. Una disolución acuosa al 5% tiene un pH de 7.
• Reactividad. El sulfato de sodio se disocia en solución acuosa en 2 Na⁺ y SO₄^2-, lo cual permite que el ion sulfato se combine con el Ba²⁺ para precipitar el sulfato de bario. Prácticamente, ayuda a desplazar los iones de bario de las muestras de agua. El sulfato de sodio se convierte en sulfuro de sodio mediante la reacción a temperaturas elevadas con el carbón: Na₂SO₄   +   2 C  =>  Na₂S   +   2 CO₂. La sal de Glaubert, NaSO₄.10H₂O reacciona con el carbonato de potasio para producir carbonato de sodio.

Usos del sulfato de sodio

• Industria del papel. Se utiliza para fabricar pulpa de papel. Se usa en la elaboración de papel Kraft, que no contiene lignina ni se le somete al proceso de blanqueamiento, razón que le confiere gran resistencia. Además, se emplea para producir cartón.
• Detergentes. Se usa como material de relleno de detergentes sintéticos de uso doméstico agregándose al detergente para reducir la tensión superficial.
• Vidrios. Se emplea en la fabricación de vidrio para reducir o eliminar la presencia de burbujas pequeñas de aire en el vidrio fundido. Adicionalmente, elimina la formación de escoria durante el proceso de refinado del vidrio fundido.
• Industria textil. Se emplea como mordiente, ya que facilita la interacción de los tintes con las fibras de las telas. El sulfato de sodio decahidratado se usa en la prueba de tinte. Además, se utiliza como diluyente de tintes y agente auxiliar de la impresión de tintes, como tintes directos, tintes de azufre y otros agentes que favorecen la tinción del algodón. También se usa como agente que retarda los tintes directos de la seda.
• Medicina. El sulfato de sodio decahidratado se utiliza como laxante, pues es poco absorbido en el intestino, y por lo tanto permanece en la luz de este, provocando un aumento de volumen. Esto estimula el incremento en las contracciones peristálticas, que inducen la expulsión del contenido intestinal. Es un antídoto para controlar las intoxicaciones con sales de bario y de plomo. Eficaz para la eliminación de ciertos medicamentos ingeridos en exceso, como el paracetamol (acetoaminofen). Además, se emplea para suministrar electrolitos deficientes con presencia en soluciones isoosmóticas.
• Agente de secado. Por ser un reactivo inerte, se emplea para la eliminación de agua de soluciones de compuestos orgánicos.
• Materia prima. Se utiliza como materia prima para producir numerosas sustancias, como sulfuro de sodio, carbonato de sodio y sulfato de amonio.

Obtención del sulfato de sodio

• Extracción minera. Hay tres menas o minerales explotados con rendimiento comercial: la thenardita (Na₂SO₄), la mirabilita (Na₂SO₄·10H₂O) y la glaubarita (Na₂SO₄·CaSO₄). En España, los yacimientos de thenardita y mirabilita se explotan por minería subterránea de galerías y pilares. La glauberita se obtiene a cielo abierto, mediante grandes balsas colocadas sobre el depósito mineral. El terreno se prepara con voladuras de baja intensidad para producir una porosidad que permita la lixiviación del sulfato de sodio. La fase de producción ocurre con el riego por aspersión con agua dulce de la glauberita, cuya lixiviación se propaga en forma descendente. Se recolecta la salmuera del sulfato de sodio, quedando como relleno el residuo de sulfato de calcio.
• Producción química. Se obtiene durante la producción de ácido clorhídrico mediante dos procesos: el proceso de Mannheim y el proceso de Hardgreaves.
  • Proceso de Mannheim. Se realiza en hornos grandes de acero y con una plataforma de reacción de acero de 6 m. La reacción ocurre entre el cloruro de sodio y el ácido sulfúrico: 2 NaCl  +  H₂SO₄ => 2 HCl  +  Na₂SO₄
  • Proceso de Hardgreaves. Involucra la reacción del cloruro de sodio, óxido de azufre, oxígeno y agua: 4 NaCl + 2 SO₂  +  O₂  + 2 H₂O  =>  4 HCl +  Na₂SO₄
  • Otros. El sulfato de sodio se produce en la reacción de neutralización entre el hidróxido de sodio y el ácido sulfúrico: 2 NaOH  +  H₂SO₄ => Na₂SO₄  +  H₂O. Es un subproducto de la producción de numerosos compuestos. Se extrae de los residuos líquidos descargados durante la producción de la viscosa y el celofán. También en la producción de dicromato de sodio, fenoles, ácido bórico y carbamato de litio.

Riesgos del sulfato de sodio

El sulfato de sodio es considerado un compuesto de baja toxicidad. Sin embargo, puede producir algunos daños en la persona que lo utiliza de forma inadecuada.

Por ejemplo, puede ocasionar por contacto irritación ocular, enrojecimiento y dolor. En la piel puede provocar irritación y alergia en algunas personas. Su ingestión puede ocasionar irritación del tracto digestivo con náuseas, vómitos y diarrea. Y finalmente, su inhalación produce irritación en el tracto respiratorio.

Referencias

1. Shiver & Atkins. Química Inorgánica (Cuarta edición). McGraw Hill.
2. Sodium sulfate. Recuperado de en.wikipedia.org.
3. Sodium sulfate. Recuperado de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
4. Mehrotra, B.N. The crystal structure of Na₂SO₄III. Recuperado de rruff-2.geo.arizona.edu.
5. Glauberita-Thenardita (sulfato sódico). Recuperado de igme.es.