Natrium sulfida

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Jump to navigation Jump to search
Natrium sulfida
Sodium sulfide.jpg
Fluorite-unit-cell-3D-ionic.png
Nama
Nama lain
Dinatrium sulfida
Penanda
Model 3D (JSmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.013.829
Nomor EC 215-211-5
Nomor RTECS WE1905000
Nomor UN 1385 (anhidrat)
1849 (hidrat)
Sifat
Na2S
Massa molar 78.0452 g/mol (anhidrat)
240.18 g/mol (nonahidrat)
Penampilan Padat, higroskopik, tidak berwarna
Bau Telur busuk
Densitas 1.856 g/cm3 (anhidrat)
1.58 g/cm3 (pentahidrat)
1.43 g/cm3 (nonahidrat)
Titik lebur 1;176 °C (2;149 °F; 1;449 K) (anhidrat)
100 °C (pentahidrat)
50 °C (nonahidrat)
12.4 g/100 mL (0 °C)
18.6 g/100 mL (20 °C)
39 g/100 mL (50 °C)
(hidrolisis)
Kelarutan Tidak dapat larut dalam eter
Agak dapat larut dalam alkohol
−39.0·10−6 cm3/mol
Struktur
Antifluorit (kubik), cF12
Fm3m, No. 225
Tetrahedral (Na+); kubik (S2−)
Bahaya
Lembar data keselamatan ICSC 1047
Korosif (C)
Bahaya untuk lingkungan (N)
Frasa-R R31, R34, R50
Frasa-S (S1/2), S26, S45, S61
> 480 °C (896 °F; 753 K)
Senyawa terkait
Anion lain
Natrium oksida
Natrium selenida
Natrium telurida
Kation lainnya
Litium sulfida
Kalium sulfida
Senyawa terkait
Natrium hidrosulfida
Kecuali dinyatakan lain, data di atas berlaku pada temperatur dan tekanan standar (25 °C [77 °F], 100 kPa).
N verify (what is YaYN ?)
Sangkalan dan referensi

Natrium sulfida adalah senyawa kimia dengan rumus Na2S, atau dalam bentuk hidratnya, Na2S·9H2O. Keduanya merupakan garam tidak berwarna yang dapat larut dalam air dan akan menghasilkan larutan basa. Jika terpapar dengan udara yang lembab, Na2S dan hidratnya akan mengeluarkan hidrogen sulfida yang berbau seperti telur busuk. Beberapa sampel komersial ditulis Na2xH2O dengan persentase massa untuk Na2S. Jenis yang paling umum tersedia memiliki persentase massa 60% Na2S, sehingga x adalah 3. Natrium sulfida jenis ini memiliki warna kuning akibat keberadaan polisulfida. Walaupun berwarna kuning, larutannya tetap tidak berwarna.

Struktur[sunting | sunting sumber]

Na2S memiliki struktur antifluorit[1][2] sehingga Na+ di tengah menduduki posisi seperti fluorida di dalam senyawa CaF2, sementara S2− yang lebih besar menduduki posisi Ca2+.

Pembuatan[sunting | sunting sumber]

Di bidang industri, natrium sulfida dibuat dari reaksi karbotermik natrium sulfat yang seringkali menggunakan batu bara:[3]

Na2SO4 + 2 C → Na2S + 2 CO2

Di dalam laboratorium, senyawa ini dapat dibuat dengan mereduksi sulfur dengan natrium di dalam amonia anhidrat, atau dengan natrium di dalam THF kering dengan naftalena sebagai katalis (membentuk natrium naftalenida):[4]

2 Na + S → Na2S

Reaksi anorganik[sunting | sunting sumber]

Ion sulfida dapat mengalami protonasi:

S2− + H+SH

Akibatnya, natrium sulfida bersifat basa. Asam konjugatnya adalah natrium hidrosulfida. Larutan natrium sulfida sendiri mengandung ion sulfida yang telah terprotonasi:

S2− + H2O SH + OH
SH + H2O is in a disfavored equilibrium with H2S + OH

Natrium sulfida tidak stabil di dalam air karena hidrogen sulfida akan terlepas ke atmosfer.

Jika dipanaskan dengan oksigen dan karbon dioksida, natrium sulfida dapat berubah menjadi natrium karbonat dan sulfur dioksida]:

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

Jika dioksidasi dengan hidrogen peroksida, akan dihasilkan natrium sulfat:[5]

Na2S + 4 H2O2 → 4 H2O + Na2SO4

Senyawa ini jika bereaksi dengan sulfur akan menghasilkan polisulfida:

2 Na2S + S8 → 2 Na2S5

Keamanan[sunting | sunting sumber]

Seperti natrium hidroksida, senyawa ini merupakan basa kuat dan dapat membakar kulit. Jika bereaksi dengan asam, hidrogen sulfida akan terbentuk dan senyawa itu merupakan senyawa yang sangat beracun.

Referensi[sunting | sunting sumber]

  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). "Hexamethyldisilathiane". Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 29: 30. doi:10.1002/9780470132609.ch11. ISBN 978-0-470-13260-9. 
  5. ^ L. Lange, W. Triebel, "Sulfides, Polysulfides, and Sulfanes" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2000, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a25_443