Тіосульфат натрію
Пентагідрат тіосульфату натрію
Назва за IUPAC
натрій тіосульфат[ 1]
Систематична назва
натрій сульфуротіоат[ 1]
Інші назви
гіпосульфіт натрію, антихлор (технічна назва )
Ідентифікатори
Номер CAS
7772-98-7 Номер EINECS
231-867-5 ChEBI
132112 RTECS
XN6476000 Код ATC
V03AB06 SMILES
[O-]S(=O)(=S)[O-].[Na+].[Na+] [ 2] InChI
InChI=1S/2Na.H2O3S2/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2 Номер Бельштейна
11323704
Властивості
Молекулярна формула
Na2 S2 O3
Молярна маса
158,110 г/моль
Зовнішній вигляд
білий порошок (безводний)
Густина
2,267 г/см³ (безводний)
Тпл
100 °C (розкл.)
Розчинність (вода )
76,4 г/100 г
Небезпеки
ЛД50
7,5 г/кг (миші)
Пов'язані речовини
Інші аніони
сульфіт натрію , сульфат натрію , сульфід натрію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки
Ті́осульфа́т на́трію — неорганічна сполука , натрієва сіль тіосульфатної кислоти складу Na 2 S 2 O 3 . За звичайних умов перебуває у формі свого кристалогідрату Na2 S2 O3 ·5H2 O, який є безбарвними кристалами; при невеликому нагріванні втрачає кристалізаційну воду. Тіосульфат проявляє сильні відновні властивості, здатен утворювати координаційні сполуки із металами .
Напівлетальна доза тіосульфату натрію складає 7,5±0,752 г/кг тіла (для мишей ).[ 3] токсичності , тіосульфат може вільно використовуватися у медичніх цілях — він є антидотом при отруєннях ціанідами і сполуками срібла .
Тіосульфат натрію застосовується у фотографії для розчинення броміду срібла , у целюлозно-паперовій і текстильній галузях — для нейтралізації залишків хлору . Тіосульфат є реагентом для визначення вмісту йоду , брому , хлору та сірки за методом йодометрії . В харчовій промисловості тіосульфат натрію застосовується як антиоксидант та секвестрант ; у міжнародному реєстрі харчових добавок він має код E539.[ 4]
Чистий тіосульфат натрію є білим, важким порошком, проте за звичайних умов він перебуває у формі свого пентагідрату Na2 S2 O3 ·5H2 O, який кристалізується з розчинів у вигляді коротких призматичних або довгастих кристалів. На сухому повітрі, при 33 °C, він втрачає вологу, а при 48 °C тіосульфат розчиняється у власній кристалізаційній воді.
Розчинність тіосульфату калію у воді, %[ 5] [ 6]
0 °C
10 °C
20 °C
25 °C
30 °C
40 °C
50 °C
60 °C
70 °C
80 °C
90 °C
100 °C
33,1
36,3
40,6
43,3
45,9
52,0
62,3
65,7
68,8
69,4
70,1
71,0
У промисловості тіосульфат натрію синтезують окисненням сульфіду , гідросульфіду або полісульфідів натрію . Окрім того, одним із поширених способів є взаємодія сірки із сульфітом натрію :
N
a
2
S
O
3
+
S
⟶ ⟶ -->
N
a
2
S
2
O
3
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{3}+S\longrightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}} }
Додавання сірки до суспензії сульфіту проводять при постійному перемішуванні. Внесення катіонних поверхнево-активних речовин збільшує змочування сірки і, відповідно, швидкість реакції. Вихід реакції залежить від температури, кількості сірки та інтенсивності перемішування. Розчини тіосульфату натрію фільтрують гарячими, попередньо позбувшись надлишку сірки, і при охолодженні з них кристалізується гідрат Na2 S2 O3 ·5H2 O, який дегідратують при температурі 60—105 °C за атмосферного або зниженого тиску. Чистота продукту складає близько 99% та має незначні домішки сульфіту і сульфату натрію.
Іншими промисловими способами є обробка сполук натрію діоксидом сірки :
2
N
a
O
H
+
S
O
2
+
S
⟶ ⟶ -->
N
a
2
S
2
O
3
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {2NaOH+SO_{2}+S\longrightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}+H_{2}O} }
2
N
a
2
S
+
3
S
O
2
⟶ ⟶ -->
2
N
a
2
S
2
O
3
+
S
{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}S+3SO_{2}\longrightarrow 2Na_{2}S_{2}O_{3}+S} }
Тіосульфат натрію також синтезується як побічний продукт у виробництві сірчаних барвників, де полісульфіди натрію окиснюються нітросполуками :
2
N
a
2
(
S
n
)
(
c
o
n
c
.
)
+
O
2
→
t
2
N
a
2
S
2
O
3
+
(
2
n
− − -->
4
)
S
{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}(S_{n})_{(conc.)}+O_{2}{\xrightarrow {t}}\ 2Na_{2}S_{2}O_{3}+(2n{-}4)S} }
Перебуваючи за звичайних умов у формі кристалогідрату , тіосульфат втрачає воду при слабкому нагріванні:
N
a
2
S
2
O
3
⋅ ⋅ -->
5
H
2
O
→
100
− − -->
110
o
C
N
a
2
S
2
O
3
+
5
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}\cdot 5H_{2}O{\xrightarrow {100-110^{o}C}}\ Na_{2}S_{2}O_{3}+5H_{2}O} }
Подальше нагрівання спричиняє розкладання речовини: із утворенням сірки або пентасульфіду натрію (із домішками інших полісульфідів):
N
a
2
S
2
O
3
→
220
− − -->
300
o
C
N
a
2
S
O
3
+
S
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}{\xrightarrow {220-300^{o}C}}\ Na_{2}SO_{3}+S} }
4
N
a
2
S
2
O
3
→
600
o
C
3
N
a
2
S
O
4
+
N
a
2
(
S
5
)
{\displaystyle \mathrm {4Na_{2}S_{2}O_{3}{\xrightarrow {600^{o}C}}\ 3Na_{2}SO_{4}+Na_{2}(S_{5})} }
У затемненому місці розчин тіосульфату може зберігатися протягом кількох місяців, але при кип'ятінні він одразу розкладається.
Тіосульфат є нестійким до дії кислот :
N
a
2
S
2
O
3
+
2
H
C
l
⟶ ⟶ -->
2
N
a
C
l
+
S
O
2
↑ ↑ -->
+
S
↓ ↓ -->
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}+2HCl\longrightarrow 2NaCl+SO_{2}\uparrow \ +S\downarrow \ +H_{2}O} }
N
a
2
S
2
O
3
+
H
C
l
(
c
o
n
c
.
)
→
b
o
i
l
i
n
g
N
a
C
l
+
H
2
S
O
4
+
H
2
S
↑ ↑ -->
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}+HCl_{(conc.)}{\xrightarrow {boiling}}\ NaCl+H_{2}SO_{4}+H_{2}S\uparrow } }
N
a
2
S
2
O
3
+
2
H
N
O
3
(
c
o
n
c
.
)
⟶ ⟶ -->
N
a
2
S
O
4
+
2
N
O
2
↑ ↑ -->
+
S
↓ ↓ -->
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}+2HNO_{3(conc.)}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2NO_{2}\uparrow +S\downarrow +H_{2}O} }
Він є сильним відновником :
3
N
a
2
S
2
O
3
+
4
H
2
O
2
(
c
o
n
c
.
)
→
e
t
h
a
n
o
l
2
N
a
2
S
3
O
6
+
2
N
a
O
H
+
3
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {3Na_{2}S_{2}O_{3}+4H_{2}O_{2(conc.)}{\xrightarrow {ethanol}}\ 2Na_{2}S_{3}O_{6}+2NaOH+3H_{2}O} }
5
N
a
2
S
2
O
3
+
8
N
a
I
O
3
+
H
2
S
O
4
⟶ ⟶ -->
9
N
a
2
S
O
4
+
H
2
S
O
4
+
4
I
2
↓ ↓ -->
{\displaystyle \mathrm {5Na_{2}S_{2}O_{3}+8NaIO_{3}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 9Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}+4I_{2}\downarrow } }
При взаємодії із галогенами тіосульфат відновлює їх до галогенідів :
N
a
2
S
2
O
3
+
4
C
l
2
+
5
H
2
O
⟶ ⟶ -->
N
a
2
S
O
4
+
H
2
S
O
4
+
8
H
C
l
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}+4Cl_{2}+5H_{2}O\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}+8HCl} }
N
a
2
S
2
O
3
+
4
I
2
+
10
N
a
O
H
(
c
o
n
c
.
)
⟶ ⟶ -->
2
N
a
S
O
4
+
8
N
a
I
+
5
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Na_{2}S_{2}O_{3}+4I_{2}+10NaOH_{(conc.)}\longrightarrow 2NaSO_{4}+8NaI+5H_{2}O} }
2
N
a
2
S
2
O
3
+
6
F
2
→
− − -->
80
o
C
4
N
a
F
+
2
S
O
2
F
2
+
2
S
O
F
2
{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}S_{2}O_{3}+6F_{2}{\xrightarrow {-80^{o}C}}\ 4NaF+2SO_{2}F_{2}+2SOF_{2}} }
2
N
a
2
S
2
O
3
+
I
2
⟶ ⟶ -->
N
a
2
S
4
O
6
+
2
N
a
I
{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}S_{2}O_{3}+I_{2}\longrightarrow Na_{2}S_{4}O_{6}+2NaI} }
Остання реакція знайшла застосування в аналітичній хімії у титриметричному методі йодометрія .
Тіосульфат бере участь у реакціях комплексоутворення , зв'язуючи сполуки деяких металів, наприклад, срібла :
2
N
a
2
S
2
O
3
(
c
o
n
c
.
)
+
A
g
C
l
⟶ ⟶ -->
N
a
3
[
A
g
(
S
2
O
3
)
2
]
+
N
a
C
l
{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}S_{2}O_{3(conc.)}+AgCl\longrightarrow Na_{3}[Ag(S_{2}O_{3})_{2}]+NaCl} }
Тіосульфат натрію широко застосовується у фотографічній справі для розчинення броміду срібла з негативів чи відбитків. У целюлозно-паперовій і текстильній галузях тіосульфат застосовується для нейтралізації залишків хлору ; він бере участь у дехлоруванні води.
У гірництві Na2 S2 O3 виконує роль екстрагента срібла з його руд . Тіосульфат є реагентом для визначення вмісту йоду , брому , хлору та сірки за методом йодометрії . Також тіосульфат є антидотом при отруєннях ціанідами і сполуками срібла.
CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5 . (англ.) Patnaik P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8 .(англ.) Bean, S. L. Thiosulfates // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 24. — ISBN 978-0-471-48517-9 . — DOI :10.1002/0471238961.2008091502050114.a01 .(англ.) Metzger, A. Sulfites, Thiosulfates, and Dithionites // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 4—5. — DOI :10.1002/14356007.a25_477 .(англ.) Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М . : «Химия», 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0 .(рос.)
Неорганічні
Галогеніди Халькогеніди Пніктогеніди Оксогалогеніди Оксихалькогеніди Оксипніктогеніди Інші
Органічні [en]
![{\displaystyle \mathrm {2Na_{2}S_{2}O_{3(conc.)}+AgCl\longrightarrow Na_{3}[Ag(S_{2}O_{3})_{2}]+NaCl} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8631851f2892dc0dfcfe005e997cf2113b691aa4)
