Тиосульфат натрия

Тиосульфа́т на́трия (антихлор, гипосульфит, сульфидотриоксосульфат натрия, натрий серноватистокислый) — неорганическое соединение, соль натрия и тиосерной кислоты c химической формулой Na₂S₂O₃ или Na₂SO₃S, образует кристаллогидрат состава Na₂S₂O₃·5H₂O. Применяется в медицине, фотографии и других отраслях промышленности.

Тиосульфат натрия
Общие
Систематическое наименование	тиосульфат натрия
Традиционные названия	гипосульфит
Хим. формула	Na2S2O3, Na2S2O3·5H2O (кристаллогидрат)
Физические свойства
Молярная масса	158,11 г/моль
Плотность	2,345 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	48,5 °С (пентагидрат)
• разложения	300 °C
Химические свойства
Растворимость
• в воде	70,120; 22980 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	7772-98-7
PubChem	24477
Рег. номер EINECS	231-867-5
SMILES	[Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=S
InChI	InChI=1S/2Na.H2O3S2/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2 AKHNMLFCWUSKQB-UHFFFAOYSA-L
Кодекс Алиментариус	E539
RTECS	XN6476000
ChEBI	132112
ChemSpider	22885
Безопасность
NFPA 704	0 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Эта статья — о химическом соединении. О лекарственном средстве см. Тиосульфат натрия (лекарственное средство).

Историческая справкаПравить

Тиосульфат натрия был получен, вероятно, впервые в 1799 году Шоссье^[en], нагревавшим сульфат натрия с древесным углем. В 1877 году Вагнер рекомендовал название «тиосерная» для соответствующей кислоты, после чего термин «тиосульфат натрия» почти полностью вытеснил более раннее название «гипосульфит натрия» из химической литературы. Тиосульфат натрия как реагент для титрования иода предложен в 1853 году Шварцем (Karl Leonhard Heinrich Schwarz, 1824–1890).

ПолучениеПравить

• окислением полисульфидов натрия;
• кипячение избытка серы с Na₂SO₃:

$\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{S}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}$$\mathsf{Na_2SO_3 + S \rightarrow Na_2S_2O_3}$ 

• взаимодействием H₂S и SO₂ с NaOH (побочный продукт в производстве NaHSO₃, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S):

$\mathsf{4}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{3}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{5}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$$\mathsf{4SO_2 + 2H_2S + 6NaOH \rightarrow 3Na_2S_2O_3 + 5H_2O}$ 

• кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:

$\mathsf{4}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$$\mathsf{4S + 6NaOH \rightarrow 2Na_2S + Na_2S_2O_3 + 3H_2O}$ 

затем по приведённой выше реакции сульфит натрия присоединяет серу, образуя тиосульфат натрия.

Одновременно в ходе этой реакции образуются полисульфиды натрия (они придают раствору жёлтый цвет). Для их разрушения в раствор пропускают SO₂.

• чистый безводный тиосульфат натрия можно получить реакцией серы с нитритом натрия в формамиде. Эта реакция количественно протекает (при 80 °C за 30 минут) по уравнению:

$\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{S}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$$\mathsf{2NaNO_2 + 2S \rightarrow Na_2S_2O_3 + N_2O}$ 

• растворение сульфида натрия в воде в присутствии кислорода воздуха:

$\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}$$\mathsf{2Na_2S + 2O_2 + H_2O \rightarrow Na_2S_2O_3 + 2NaOH}$ 

Физические и химические свойстваПравить

Имеет вид бесцветных кристаллов. Образует три модификации: моноклинную α (a = 0,8513, b = 0,8158, c = 0,6425, β = 97,08°, z = 4, пространственная группа P2₁/c), а также β и γ. α-модификация переходит в β при температуре 330 °C, β переходит в γ при 380 °C. Плотность α-модификации 2,345 г/см³.

Хорошо растворяется в воде: 50,1 г/100 мл (0 °C), 70,2 г/100 мл (20 °C), 231,8 г/100 мл (80 °C), процесс растворения эндотермический.

Молярная масса 248,17 г/моль (пентагидрат). При 48,5 °C кристаллогидрат растворяется в своей кристаллизационной воде, образуя перенасыщенный раствор; обезвоживается около 100^оС.

При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

$\mathsf{4}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{3}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{S}$$\mathsf{4Na_2S_2O_3 \rightarrow 3Na_2SO_4 + Na_2S + 4S}$ 

Тиосульфат натрия — сильный восстановитель. С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

$\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{5}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}$$\mathsf{Na_2S_2O_3 + 4Cl_2 + 5H_2O \rightarrow 2H_2SO_4 + 2NaCl + 6HCl}$ 

Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

$\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{I}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{4}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{6}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{I}$$\mathsf{2Na_2S_2O_3 + I_2 \rightarrow Na_2S_4O_6 + 2NaI}$ 

Приведённая реакция очень важна, так как служит основой иодометрии. Следует отметить, что в щелочной среде окисление тиосульфата натрия иодом может идти до сульфата.

Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается на воду, серу и диоксид серы:

$\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{S}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}$$\mathsf{Na_2S_2O_3 + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O + S + SO_2}$ 

ПрименениеПравить

• для удаления следов хлора после отбеливания тканей;
• для извлечения серебра из руд;
• фиксаж в фотографии;
• реактив в иодометрии;
• противоядие при отравлении: As, Br, Hg и другими тяжёлыми металлами, цианидами (переводит их в роданиды) и др.;
• для дезинфекции кишечника;
• для лечения чесотки (совместно с соляной кислотой);
• противовоспалительное и противоожоговое средство;
• как среда для определения молекулярных весов по понижению точки замерзания (криоскопическая константа 4,26°);
• в пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E539;
• добавки для бетона;
• для очищения тканей от иода;
• марлевые повязки, пропитанные раствором тиосульфата натрия, использовали для защиты органов дыхания от отравляющего вещества хлора в Первую мировую войну;
• антидот при передозировке лидокаина.
• в аквариумистике для подготовки водопроводной воды к содержанию рыб (мгновенно связывает металлы и удаляет хлор)

См. такжеПравить

• Неорганические тиосульфаты
• Тиосульфат аммония
• Тиосульфат натрия (лекарственное средство)

ЛитератураПравить

• Антихлор // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Петрашень В. И. Объемный анализ. — М.—Л.: Госхимиздат, 1946. — 292 с.
• Гурлев Д. С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988.
• Куликова Л. Н. Натрия тиосульфат // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди — Полимерные. — С. 186—187. — 639 с. — 48 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.