Tiosulfato de sodio
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|---|---|---|---|
| | |||
| General | |||
Nombre sistemático |
tiosulfato de sodio | ||
| nombres tradicionales | hiposulfito | ||
| química fórmula | Na 2 S 2 O 3 , Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (hidrato cristalino) | ||
| Propiedades físicas | |||
| Masa molar | 158,11 g/ mol | ||
| Densidad | 2,345 g/cm³ | ||
| Propiedades termales | |||
| La temperatura | |||
| • fusión | 48,5 °C (pentahidratado) | ||
| • descomposición | 300°C [1] | ||
| Propiedades químicas | |||
| Solubilidad | |||
| • en agua | 70,1 20 ; 229 80g /100ml | ||
| Clasificación | |||
| registro número CAS | 7772-98-7 | ||
| PubChem | 24477 | ||
| registro Número EINECS | 231-867-5 | ||
| SONRISAS | [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-2AKHNMLFCWUSKQB-UHFFFAOYSA-L | ||
| Codex Alimentarius | E539 | ||
| RTECS | XN6476000 | ||
| CHEBI | 132112 | ||
| ChemSpider | 22885 | ||
| La seguridad | |||
| NFPA 704 |
0
una
0 |
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| Los datos se basan en condiciones estándar (25 °C, 100 kPa) a menos que se indique lo contrario. | |||
| Archivos multimedia en Wikimedia Commons | |||
El tiosulfato de sodio ( anticloro , hiposulfito , sulfidotrioxosulfato de sodio , sulfato de sodio ) es un compuesto inorgánico , una sal de sodio y ácido tiosulfúrico con la fórmula química Na 2 S 2 O 3 o Na 2 SO 3 S, forma un hidrato cristalino de la composición Na 2 S 2 O 3 5H 2 O. Aplicado a la medicina, fotografía y otras industrias.
Antecedentes históricos
El tiosulfato de sodio probablemente fue obtenido por primera vez en 1799 por Chaussier , quien calentó sulfato de sodio con carbón vegetal. En 1877, Wagner recomendó el nombre "tiosulfúrico" para el ácido correspondiente, después de lo cual el término "tiosulfato de sodio" reemplazó casi por completo al nombre anterior "hiposulfito de sodio" de la literatura química [2] . El tiosulfato de sodio como reactivo para la titulación de yodo fue propuesto en 1853 por Schwartz (Karl Leonhard Heinrich Schwarz, 1824–1890) [3] .
Conseguir
- oxidación de polisulfuros de sodio;
- ebullición del exceso de azufre con Na 2 SO 3 :
- la interacción de H 2 S y SO 2 con NaOH (un subproducto en la producción de NaHSO 3 , colorantes de azufre, en la purificación de gases industriales a partir de S ):
- hervir el exceso de azufre con hidróxido de sodio:
luego, de acuerdo con la reacción anterior, el sulfito de sodio agrega azufre, formando tiosulfato de sodio.
Al mismo tiempo, durante esta reacción, se forman polisulfuros de sodio (le dan a la solución un color amarillo). Para su destrucción, se pasa SO 2 a la solución .
- El tiosulfato de sodio anhidro puro se puede obtener haciendo reaccionar azufre con nitrito de sodio en formamida . Esta reacción transcurre cuantitativamente (a 80 °C en 30 minutos) según la ecuación:
- disolución de sulfuro de sodio en agua en presencia de oxígeno atmosférico :
Propiedades físicas y químicas
Tiene la apariencia de cristales incoloros. Forma tres modificaciones: α monoclínica (a = 0.8513, b = 0.8158, c = 0.6425, β = 97.08°, z = 4, grupo espacial P2 1 /c), así como β y γ. La modificación α se transforma en β a 330°C, β se transforma en γ a 380°C. La densidad de la modificación α es de 2,345 g/cm 3 [4] .
Altamente soluble en agua: 50,1 g/100 ml (0°C), 70,2 g/100 ml (20°C), 231,8 g/100 ml (80°C) [4] , proceso de disolución endotérmica.
Masa molar 248,17 g/mol (pentahidratado). A 48,5 °C, el hidrato cristalino se disuelve en su agua de cristalización, formando una solución sobresaturada; deshidratado a unos 100 ° C.
Cuando se calienta a 220 ° C, se descompone según el esquema:
El tiosulfato de sodio es un fuerte agente reductor. Con agentes oxidantes fuertes, como el cloro libre, se oxida a sulfatos o ácido sulfúrico :
Los agentes oxidantes de acción más débil o más lenta, como el yodo , se convierten en sales de ácido tetratiónico :
La reacción anterior es muy importante, ya que sirve como base de la yodometría . Cabe señalar que en un medio alcalino, el tiosulfato de sodio se puede oxidar con yodo a sulfato.
Es imposible aislar el ácido tiosulfúrico (tiosulfato de hidrógeno) mediante la reacción del tiosulfato de sodio con un ácido fuerte, ya que es inestable y se descompone inmediatamente en agua, azufre y dióxido de azufre:
Aplicación
- para eliminar restos de cloro después de blanquear tejidos;
- para extraer plata de los minerales ;
- fijador en fotografía [5] ;
- reactivo en yodometría ;
- antídoto para el envenenamiento: As , Br , Hg y otros metales pesados , cianuros (los traduce en tiocianatos ), etc.;
- para desinfección intestinal;
- para el tratamiento de la sarna (junto con ácido clorhídrico);
- agente antiinflamatorio y anti-quemaduras;
- como medio para determinar los pesos moleculares mediante la reducción del punto de congelación ( constante crioscópica 4,26°);
- registrado en la industria alimentaria como aditivo alimentario E539 ;
- aditivos para hormigón ;
- para limpiar tejidos de yodo ;
- vendajes de gasa empapados en una solución de tiosulfato de sodio se utilizaron para proteger los órganos respiratorios de la sustancia venenosa cloro en la Primera Guerra Mundial ;
- antídoto para la sobredosis de lidocaína .
- en acuarística para preparar agua del grifo para criar peces (aglutina metales al instante y elimina el cloro)
Véase también
Notas
- ↑ TIOSULFATO DE SODIO
- ↑ Ácido tiosulfúrico
- ↑ Petrashen V.I. , Análisis volumétrico, 1946 , p. 246.
- ↑ 1 2 Kulikova, 1992 .
- ↑ Gurlev, 1988 , pág. 297.
Literatura
- Antichlor // Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron : en 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.
- Petrashen VI Análisis volumétrico . - M. - L .: Goshimizdat , 1946. - 292 p.
- Gurlev D.S. Manual de fotografía (procesamiento de materiales fotográficos). - K. : Technika, 1988.
- Kulikova L.N. Tiosulfato de sodio // Enciclopedia química : en 5 volúmenes / Cap. edición I. L. Knunyants . - M .: Gran Enciclopedia Rusa , 1992. - T. 3: Cobre - Polímero. - S. 186-187. — 639 pág. - 48.000 ejemplares. — ISBN 5-85270-039-8 .
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