Тиосульфат натрия — Википедия

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[1]
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

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 был получен, вероятно, впервые в 1799 году Шоссье^[англ.], 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^[2]. Тиосульфат натрия как реагент для титрования иода предложен в 1853 году Шварцем (Karl Leonhard Heinrich Schwarz, 1824–1890)^[3].

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

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+S\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {4SO_{2}+2H_{2}S+6NaOH\rightarrow 3Na_{2}S_{2}O_{3}+5H_{2}O}}}$

• кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:

${\displaystyle {\mathsf {4S+6NaOH\rightarrow 2Na_{2}S+Na_{2}S_{2}O_{3}+3H_{2}O}}}$

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:

${\displaystyle {\mathsf {2NaNO_{2}+2S\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}+N_{2}O}}}$

• растворение сульфида натрия в воде в присутствии кислорода воздуха:

${\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}S+2O_{2}+H_{2}O\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}+2NaOH}}}$

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/см^3[4].

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)^[4], 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:

${\displaystyle {\mathsf {4Na_{2}S_{2}O_{3}\rightarrow 3Na_{2}SO_{4}+Na_{2}S+4S}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S_{2}O_{3}+4Cl_{2}+5H_{2}O\rightarrow 2H_{2}SO_{4}+2NaCl+6HCl}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}S_{2}O_{3}+I_{2}\rightarrow Na_{2}S_{4}O_{6}+2NaI}}}$

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:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S_{2}O_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}O+S+SO_{2}}}}$

• для удаления следов хлора после отбеливания тканей;
• для извлечения серебра из руд;
• фиксаж в фотографии^[5];
• 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)

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

• 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.