Неорганические тиосульфаты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Пространственная модель тиосульфат-иона

Тиосульфа́ты — соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H2S2O3. Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия и тиосульфат аммония.

История открытия и исследования[править | править код]

Органические тиосульфаты были исследованы немецким химиком Гансом Бунте в 1872 году[1] в его докторской диссертации.

Строение[править | править код]

Структура тиосульфат-иона

Тиосульфат-ион по строению близок к сульфат-иону. В тетраэдре [SO3S]2− связь S−S (1,97 Å) длиннее, чем связи S−O (1,48 Å).

Физические свойства[править | править код]

Растворимость в воде (г/100 г):

  • K2S2O3 200,1 (35 °C), 233,4 (56 °C)
  • (NH4)2S2O3 150 (20 °C)
  • MgS2O3 49,8 (20 °C)
  • CaS2O3 42,9 (10 °C)
  • SrS2O3 15,3 (10 °C)
  • BaS2O3 0,2 (0 °C)
  • Tl2S2O3 0,18 (25 °C)
  • PbS2O3 0,02 (18 °C)

Образуют кристаллогидраты, при нагревании которых происходит плавление, представляющее собой растворение тиосульфатов в кристаллизационной воде.

  • К2S2O3·5Н2О — температура плавления 35,0 °C
  • К2S2O3·3Н2О — температура плавления 56,1 °C
  • K2S2O3·H2О — температура плавления 78,3 °C, плотность 2,590 г/см³
  • MgS2O3·6H2O — температура плавления выше 82 °C, плотность 1,818 г/см³
  • CaS2O3·6H2O — температура плавления выше 40 °C, плотность 1,872 г/см³

Получение[править | править код]

Тиосульфаты получаются при взаимодействии растворов сульфитов с сероводородом:

При кипячении растворов сульфитов с серой:

При окислении полисульфидов кислородом воздуха:

Химические свойства[править | править код]

Тиосерная кислота H2S2O3 в присутствии воды разлагается:

поэтому её выделение из водного раствора невозможно. Свободная тиосерная кислота может быть получена при взаимодействии хлорсульфоновой кислоты с сероводородом при низкой температуре:

Выше 0 °C свободная тиосерная кислота необратимо разлагается по вышеприведённой реакции.

Благодаря наличию серы в степени окисления −2 тиосульфат-ион обладает восстановительными свойствами. Слабыми окислителями (I2, Fe3+) тиосульфаты окисляются до тетратионатов:

Более сильные окислители окисляют тиосульфаты до сульфатов:

Сильные восстановители восстанавливают тиосульфат-ион до сульфида, например:

Тиосульфат-ион также является сильным комплексообразователем:

Так как тиосульфат-ион координируется с металлами через атом серы в степени окисления −2, в кислой среде тиосульфатные комплексы легко переходят в сульфиды:

Из-за наличия атомов серы в разных степенях окисления в кислой среде тиосульфаты склонны к реакциям конпропорционирования:

Применение[править | править код]

Тиосульфаты используются в:

Фотография[править | править код]

Основная статья: Фиксаж

Использование тиосульфата натрия в фотографии в качестве фиксажа основана на способности тиосульфат-иона переводить нерастворимые в воде светочувствительные галогениды серебра в растворимые несветочувствительные комплексы:

Фиксажи условно делятся на нейтральные, кислые, дубящие и быстрые.

Нейтральный фиксаж представляет собой раствор тиосульфата натрия в воде (250 г/л). Для более быстрого прекращения действия проявляющих веществ, занесённых из проявителя в эмульсионном слое во избежание появления вуали на изображении фиксирование обычно проводят в слабокислой среде. В качестве подкислителей используют серную и уксусную кислоты, а также гидросульфит или метабисульфит (K2S2O5) калия.

Для упрочнения эмульсионного слоя используют дубящие фиксажи. В качестве дубящих веществ в разных рецептурах могут использоваться тетраборат натрия (бура), борная кислота (одновременно как подкислитель), хромокалиевые или алюмокалиевые квасцы и формалин.

Скорость реакции комплексообразованя уменьшается от AgCl к AgI, поэтому при использовании бромсеребряных и иодсеребряных фотоматериалов используются быстрые фиксажи на основе тиосульфата аммония. Ускорение процесса фиксирования происходит за счёт промежуточной стадии — быстро протекающего образования аммиачного комплекса серебра:

Из-за гигроскопичности тиосульфата аммония обычно применяют смесь тиосульфата натрия и хлорида аммония.

Химия[править | править код]

В аналитической химии тиосульфат натрия используется в качестве реагента в иодометрии. Его использование основано на реакции окисления тиосульфат-иона иодом до тетратионата:

Растворы тиосульфата натрия нестабильны из-за взаимодействия с углекислым газом, содержащемся в воздухе и растворённом в воде:

и вследствие окисления кислородом воздуха:

и в результате контаминации растворов тионовыми бактериями, которые окисляют тиосульфаты до сульфатов, осуществляя хемосинтез. Поэтому приготовление раствора тиосульфата натрия из навески нецелесообразно. Обычно готовят раствор приблизительной концентрации и устанавливают точную концентрацию титрованием раствором бихромата калия или иода.

При иодометрическом титровании применяют метод обратного титрования, то есть прибавляют избыток раствора иодида калия точной концентрации, а затем титруют образовавшийся иод раствором тиосульфата натрия..

Горнорудная промышленность[править | править код]

В горнорудной промышленности тиосульфат натрия используется для извлечения серебра и золота из руд и минералов как альтернатива цианидному выщелачиванию

Процесс тиосульфатного выщелачивания основан на окислении золота и серебра кислородом воздуха в присутствии тиосульфата натрия (тиосульфатное выщелачивание):

в кислой среде или двухвалентной медью:

в щелочной среде (тиосульфатно-аммиачное выщелачивание).

Аналогичные процессы происходят и при выщелачивании серебра.

Преимуществами тиосульфатно-аммиачного выщелачивания перед цианидным является отсутствие необходимости в использовании высокотоксичных реагентов, а также более полное извлечение металлов из руд, содержащих большие количества меди и марганца. При тиосульфатно-аммиачном выщелачивании в рабочий раствор добавляют серу и сульфит аммония, что позволяет обеспечить извлечение золота до 50—95 %

Текстильная промышленность[править | править код]

После отбеливания тканей хлором их обрабатывают тиосульфатом натрия для удаления следов хлора и придания прочности:

Пищевая промышленность[править | править код]

В пищевой промышленности тиосульфат натрия применяется как пищевая добавка Е539 (регулятор кислотности).

Химчистка[править | править код]

При химчистке текстильных и кожных изделий тиосульфат натрия используется для удаления пятен, вызванных галогенами и их соединениями: йод, соединения хлора, бром.

Медицина[править | править код]

В медицине тиосульфат натрия используется:

См. также[править | править код]

Примечания[править | править код]

  1. Stiftung Werner-von-Siemens-Ring||C. ENGLER / H. BUNTE Архивировано 18 февраля 2009 года.
  2. Яцинюк Б. Б., Сенцов В. Г., Долгих В. Т. Коррекция гемодинамических нарушений тиосульфатом натрия при острых отравлениях пропранололом // Вестник Уральской медицинской академической науки. — 2011. — № 1(33). — С. 112—114.

Литература[править | править код]

  • Спиридонов Ф. М., Зломанов В. П. 13.1 Тиосерная кислота и тиосульфаты // Химия халькогенов. Учебное пособие. — М.: МГУ, 2000.
  • Пилипенко А. Т., Пятницкий И. В. Иодометрия // Аналитическая химия. — М.: Химия, 1990. — С. 417—421. — 848 с. — ISBN 5-7245-0507-X.
  • Аренс В. Ж. Геотехнологические методы добычи полезных ископаемых. — М.: Недра, 1975. — Т. 3. — С. 245—254. — 480 с.
  • Фиксирование проявленных изображений.
  • Спиридонов Ф. М., Зломанов В. П. Химия халькогенов.
  • Ю. Ю. Лурье. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1979.
  • Пилипенко А. Т., Пятницкий И. В. Аналитическая химия. М: Химия, 1990.
  • Аренс В. Ж. Геотехнологические методы добычи полезных ископаемых. — М.: Недра, 1975.