Thiosíran sodný

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Thiosíran sodný
Thiosíran sodný
Obecné
Systematický název Thiosíran sodný
Anglický název Sodium thiosulfate
Německý název Natriumthiosulfat
Sumární vzorec Na2S2O3
Vzhled Bílá krystalická látka
Identifikace
Číslo RTECS XN6476000
Vlastnosti
Molární hmotnost 158,11 g/mol
248,186 g/mol (pentahydrát)
Teplota tání 40–45 °C (pentahydrát)
Hustota 2,267 2 g/cm3 (20 °C)
2,151 g/cm3 (20 °C, dihydrát)
1,756 2 g/cm3 (20 °C, pentahydrát)
Rozpustnost ve vodě 50,2 g/100 ml (0 °C)
75,9 g/100 ml (25 °C)
245 g/100 ml (100 °C)
107,94 g/100 ml (0 °C, pentahydrát)
175,97 g/100 ml (20 °C, pentahydrát)
Měrná magnetická susceptibilita −5,318·10−6 cm3g−1
−6,67·10−6 cm3g−1 (pentahydrát)
Struktura
Krystalová struktura jednoklonná
Hrana krystalové mřížky a= 643 pm
b= 813 pm
c= 854 pm
β= 97°15'
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° −1 123 kJ/mol
−2 607,9 kJ/mol (pentahydrát)
Standardní molární entropie S° 155 JK−1mol−1
372 JK−1mol−1 (pentahydrát)
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° −1 028 kJ/mol
−2 230 kJ/mol (pentahydrát)
Bezpečnost
R-věty žádné nejsou
S-věty žádné nejsou
NFPA 704
Teplota vznícení nehořlavý
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Thiosíran sodný (Na2S2O3·5H2O, ve starší literatuře[1] též nepřesně sirnatan sodný), je nejběžnější solí kyseliny thiosírové.

Příprava[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný lze připravit zahříváním vodného roztoku siřičitanu sodného se sírou:

Na2SO3 + S → Na2S2O3

 

 

 

 

Reakce[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný má redukční vlastnosti, příkladem je reakce s jodem, při které vzniká jodid sodný a tetrathionan sodný:

I2 + 2 Na2S2O3 → 2 NaI + Na2S4O6

 

 

 

 

Této reakce se využívá v analytické chemii v jodometrii.
Tato látka reaguje se silnými kyselinami, zejména kyselinou sírovou, při této reakci vzniká síran sodný a práškovitá síra. Tato reakce probíhá rychle, roztok zneprůhlední, barví se do bíla. Probíhá-li reakce dál, po čase roztok začne žloutnout, vznikají žluté krystaly. Této reakce se někdy užívá na propagaci kinetické chemie a podle koncentrace se různě rychle stane roztok neprůhledným. Reakce probíhá takto:

Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S + SO2 + H2O

 

 

 

 

Použití[editovat | editovat zdroj]

Fotografie[editovat | editovat zdroj]

Hlavní praktické využití nachází thiosíran sodný v klasické fotografii jako základní složka ustalovače. Jeho komplex se stříbrným iontem je natolik silný, že dokáže rozpouštět i bromid stříbrný (AgBr) z neosvětlených ploch fotografického filmu nebo papíru (vyloučené stříbro na osvětlených plochách zůstává ale zachováno). Reakce probíhá následujícím způsobem:

2 S2O32− + AgBr → [Ag(S2O3)2]3− + Br

 

 

 

 

Medicína[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný se využívá jako antidotum při otravě kyanidy.[2][3] Působí jako donor síry při konverzi kyanidu na thiokyanát (který lze bezpečně vyloučit močí), katalyzované enzymem rhodanázou. Lze ho použít také k léčbě kalcifylaxe u hemodialyzovaných pacientů s konečným stadiem ledvinného onemocnění.[4] Další oblastí použití jsou nožní koupele k profylaxi proti kroužkovému lišeji a jako povrchově aplikovaný prostředek proti mykóze způsobované houbou tinea versicolor. Pomocí thiosíranu sodného lze také měřit objem mimobuněčné tekutiny a míru glomerulární filtrace ledvin.[5]

Analytická chemie[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný lze využít v analytické chemii. Když se například zahřívá se vzorkem obsahujícím hlinitý kation, tvoří bílou sraženinu:

2Al3+ + 3S2O32− + 3H2O → 3SO2 + 3S + 2Al(OH)3

 

 

 

 

Jodometrie[editovat | editovat zdroj]

Nejvýznamnější použití thiosíranu sodného v analytické chemii vychází z faktu, že thiosíranový anion stechiometricky reaguje s jodem, redukuje ho na jodid a sám je oxidován na tetrathionát:

2 S2O32− (aq) + I2 (aq) → S4O62− (aq) + 2 I (aq)

 

 

 

 

Vzhledem ke kvantitativní povaze této reakce, stejně jako ke skutečnosti, že Na2S2O3·5H2O má výtečnou trvanlivost, ho lze použít jako titrant v jodometrii. Na2S2O3·5H2O je též složkou v jodových chemických hodinách.

Toto specifické použití lze upravit pro měření obsahu kyslíku ve vodě pomocí dlouhé série reakcí. Lze to použít také při ročníktrickém odhadu koncentrací některých sloučenin v roztocích (např. peroxidu vodíku) a odhadu obsahu chloru v komerčních bělidlech a ve vodě.

Extrakce zlata[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný je jednou ze složek vyluhovadla, které se používá k extrakci zlata jako alternativa ke kyanidům.[6] S ionty zlata tvoří pevný komplex, [Au(S2O3)2]3−. Výhodou je, že thiosíran je v zásadě netoxický a že lze toto vyluhovadlo použít i pro některé rudy, které vzdorují kyanidovému procesu (například uhlíkaté nebo carlinské rudy). Mezi negativa této metody patří vysoká spotřeba thiosíranu a absence vhodné techniky pro zpětné získání čistého zlata, protože [Au(S2O3)2]3− se neadsorbuje na aktivní uhlí, které se standardně používá u kyanidové metody.

Potravinářství[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný se jako přídatná látka označuje kódem E539. V Česku je jeho používání pro potravinářské účely zakázáno.[7]

Další použití[editovat | editovat zdroj]

Thiosíran sodný lze použít také:

  • jako složku ohřívače rukou nebo jiného chemického ohřívače, který produkuje teplo exotermickou krystalizací přechlazeného roztoku
  • v bělidlech
  • při testování pH bělicích roztoků. Bělidla ničí univerzální indikátory nebo jiné kapalné indikátory pH, běžné metody měření tedy nelze použít. Pokud se ale do bělidla přidá nejprve thiosíran sodný, zneutralizuje bělicí účinek bělidla a umožní změřit pH pomocí kapalných indikátorů. Příslušná reakce je podobné reakci s jodem - thiosíran redukuje chlornan (aktivní složku v bělidle) a oxiduje se na síran. Celá reakce vypadá takto:

4 NaClO + Na2S2O3 + 2 NaOH → 4 NaCl + 2 Na2SO4 + H2O

 

 

 

 

S2O32−(aq) → SO32−(aq) + S(s)
  • k demonstraci vlastností přechlazené kapaliny při hodinách fyziky. Roztavený thiosíran lze velmi snadno přechladit na pokojovou teplotu a po iniciaci krystalizace teplota prudce vyskočí na 48,3 °C, o čemž se lze snadno přesvědčit dotykem.
  • jako součást receptů pro patinování slitin mědi
  • v léčivých přípravcích jako anionový tenzid k lepší disperzi jiných látek
  • jako zajímavá přísada při experimentech se supersaturací

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  

Reference[editovat | editovat zdroj]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Sodium thiosulfate na anglické Wikipedii.

  1. Jaroslav Kulhánek: fotografie v praxi, Orbis 1966
  2. Toxicity, Cyanide: Overview - eMedicine []. [cit. 2009-01-01]. Dostupné online.  
  3. Hall AH, Dart R, Bogdan G. Sodium thiosulfate or hydroxocobalamin for the empiric treatment of cyanide poisoning?. Ann Emerg Med. June 2007, roč. 49, čís. 6, s. 806–13. DOI:10.1016/j.annemergmed.2006.09.021. PMID 17098327.  
  4. Cicone JS, Petronis JB, Embert CD, Spector DA. Successful treatment of calciphylaxis with intravenous sodium thiosulfate. Am. J. Kidney Dis.. June 2004, roč. 43, čís. 6, s. 1104–8. DOI:10.1053/j.ajkd.2004.03.018. PMID 15168392.  
  5. Sodium thiosulfate v Dorland's Medical Dictionary
  6. Aylmore, M. G.; Muir, D. M. "Thiosulfate Leaching of Gold - a Review", Minerals Engineering, 2001, 14, 135-174
  7. Vyhláška č. 4/2008 Sb., kterou se stanoví druhy a podmínky použití přídatných látek a extrakčních rozpouštědel při výrobě potravin. In: Sbírka zákonů. 2008. Dostupné online. Ve znění pozdějších předpisů. Dostupné na Portálu veřejné správy ČR.