В каком количестве вещества тиосульфата натрия содержится
| Тиосульфат натрия | ||
|---|---|---|
| Систематическое наименование | тиосульфат натрия | |
| Традиционные названия | гипосульфит | |
| Хим. формула | Na2S2O3, Na2S2O3·5H2O (кристаллогидрат) | |
| Молярная масса | 158,11 г/моль | |
| Плотность | 2,345 г/см³ | |
| Температура | ||
| • плавления | 48,5 °С (пентагидрат) | |
| • разложения | 300 °C[1] | |
| Растворимость | ||
| • в воде | 70,120; 22980 г/100 мл | |
| Рег. номер CAS | 7772-98-7 | |
| PubChem | 24477 | |
| Рег. номер EINECS | 231-867-5 | |
| SMILES | [Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=S | |
| 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 | |
| NFPA 704 | 1 | |
| 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.
Историческая справка[править | править код]
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[2]. Тиосульфат натрия как реагент для титрования иода предложен в 1853 году Шварцем (Karl Leonhard Heinrich Schwarz, 1824–1890)[3].
Получение[править | править код]
- окислением полисульфидов Na;
- кипячение избытка серы с Na2SO3:
- взаимодействием H2S и SO2 с NaOH (побочный продукт в производстве NaHSO3, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S):
- кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:
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:
- растворение сульфида натрия в воде в присутствии кислорода воздуха:
Физические и химические свойства[править | править код]
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/моль[4].
Растворим в воде (50,1 г/100 мл (0 °C), 70,2 г/100 мл (20 °C), 231,8 г/100 мл (80 °C))[4].
Молярная масса 248,17 г/моль (пентагидрат). При 48,5 °C кристаллогидрат растворяется в своей кристаллизационной воде, образуя перенасыщенный раствор; обезвоживается около 100оС.
При нагревании до 220 °C распадается по схеме:
Тиосульфат натрия — сильный восстановитель:
С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:
Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:
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:
Расплавленный кристаллогидрат Na2S2O3·5H2O очень склонен к переохлаждению.
Применение[править | править код]
- 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.
См. также[править | править код]
- Неорганические тиосульфаты
- Тиосульфат аммония
- Тиосульфат натрия (лекарственное средство)
Примечания[править | править код]
Литература[править | править код]
- 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.
Источник
Данный класс химических соединений, обычно очень плохо освящается в школьном курсе химии. Хотя в тестах ЕГЭ, редко, но попадаются задания и задачи, в которых фигурирует тиосульфат натрия или еще реже другой тиосульфат. Сегодня, я предлагаю закрыть этот пробел в знаниях и изучить тему тиосульфатов, на предельно простом и понятном уровне.
Начнем как обычно с определения.
Тиосульфаты – это соли тиосерной кислоты (H2S2O3). Однако, следует знать, что такое же название могут иметь эфиры образованные при взаимодействие спиртов и тиосерной кислоты.
Тиосерная кислота — неорганическое соединение, представляющее собой двухосновную сильную кислоту. Это бесцветная вязкая жидкость, реагирующая с водой. Она содержит два атома серы, один из которых имеет степень окисления +4, а второй — электронейтрален. Структурная формула тиосерной кислоты выглядит так:
Данную кислоту можно получить при взаимодействие оксида серы (VI) и сероводорода при низких температурах:
SO3 + H2S = H2S2O3
Однако, тиосерная кислота неустойчива и разлагается при комнатной температуре.
Большинство тиосульфатов так же неустойчивы, поэтому они не встречаются в природе и синтезируются лишь руками человека. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия и тиосульфат аммония. Эти вещества очень похожи между собой, они оба представляют собой белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Теперь поговорим подробнее о тиосульфатах, на примере тиосульфата натрия.
Тиосульфат натрия — это неорганическое соединение, представляющее собой соль натрия и тиосерной кислоты c химической формулой Na2S2O3, образующее кристаллогидрат состава Na2S2O3·5H2O.
Структурная формула тиосульфата натрия:
Еще раз обратим внимание на близость строения тиосульфат-иона и сульфат-иона!
Химические свойства тиосульфата натрия.
При составление уравнений реакций с тиосульфатом натрия, необходимо в первую очередь учитывать его окислительно-восстановительный потенциал.
1. При нагревание тиосульфат натрия разлагается по схеме.
4Na2S2O3 = 3Na2SO4 + Na2S + 4S
2. С сильными окислителями тиосульфат натрия окисляется до сульфатов или серной кислоты.
Na2S2O3 + Cl2 + H2O = NaCl + H2SO4 + 2HCl
3. При взаимодействие с более слабыми окислителями, тиосульфат натрия переводится в соли тетратионовой кислоты.
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Приведённая реакция очень важна, так как служит основой иодометрии. Следует отметить, что в щелочной среде окисление тиосульфата натрия иодом может идти до сульфата.
4. Выделить тиосерную кислоту реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается на воду, серу и диоксид серы:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S + SO2 + H2O
В задание №26 (ЕГЭ по Химии), вам может пригодится знание областей применения тиосульфатов в быту или промышленности.
Перечислим, области применения тиосульфата натрия:
– для удаления следов хлора после отбеливания тканей;
– в качестве фиксажа в фотографии;
– реактив в иодометрии;
– как противоядие при отравлении: As, Br, Hg и другими тяжёлыми металлами;
– как противоядие при отравление цианидами (переводит их в роданиды);
– для дезинфекции кишечника;
– противовоспалительное и противоожоговое средство;
– в пищевой промышленности (пищевая добавка E539);
– для очищения тканей от иода;
– марлевые повязки, пропитанные раствором тиосульфата натрия, использовали для защиты органов дыхания от отравляющего вещества хлора в Первую мировую войну;
– как антидот при передозировке лидокаина.
Тиосульфат аммония используется как компонент фиксирующих растворов в фотографии вместо тиосульфата натрия для ускорения процесса фиксирования. Так как имеет плохую сохранность в кристаллической форме, то часто непосредственно перед применением для этой цели его готовят в растворе, смешивая тиосульфат натрия с хлоридом аммония:
Na2S2O3 + 2NH4Cl → (NH4)2S2O3 + 2NaCl
Вот собственно и все.
Успехов вам в изучение химии!
Источник
Содержание
Структурная формула
Русское название
Натрия тиосульфат
Латинское название вещества Натрия тиосульфат
Natrii thiosulfas (род. Natrii thiosulfatis)
Брутто-формула
Na2S2O3
Фармакологическая группа вещества Натрия тиосульфат
- Детоксицирующие средства, включая антидоты
- Противопаразитарные средства
Нозологическая классификация (МКБ-10)
Код CAS
10102-17-7
Характеристика вещества Натрия тиосульфат
Комплексообразующее средство.
Бесцветные прозрачные гранулы или кристаллы без запаха, солоновато-горькие на вкус; очень легко растворим в воде (1:1), практически нерастворим в спирте; молекулярная масса 248,17 (пентагидрат).
Фармакология
Фармакологическое действие – противовоспалительное, противопаразитарное, дезинтоксикационное, десенсибилизирующее, противочесоточное.
Образует нетоксичные или малотоксичные соединения с солями тяжелых металлов, галогенами, цианидами. Обладает свойствами антидота по отношению к анилину, бензолу, йоду, меди, ртути, синильной кислоте, сулеме, фенолам. При отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца образуются неядовитые сульфиты. Основной механизм детоксикации при отравлении синильной кислотой и ее солями заключается в превращении цианида в тиоцианат-ион, который относительно нетоксичен, при участии фермента родоназы — тиосульфатцианид-сератрансферазы (обнаружен во многих тканях, но максимальную активность проявляет в печени). Организм обладает способностью к детоксикации цианидов, однако родоназная система работает медленно, и при отравлении цианидом ее активности недостаточно для детоксикации. В этом случае для ускорения реакции, катализируемой родоназой, необходимо введение в организм экзогенных донаторов серы, как правило, тиосульфата натрия.
Противочесоточная активность обусловлена способностью распадаться в кислой среде с образованием серы и сернистого ангидрида, которые оказывают повреждающее воздействие на чесоточного клеща и его яйца.
После в/в введения натрия тиосульфат распределяется в экстрацеллюлярной жидкости, экскретируется в неизмененном виде с мочой. Биологический T1/2 — 0,65 ч.
Натрия тиосульфат нетоксичен. В исследованиях, проведенных на собаках, при постоянной инфузии натрия тиосульфата, отмечена гиповолемия, которая, вероятно, обусловлена его осмотическим диуретическим эффектом.
Используется в комплексе средств для детоксикации у больных с алкогольным делирием.
Применение вещества Натрия тиосульфат
Интоксикация мышьяком, свинцом, ртутью, солями брома, йода, синильной кислотой и цианидами; аллергические заболевания, артрит, невралгия; чесотка.
Противопоказания
Гиперчувствительность.
Применение при беременности и кормлении грудью
Применение при беременности возможно только в случае крайней необходимости. Репродуктивных исследований у животных с натрия тиосульфатом не проводили. Неизвестно, может ли натрия тиосульфат вызывать неблагоприятные эмбриональные эффекты при приеме беременными женщинами и влиять на способность к репродукции.
Побочные действия вещества Натрия тиосульфат
Аллергические реакции.
Пути введения
В/в, наружно.
Особые указания
При интоксикации цианидами следует избегать промедления при введении антидота (возможен быстрый летальный исход). Необходимо тщательно наблюдать за пациентом в течение 24–48 ч ввиду возможности возврата симптомов отравления цианидами. В случае возобновления симптомов введение натрия тиосульфата следует повторить в половинной дозе.
Взаимодействия с другими действующими веществами
Перейти
Торговые названия
Источник
| Тиосульфат натрия | |||
|---|---|---|---|
| |||
| Систематическое наименование | тиосульфат натрия | ||
| Традиционные названия | гипосульфит | ||
| Хим. формула | Na2S2O3, Na2S2O3·5H2O (кристаллогидрат) | ||
| Молярная масса | 158,11 г/моль | ||
| Плотность | 2,345 г/см³ | ||
| Температура | |||
| • плавления | 48,5 °С (пентагидрат) | ||
| • разложения | 300 °C | ||
| Растворимость | |||
| • в воде | 70,120; 22980 г/100 мл | ||
| Рег. номер CAS | 7772-98-7 | ||
| PubChem | 24477 | ||
| Рег. номер EINECS | 231-867-5 | ||
| SMILES | [Na+].[Na+].[O-]S([O-])(=O)=S | ||
| 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 | ||
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |||
Тиосульфат натрия (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.
Получение
- окислением полисульфидов Na;
- кипячение избытка серы с Na2SO3:
Na2SO3 + S → Na2S2O3
- взаимодействием H2S и SO2 с NaOH (побочный продукт в производстве NaHSO3, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S):
4SO2 + 2H2S + 6 NaOH → 3Na2S2O3 + 5H2O
- кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:
4 S + 6 NaOH → 2Na2S + Na2S2O3 + 3H2O
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:
2NaNO2 + 2 S → Na2S2O3 + N2O
- растворение сульфида натрия в воде в присутствии кислорода воздуха:
2Na2S + 2 O2 + H2O → Na2S2O3 + 2 NaOH
Физические и химические свойства
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/моль.
Растворим в воде (50,1 г/100 мл (0 °C), 70,2 г/100 мл (20 °C), 231,8 г/100 мл (80 °C)).
Молярная масса 248,17 г/моль (пентагидрат). При 48,5 °C кристаллогидрат растворяется в своей кристаллизационной воде, образуя перенасыщенный раствор; обезвоживается около 100оС.
При нагревании до 220 °C распадается по схеме:
4Na2S2O3 → 3Na2SO4 + Na2S + 4 S
Тиосульфат натрия — сильный восстановитель:
С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:
Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5H2O → 2H2SO4 + 2 NaCl + 6 HCl
Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, йодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:
2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2 NaI
Приведённая реакция очень важна, так как служит основой йодометрии. Следует отметить, что в щелочной среде окисление тиосульфата натрия йодом 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:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + S + SO2
Расплавленный кристаллогидрат Na2S2O3·5H2O очень склонен к переохлаждению.
Применение
- для удаления следов хлора после отбеливания тканей;
- для извлечения серебра из руд;
- фиксаж в фотографии;
- реактив в йодометрии;
- 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 йода;
- марлевые повязки, пропитанные раствором тиосульфатом натрия, использовали для защиты органов дыхания от отравляющего вещества хлора в Первую мировую войну;
- антидот при передозировке лидокаина.
Источник
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 31 января 2019;
проверки требует 1 правка.
У этого термина существуют и другие значения, см. Тиосульфаты.
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 173 (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:
- фотографии в качестве компонента фиксажа
- аналитической и органической химии
- горнорудной промышленности
- текстильной и целлюлозно-бумажной промышленности
- пищевой промышленности
- Химчистке
- медицине
Фотография[править | править код]
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:
- как антидот при отравлениях тяжёлыми металлами (ртуть, свинец, мышьяк), цианидами, солями иода и брома, лекарственными средствами[2], а также при детоксикации больных с алкогольными психозами;
- при лечении аллергических заболеваний, артрита и невралгии;
- при лечении кожных заболеваний (чесотка, псориаз).
См. также[править | править код]
- Органические тиосульфаты
- Тиосульфат натрия
- Тиосульфат натрия (лекарственное средство)
- Фиксаж
Примечания[править | править код]
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.
Источник