Тиосульфаты

Химические свойства сульфитов

Гидролиз сульфитов

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты и кислые – гидросульфиты.

Сульфиты щелочных Ме и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных металлов нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Ме хорошо растворимы в воде, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий):

SO₃^2-+H₂O⇆HSO₃^-+OH^-

Na₂SO₃+H₂O⇆NaHSO₃+NaOH

1. Не окислительно-восстановительные реакции.

а) Взаимодействие с сильными кислотами:

Na₂SO₃+2HCl=2NaCl+SO₂↑+H₂O

NaHSO₃+HCl=NaCl+SO₂↑+H₂O

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и H₂O.

б) Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃=CaO+SO₂↑

в) Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты:

CaSO₃+SO₂+H₂O=Ca(HSO₃)₂

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются растворимые гидросульфиты.

г) Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃+ZnCl₂=ZnSO₃↑+2NaCl

2. Окислительно-восстановительные реакции:

Сульфиты, подобно SO₂, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO₃^2- находятся в промежуточной степени окисления +4.

а) Сульфиты как восстановители:

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Na₂SO₃+Br₂+H₂O=Na₂SO₄+2HBr

5K₂SO₃+2KMnO₄+3H₂SO₄=6K₂SO₄+2MnSO₄+3H₂O

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄

б) Сульфиты как окислители:

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как C, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

Na₂SO₃+3C=Na₂S+3CO↑

в) Диспропорционирование сухих сульфитов:

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃=3K₂SO₄+K₂S

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃ натриевая соль тиосерной кислоты (тиосульфат натрия).

Тиосерная кислота (H₂S₂O₃) – неустойчива, при комнатной температуре распадается. Соли более устойчивы, из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na₂S₂O₃•5H₂O. При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, появляется запах SO₂, затем раствор мутнеет от выделившейся серы (на этом основано лечение чесотки).

Na₂S₂O₃ + 2 HCl = H₂S₂O₃ + 2 NaCl

H₂S₂O₃ = H₂O + SO₂↑ + S↓

степень окисления серы +4 и -2. Поэтому сера может быть восстановителем.

Na₂S₂O₃ + 4 Cl₂ + 4 H₂O = H₂SO₄ + 2 NaCl + 6 HCl; S⁺⁴ -2ẽ = S⁺⁶

2 Na₂S₂O₃ + I₂ = 2 NaI + Na₂S₄O₆ соль тетратионовой кислоты.

I₂ - менее сильный окислитель.

Эта реакция служит основой одного из методов количественного химического анализа (иодометрии). Тиосульфаты образуют с солями серебра комплексные соединения содержащие ионы: [Ag(S₂O₃)₂ ]^3-, [Ag(S₂O₃)]^-. Эти комплексы хорошо растворимы в воде.

Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃, прибавленный к соли меди, обесцвечивает раствор, образуется комплексная соль. При нагревании полученного раствора образуется темно-бурый осадок Cu₂S.

2 CuSO₄ + 2 Na₂S₂O_3(ИЗБ) = Na₂SO₄ + Na₂S₄O₆ + Cu₂SO₄

Cu₂SO₄ + Na₂S₂O₃ = Na₂SO₄ + Cu₂S₂O₃

Cu₂S₂O₃ + Na₂S₂O₃ = Na₂[Cu₂(S₂O₃)₂]

Na₂[Cu₂(S₂O₃)₂] + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂[Cu₂(S₂O₃)₂]

H₂[Cu₂(S₂O₃)₂] + H₂O H₂SO₄ + SO₂↑ + S + Cu₂S↓

Дата добавления: 2014-10-15