Natriumtiosulfaatti
| Natriumtiosulfaatti | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | Na2S2O3 |
| Moolimassa | 158,12 |
| Ulkomuoto | Värittömiä kiteitä[1] |
| Sulamispiste | 48,5 °C (pentahydraatti)[2] |
| Kiehumispiste | 233 °C (hajoaa)[3] |
| Tiheys |
2,267 g/cm3 (kidevedetön) 1,749 g/cm3 (pentahydraatti)[4] |
| Liukoisuus veteen | 20,9 g/100ml (20 °C)[5] |
|
|
|
Natriumtiosulfaatti eli natriumhyposulfiitti (Na2S2O3) on natrium- ja tiosulfaatti-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Ainetta käytetään muun muassa valokuvaus- ja analyyttisenä reagenssina.
Valmistus ja tyypilliset reaktiot
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Natriumtiosulfaattia muodostuu suuria määriä niin kutsuttujen rikkivärien valmistuksen yhteydessä sivutuotteena. Teollisesti sitä voidaan valmistaa myös kuumentamalla natriumsulfiitin ja rikin seosta noin 100 °C lämpötilaan tai natriumsulfidin, rikkidioksidin ja natriumhydroksidin tai natriumkarbonaatin välisellä reaktiolla.[1][2][3][4][6]
- Na2SO3 + S → Na2S2O3
- 2 Na2S + Na2CO3 + 4 SO2 → 3 Na2S2O3 + CO2
Muodostunut natriumtiosulfaatti kiteytyy pentahydraattina Na2S2O3·5H2O, josta kidevesi voidaan poistaa varovasti lämmittämällä. Enemmän lämmitettäessä se hajoaa lämpötilasta riippuen natriumsulfaatiksi, natriumsulfidiksi ja rikiksi. Myös happoliuokset hajottavat yhdisteen, jolloin muodostuu rikkiä ja rikkidioksidia[1][3][4][6]
Halogeenit hapettavat helposti natriumtiosulfaatin, muun muassa kloori hapettaa sen sulfaatiksi ja jodi natriumtetrationaatiksi. Jälkimmäistä reaktiota käytetään analyyttisessä kemiassa jodometrisissä titrauksissa.[1][6]
- 2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2 I−
Käyttö
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Tärkein natriumtiosulfaatin käyttökohde on valokuvauksessa kiinnitekemikaalina. Se reagoi valottumatta jääneen hopeahalogenidin, esimerkiksi hopeabromidin kanssa muodostaen liukoisen bistiosulfaattoargentaatti(I) -kompleksi-ionin. Muita käyttökohteita ovat titraukset analyyttisessä kemiassa, kloorin poistaminen valkaistusta sellusta ja jätevesistä, lämmönvarastointilaitteistoissa sekä erilaisissa prosesseissa apuaineena. Yhdistettä voidaan käyttää myös syanidin aiheuttaman myrkytyksen hoidossa. Rodanaasientsyymi katalysoi tiosulfaatti- ja syanidi-ionien välistä reaktiota, jossa muodostuu vähemmän myrkyllinen ja munuaisten kautta elimistöstä poistuva tiosyanaatti-ioni.[1][2][6][3][4][7]
Aiheesta muualla
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Lähteet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]- ↑ a b c d e E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 302. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3
- ↑ a b c Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 554. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9 Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 17.06.2011). (englanniksi)
- ↑ a b c d S. L. Bean:Thiosulfates, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2001 Teoksen verkkoversio Viitattu 17.06.2011
- ↑ a b c d José Jiménez Barberá, Adolf Metzger & Manfred Wolf: Sulfites, Thiosulfates, and Dithionites, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2002 Teoksen verkkoversio Viitattu 17.06.2011
- ↑ Natriumtiosulfaatin kansainvälinen kemikaalikortti
- ↑ a b c d Geoff Rayner-Canham & Tina Overton: Descriptive Inorganic Chemistry, s. 442. (5th Edition) W. H. Freeman and Company, 2006. ISBN 978-1-4292-2434-5 (englanniksi)
- ↑ Lewis R. Goldfrank, Neal Flomenbaum: Goldfrank's toxicologic emergencies, s. 1728. McGraw-Hill Professional, 2006. ISBN 978-0071479141 Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 17.06.2011). (englanniksi)