Tiossulfato de sódio

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Ir para: navegação, pesquisa
NoFonti.svg
Este artigo ou se(c)ção cita fontes confiáveis e independentes, mas que não cobrem todo o conteúdo (desde Dezembro de 2010). Por favor, adicione mais referências e insira-as corretamente no texto ou no rodapé. Material sem fontes poderá ser removido.
Encontre fontes: Google (notícias, livros e acadêmico)
Tiossulfato de sódio
Alerta sobre risco à saúde
Sodium-thiosulfate-3D-vdW.png
Sodium-thiosulfate.png
Nome IUPAC Tiossulfato de sódio
Outros nomes Hipossulfito de sódio
Hiposulfito de soda
Identificadores
Número CAS 7772-98-7,(anidro)
10102-17-7 (pentaidrato)
Código ATC V03AB06
Propriedades
Fórmula molecular Na2S2O3
Massa molar 158.09774 g/mol
Aparência Cristais brancos
Densidade 1,67 g·cm-3 (20 °C), sólido [1]
Ponto de fusão

45-50 °C (pentaidrato)[2]

Ponto de ebulição

decompõe-se a 300 °C[1]

Solubilidade em água muito solúvel (701 g·l-1 a 20 °C)[1]
Estrutura
Geometria de
coordenação
Ânion tetrahédrico
Riscos associados
MSDS MSDS Externo
Classificação UE Não-tóxico.
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
1
0
 
Frases R R35
Frases S S1/2 S26

S37/39 S45

Ponto de fulgor Não inflamável
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Sulfato de sódio
Outros catiões/cátions Tiossulfato de amônio
Tiossulfato de estrôncio pentaidratado
Compostos relacionados Ácido tiossulfúrico
Aurotiossulfato de sódio
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

Tiossulfato de sódio, é frequente a grafia de tal sal como tiosulfato, também chamado erradamente de hipossulfito de sódio (ver nota abaixo), que na forma anidra tem fórmula Na2S2O3, tem aspecto sólido cristalino, de cor branca e é utilizado na indústria fotográfica (daí seu arcaico nome de "hipo dos fotógrafos") na formulação de banhos fixadores. Também é utilizado em curtumes, nos processos de curtidura ao cromo.

Ele também pode ser usado para remoção rápida de cloro da água a ser usada em aquários.

Nota: O verdadeiro hipossulfito de sódio é o composto químico de fórmula Na2S3O4, que é o sal sódico do ácido hipossulfuroso (H2S3O4), mas comercialmente, para o produto de grau de pureza dito técnico, amplamente utilizado na indústria, a nomenclatura antiga sobreviveu.[3]

Produção industrial e síntese laboratorial[editar | editar código-fonte]

Numa escala industrial, o tiossulfato de sódio é produzido principalmente a partir de efluentes líquidos da fabricação do sulfeto de sódio ou corantes ao enxofre.[4]

Sínteses de pequena escala podem ser feitas por fervura de soluções de sulfeto de sódio ou sulfito de sódio com enxofre.

Na2SO3 + S → Na2S2O3

A fervura das soluções de sulfeto de sódio com enxofre levam também a produção do polissulfeto de sódio, NaSn, utilizado na redução de alguns organonitrados à aminas.

Assim, o ânion S2O32− representa uma forma solúvel em água do elemento enxofre.

Principais reações e aplicações[editar | editar código-fonte]

O ânion tiossulfato caracteristicamente reage com ácidos diluídos produzindo enxofre, dióxido de enxofre e água:[4]

S2O32−(aq) + 2H+(aq) → S(s) + SO2(g) + H2O(l)

Esta reação tem sido empregada para produzir enxofre coloidal. Quando a protonação é conduzida a baixas temperaturas, H2S2O3 (ácido tiossulfúrico) pode ser obtido. Ele é um ácido forte de pKa = 0.6, 1.7.

Iodimetria[editar | editar código-fonte]

Em química analítica, o mais importante uso advém do fato que o ânion tiossulfato reage estequiometricamente com o iodo, reduzindo-o a iodeto como ele é oxidado a tetrationato:

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

Processamento fotográfico[editar | editar código-fonte]

O átomo terminal de enxofre em S2O32− liga-se a "metais macios" com alta afinidade. Então dissolve haletos de prata, e.g. AgBr, o qual é um componente de emulsões fotográficas:

2 S2O32− + AgBr → [Ag(S2O3)2]3−) + Br-

Nesta aplicação em processamento fotográfico, descoberto por John Herschel e usado tanto em processamento de película fotográfica quanto papel, o tiossulfato de sódio é conhecido como um fixador fotográfico.

Extração de ouro[editar | editar código-fonte]

Tiossulfato de sódio é um componente de um lixiviante alternativo ao cianeto para extração de ouro.[5] Ele forma um complexo forte com íons ouro (I), [Au(S2O3)2]3−. A vantagem desta abordagem é qu tiossulfato é essencialmente não tóxico e que certos tipos de minerais são refratários à cianetação de ouro (e.g. carbonácios ou minérios do tipo Carlin) podendo ser lixiviados por tiossulfato. Alguns problemas com este processo alternativo incluem o alto consumo de tiossulfato, e a ausência de uma técnica de recuperação adequada, já que [Au(S2O3)2]3− não adsorve a carvão ativado, a qual é a técnica padrão usada na cianetação de ouro para separar o complexo de ouro da lama de minério.

Química analítica[editar | editar código-fonte]

Tiossulfato de sódio é também usado em química analítica. Podem quando aquecido com uma amostra contendo cátion alumínio, produzir uma precipitação branca:

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

Medicina[editar | editar código-fonte]

Outros usos[editar | editar código-fonte]

Tiossulfato de sódio é também usado:

  • Como um componente em aquecedores de mão e outros produtos químicos de almofadas de aquecimento que produzem calor, por cristalização exotérmica de uma solução super-resfriada.
  • Em alvejamento (branqueamento)
  • Em testes de pH de substâncias de branqueamento. O indicador universal e quaisquer outros indicadores de pH líquidos são destruídos por alvejantes, tornando-os inúteis para testar o pH. Se primeiro adiciona-se tiossulfato de sódio em tais soluções, ele irá neutralizar os efeitos de remoção da cor do alvejante e permitirá que teste-se o pH das soluções de branqueamento com indicadores líquidos. A reação relevante é semelhante à reação com o iodo: tiossulfato reduz o hipoclorito (ingrediente ativo em alvejante) e ao fazê-lo torna-se oxidado a sulfato. A reação completa é:
4 NaClO + Na2S2O3 + 2 NaOH → 4 NaCl + 2 Na2SO4 + H2O
  • Para a decloração da água da torneira para aquários ou tratamento de efluentes de tratamentos de águas residuais antes do lançamento em rios. A reação de redução é análoga à reação de redução de iodo. O tratamento de água da torneira requer entre 0,1 gramas e 0,3 gramas de tiossulfato de sódio pentaidratado (cristalino) para cada 10 litros de água.
  • Para baixar os níveis de cloro em piscinas e spas de excessiva cloração.
  • Para remover manchas de iodo, e.g. após a explosão de triiodeto de nitrogênio.
  • Similarmente, tiossulfato de sódio reage com bromo para tornar produtos inofensivos. As soluções de tiossulfato de sódio são geralmente usadas ​​como uma precaução em laboratórios de química quando se trabalha com bromo.
  • Em avaliações bacteriológicas de águas.
  • No curtimento de couro.
  • Para demonstrar o conceito de taxa de reação no ensino de química. O íon tiossulfato pode decompor-se em íon sulfito e uma suspensão coloidal de enxofre, a qual é opaca. A equação para esta reação catalisada por ácido é a seguinte:
S2O32−(aq) → SO32−(aq) + S(s)
  • Para demonstrar o conceito de super-resfriamento em aulas de Física. Fundindo tiossulfato é muito fácil resfriá-lo em excesso à temperatura ambiente e quando a cristalização é forçada, a temperatura salt bruscamente para 48,3 °C podendo ser experimentada pelo tato.
  • Como parte de receitas de pátina para ligas de cobre.
  • Frequentemente utilizado em preparações farmacêuticas como um surfactante aniónico para ajudar na dispersão.
  • Também pode ser utilizado como um soluto muito interessante em experiências sobre supersaturação.
  • Como um aditivo para o sal de cozinha, em alternativa à dextrose, para estabilizar o iodeto de potássio, como no de sal iodado em pequenos pacotes industrializado para consumo em restaurantes.[15] [16] [17]

Referências[editar | editar código-fonte]

  1. a b c Registo de CAS RN 7772-98-7 na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 8 de Janeiro de 2008
  2. Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online - Version 3.5. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2009.
  3. SAFFIOTI, WALDEMAR; Fundamentos de Química; Companhia Editora Nacional; São Paulo, Brasil; 1968
  4. a b Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5
  5. Aylmore, M. G.; Muir, D. M. "Thiosulfate Leaching of Gold - a Review", Minerals Engineering, 2001, 14, 135-174
  6. Toxicity, Cyanide: Overview - eMedicine. Visitado em 2009-01-01.
  7. Hall AH, Dart R, Bogdan G. (June 2007). "Sodium thiosulfate or hydroxocobalamin for the empiric treatment of cyanide poisoning?". Ann Emerg Med 49 (6): 806–13. DOI:10.1016/j.annemergmed.2006.09.021. PMID 17098327.
  8. Cicone JS, Petronis JB, Embert CD, Spector DA. (June 2004). "Successful treatment of calciphylaxis with intravenous sodium thiosulfate". Am. J. Kidney Dis. 43 (6): 1104–8. DOI:10.1053/j.ajkd.2004.03.018. PMID 15168392.
  9. Musso CG, Enz P, Vidal F, Gelman R, Lizarraga A, Giuseppe LD, Kowalczuk A, Garfi L, Galimberti R, Algranati L.; Use of sodium thiosulfate in the treatment of calciphylaxis. Saudi J Kidney Dis Transpl 2009;20:1065-8
  10. Melvin R. Hayden, David Goldsmith, James R. Sowers and Ramesh Khanna; Calciphylaxis: calcific uremic arteriolopathy and the emerging role of sodium thiosulfate; INTERNATIONAL UROLOGY AND NEPHROLOGY, Volume 40, Number 2, 443-451, DOI: 10.1007/s11255-008-9373-4
  11. Drug Extravasation: Management summary and update - www.uic.edu (em inglês)
  12. Chemotherapy extravasation guideline - www.beatson.scot.nhs.uk (em inglês)
  13. R. H. CARDOZO AND I. S. EDELMAN; THE VOLUME OF DISTRIBUTION OF SODIUM THIOSULFATE AS A MEASURE OF THE EXTRACELLULAR FLUID SPACE - www.ncbi.nlm.nih.gov
  14. Alison G. Abraham, Alvaro Muñoz, Susan L. Furth, Bradley Warady, and George J. Schwartz; Extracellular Volume and Glomerular Filtration Rate in Children with Chronic Kidney Disease; CJASN ePress. Published on March 24, 2011 as doi: 10.2215/CJN.08020910
  15. Iodizing salt - www.saltinstitute.org (em inglês)
  16. J. C. M. Holman; Iodized salt; Bull World Health Organ. 1958; 18(1-2): 255–273. PMCID: PMC2537642 PDF - whqlibdoc.who.int / www.ncbi.nlm.nih.gov
  17. Hart, E. B. & Griem, W. B. (1939) Stabilization of iodine in salt and other feed materials, US Pat. N0. 2144150.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Ícone de esboço Este artigo sobre um composto inorgânico é um esboço. Você pode ajudar a Wikipédia expandindo-o.