连二亚硫酸钠
| 连二亚硫酸钠 | |
|---|---|
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| 别名 | 低亚硫酸钠 二硫亚磺酸钠 亚硫酸氢钠 保险粉 |
| 识别 | |
| CAS号 | 7775-14-6 
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| PubChem | 24489 |
| ChemSpider | 22897 |
| SMILES |
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| UN编号 | 1384 |
| EINECS | 231-890-0 |
| ChEBI | 66870 |
| RTECS | JP2100000 |
| 性质 | |
| 化学式 | Na2S2O4 |
| 摩尔质量 | （无水）174.107 g/mol （二水）210.146 g·mol⁻¹ |
| 外观 | 白色至浅灰色结晶粉末 浅柠檬色薄片 |
| 气味 | 淡硫磺味 |
| 密度 | 2.38 g/cm3 （无水） 1.58 g/cm3（二水） |
| 熔点 | 52 °C（325 K） |
| 沸点 | 分解 |
| 溶解性（水） | 18.2 g/100 mL（无水，20 °C） 21.9 g/100 mL（二水，20 °C） |
| 溶解性 | 微溶于醇 |
| 危险性 | |
GHS危险性符号 
| |
| GHS提示词 | Danger |
| H-术语 | H251, H302 |
| P-术语 | P235+410, P264, P270, P280, P301+312, P330, P407, P413, P420, P501 |
| NFPA 704 |
 3
2
1
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| 相关物质 | |
| 其他阴离子 | 亚硫酸钠 硫酸钠 |
| 相关化学品 | 硫代硫酸钠 亚硫酸氢钠 焦亚硫酸钠 硫酸氢钠 |
| 若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。 | |
连二亚硫酸钠（英语：sodium dithionite），又称二硫亚磺酸钠[1]、低亚硫酸钠（英语：sodium hydrosulfite)，俗称保险粉，化学式为Na2S2O4，是白色结晶粉末，有硫磺气味。在干燥空气中稳定，在热水和酸溶液中分解。
结构[编辑]
结构已通过拉曼光谱和单晶X射线衍射进行检查。连二亚硫酸根离子有C2对称群，有16°的O-S-S-O扭转角。二水合物（Na
2S
2O
4·2H
2O）的连二亚硫酸根阴离子具有约56°的O-S-S-O扭转角。[2]
弱S-S键的S-S距离239pm，相对于典型的S-S键被延长了30pm。[3]由于这种键很脆弱，连二亚硫酸盐阴离子在溶液中解离成[SO2]−自由基，已被EPR光谱证实。还观察到在中性或酸性溶液中，35S在S2O42−和SO2之间快速交换，与阴离子中的弱S-S键一致。[4]
制备[编辑]
连二亚硫酸钠在工业上通过还原二氧化硫生产。1990年生产了大约300000吨。[5]
使用锌粉法为两步过程：
- 2 SO2 + Zn = ZnS2O4
- ZnS2O4 + 2 NaOH = Na2S2O4 + Zn(OH)2
使用甲酸钠法制备：
- HCOONa + NaOH + 2 SO2 = Na2S2O4 + CO2 + H2O
使用硼氢化钠法制备：
- NaBH4 + 8 NaOH + 8 SO2 = 4 Na2S2O4 + NaBO2 + 6 H2O
每份H−还原两份二氧化硫。甲酸盐也可被用作还原剂。
性质和反应[编辑]
水解[编辑]
连二亚硫酸钠干燥时稳定，但水溶液由于以下反应而变质：
- 2 S2O42− + H2O = S2O32− + 2 HSO3−
这是由于连二亚硫酸的不稳定性导致的。因此连二亚硫酸钠溶液不能长期储存。[4]
无水连二亚硫酸钠在空气中90°C以上会分解成硫酸钠和二氧化硫。没有空气的情况下，在150°C以上会迅速分解为亚硫酸钠、硫代硫酸钠、二氧化硫和微量硫。
氧化还原反应[编辑]
连二亚硫酸钠是一种还原剂。在pH为7时，与标准氢电极相比，电位为-0.66V。氧化还原随着亚硫酸氢盐的形成而发生：[6]
- S2O42- + 2 H2O = 2 HSO3− + 2 e− + 2 H+
连二亚硫酸钠与氧气反应：
- Na2S2O4 + O2 + H2O = NaHSO4 + NaHSO3
这些反应表现出复杂的pH依赖性平衡，包括亚硫酸氢盐、硫代硫酸盐和二氧化硫。
有机反应[编辑]
在醛的存在下，连二亚硫酸钠在室温下反应形成 α-羟基亚磺酸盐，或者在85°C以上温度下将醛还原为相应的醇。[7][8]一些酮也在类似条件下被还原。
应用[编辑]
由于是水溶性的，连二亚硫酸钠在一些工业染色过程中用作还原剂。在硫化染料和还原染料的情况下，不溶于水的染料可以还原成水溶性碱金属盐（如靛蓝）。[9]
安全性[编辑]
连二亚硫酸钠的广泛使用部分归于其低毒性，LD50为2.5g/kg（大鼠，口服）。[5]
参见[编辑]
参考资料[编辑]
- ^ 存档副本. [2022-10-26]. （原始内容存档于2022-10-26）.
- ^ Weinrach, J. B.; Meyer, D. R.; Guy, J. T.; Michalski, P. E.; Carter, K. L.; Grubisha, D. S.; Bennett, D. W. A structural study of sodium dithionite and its ephemeral dihydrate: A new conformation for the dithionite ion. Journal of Crystallographic and Spectroscopic Research. 1992, 22 (3): 291–301. S2CID 97124638. doi:10.1007/BF01199531.
- ^ Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 （英语）.
- ^ 4.0 4.1 Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe. Chapter 16: The group 16 elements. Inorganic Chemistry, 3rd Edition. Pearson. 2008: 520. ISBN 978-0-13-175553-6.
- ^ 5.0 5.1 José Jiménez Barberá; Adolf Metzger; Manfred Wolf. Sulfites, Thiosulfates, and Dithionites. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley Online Library. 15 June 2000. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a25_477.
- ^ Mayhew, S. G. The Redox Potential of Dithionite and SO−2 from Equilibrium Reactions with Flavodoxins, Methyl Viologen and Hydrogen plus Hydrogenase. European Journal of Biochemistry. 2008, 85 (2): 535–547. PMID 648533. doi:10.1111/j.1432-1033.1978.tb12269.x
.
- ^ J. Org. Chem., 1980, 45 (21), pp 4126–4129, http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/jo01309a011 （页面存档备份，存于互联网档案馆）
- ^ Aldehyde sulfoxylate systemic fungicides. google.com. [27 April 2018]. （原始内容存档于27 April 2018）.
- ^ Božič, Mojca; Kokol, Vanja. Ecological alternatives to the reduction and oxidation processes in dyeing with vat and sulphur dyes. Dyes and Pigments. 2008, 76 (2): 299–309. doi:10.1016/j.dyepig.2006.05.041.
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