連二亞硫酸鈉
| 連二亞硫酸鈉 | |
|---|---|
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| 別名 | 低亞硫酸鈉 二硫亞磺酸鈉 亞硫酸氫鈉 保險粉 |
| 識別 | |
| CAS號 | 7775-14-6 
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| PubChem | 24489 |
| ChemSpider | 22897 |
| SMILES |
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| UN編號 | 1384 |
| EINECS | 231-890-0 |
| ChEBI | 66870 |
| RTECS | JP2100000 |
| 性質 | |
| 化學式 | Na2S2O4 |
| 莫耳質量 | （無水）174.107 g/mol （二水）210.146 g·mol⁻¹ |
| 外觀 | 白色至淺灰色結晶粉末 淺檸檬色薄片 |
| 氣味 | 淡硫磺味 |
| 密度 | 2.38 g/cm3 （無水） 1.58 g/cm3（二水） |
| 熔點 | 52 °C（325 K） |
| 沸點 | 分解 |
| 溶解性（水） | 18.2 g/100 mL（無水，20 °C） 21.9 g/100 mL（二水，20 °C） |
| 溶解性 | 微溶於醇 |
| 危險性 | |
GHS危險性符號 
| |
| GHS提示詞 | Danger |
| H-術語 | H251, H302 |
| P-術語 | P235+410, P264, P270, P280, P301+312, P330, P407, P413, P420, P501 |
| NFPA 704 |
 3
2
1
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| 相關物質 | |
| 其他陰離子 | 亞硫酸鈉 硫酸鈉 |
| 相關化學品 | 硫代硫酸鈉 亞硫酸氫鈉 焦亞硫酸鈉 硫酸氫鈉 |
| 若非註明，所有數據均出自標準狀態（25 ℃，100 kPa）下。 | |
連二亞硫酸鈉（英語：sodium dithionite），又稱二硫亞磺酸鈉[1]、低亞硫酸鈉（英語：sodium hydrosulfite)，俗稱保險粉，化學式為Na2S2O4，是白色結晶粉末，有硫磺氣味。在乾燥空氣中穩定，在熱水和酸溶液中分解。
結構[編輯]
結構已通過拉曼光譜和單晶X射線衍射進行檢查。連二亞硫酸根離子有C2對稱群，有16°的O-S-S-O扭轉角。二水合物（Na
2S
2O
4·2H
2O）的連二亞硫酸根陰離子具有約56°的O-S-S-O扭轉角。[2]
弱S-S鍵的S-S距離239pm，相對於典型的S-S鍵被延長了30pm。[3]由於這種鍵很脆弱，連二亞硫酸鹽陰離子在溶液中解離成[SO2]−自由基，已被EPR光譜證實。還觀察到在中性或酸性溶液中，35S在S2O42−和SO2之間快速交換，與陰離子中的弱S-S鍵一致。[4]
製備[編輯]
連二亞硫酸鈉在工業上通過還原二氧化硫生產。1990年生產了大約300000噸。[5]
使用鋅粉法為兩步過程：
- 2 SO2 + Zn = ZnS2O4
- ZnS2O4 + 2 NaOH = Na2S2O4 + Zn(OH)2
使用甲酸鈉法製備：
- HCOONa + NaOH + 2 SO2 = Na2S2O4 + CO2 + H2O
使用硼氫化鈉法製備：
- NaBH4 + 8 NaOH + 8 SO2 = 4 Na2S2O4 + NaBO2 + 6 H2O
每份H−還原兩份二氧化硫。甲酸鹽也可被用作還原劑。
性質和反應[編輯]
水解[編輯]
連二亞硫酸鈉乾燥時穩定，但水溶液由於以下反應而變質：
- 2 S2O42− + H2O = S2O32− + 2 HSO3−
這是由於連二亞硫酸的不穩定性導致的。因此連二亞硫酸鈉溶液不能長期儲存。[4]
無水連二亞硫酸鈉在空氣中90°C以上會分解成硫酸鈉和二氧化硫。沒有空氣的情況下，在150°C以上會迅速分解為亞硫酸鈉、硫代硫酸鈉、二氧化硫和微量硫。
氧化還原反應[編輯]
連二亞硫酸鈉是一種還原劑。在pH為7時，與標準氫電極相比，電位為-0.66V。氧化還原隨著亞硫酸氫鹽的形成而發生：[6]
- S2O42- + 2 H2O = 2 HSO3− + 2 e− + 2 H+
連二亞硫酸鈉與氧氣反應：
- Na2S2O4 + O2 + H2O = NaHSO4 + NaHSO3
這些反應表現出複雜的pH依賴性平衡，包括亞硫酸氫鹽、硫代硫酸鹽和二氧化硫。
有機反應[編輯]
在醛的存在下，連二亞硫酸鈉在室溫下反應形成 α-羥基亞磺酸鹽，或者在85°C以上溫度下將醛還原為相應的醇。[7][8]一些酮也在類似條件下被還原。
應用[編輯]
由於是水溶性的，連二亞硫酸鈉在一些工業染色過程中用作還原劑。在硫化染料和還原染料的情況下，不溶於水的染料可以還原成水溶性鹼金屬鹽（如靛藍）。[9]
安全性[編輯]
連二亞硫酸鈉的廣泛使用部分歸於其低毒性，LD50為2.5g/kg（大鼠，口服）。[5]
參見[編輯]
參考資料[編輯]
- ^ 存档副本. [2022-10-26]. （原始內容存檔於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 （英語）.
- ^ 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 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
- ^ Aldehyde sulfoxylate systemic fungicides. google.com. [27 April 2018]. （原始內容存檔於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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