连二亚硫酸钠

化合物

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,在热水和溶液分解

连二亚硫酸钠
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  checkY
PubChem 24489
ChemSpider 22897
SMILES
 
  • [O-]S(=O)S(=O)[O-].[Na+].[Na+]
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 18.2 g/100 mL(无水,20 °C)
21.9 g/100 mL(二水,20 °C)
溶解性 微溶于
危险性
GHS危险性符号
《全球化学品统一分类和标签制度》(简称“GHS”)中易燃物的标签图案《全球化学品统一分类和标签制度》(简称“GHS”)中有害物质的标签图案
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
 
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。

结构

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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
2
S
2
O
4
·2H
2
O
)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

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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

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水解

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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

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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

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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

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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

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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

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参考资料

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  1. ^ 存档副本. [2022-10-26]. (原始内容存档于2022-10-26). 
  2. ^ 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. 
  3. ^ Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 (英语). 
  4. ^ 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. ^ 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. 
  6. ^ 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 . 
  7. ^ 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
  8. ^ Aldehyde sulfoxylate systemic fungicides. google.com. [27 April 2018]. (原始内容存档于27 April 2018). 
  9. ^ 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.