連二亞硫酸鈉

化合物

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,在熱水和溶液分解

連二亞硫酸鈉
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  checkY
PubChem 24489
ChemSpider 22897
SMILES
 
  • [O-]S(=O)S(=O)[O-].[Na+].[Na+]
UN編號 1384
EINECS 231-890-0
ChEBI 66870
RTECS JP2100000
性質
化學式 Na2S2O4
摩爾質量 (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 18.2 g/100 mL(無水,20 °C)
21.9 g/100 mL(二水,20 °C)
溶解性 微溶於
危險性
GHS危險性符號
《全球化學品統一分類和標籤制度》(簡稱「GHS」)中易燃物的標籤圖案《全球化學品統一分類和標籤制度》(簡稱「GHS」)中有害物質的標籤圖案
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
 
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。

結構

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結構已通過拉曼光譜和單晶X射線繞射進行檢查。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
2
S
2
O
4
·2H
2
O
)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

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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

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水解

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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

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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。氧化還原隨着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

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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

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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

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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

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參考資料

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  1. ^ 存档副本. [2022-10-26]. (原始內容存檔於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 (英語). 
  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頁面存檔備份,存於互聯網檔案館
  8. ^ Aldehyde sulfoxylate systemic fungicides. google.com. [27 April 2018]. (原始內容存檔於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.