Tiosulfato de sodio

Tiosulfato de sodio
Nombre IUPAC
	Tiosulfato de sodio
General
Otros nombres	Hiposulfito de sodio
Fórmula semidesarrollada	Na2S2O3
Fórmula molecular	?
Identificadores
Número CAS	7772-98-7
Número RTECS	XN6476000
ChEBI	2096650
ChEMBL	CHEMBL2096650
ChemSpider	22885
PubChem	24477
UNII	L0IYT1O31N
	InChI InChI=InChI=1S/2Na.H2O3S2/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2; Key: AKHNMLFCWUSKQB-UHFFFAOYSA-L
Propiedades físicas
Apariencia	polvo o cristales blancos
Densidad	1667 kg/m³; 1,667 g/cm³
Masa molar	158.11 g/mol (en forma anhidra) (como pentahidrato): 248.11 g/mol
Punto de fusión	48,3 °C (321 K)
Punto de ebullición	100 °C (373 K)
Estructura cristalina	Monoclínico
Índice de refracción (nD)	1.489
Propiedades químicas
Solubilidad en agua	70.1 g/100 mL (20 °C) ; 231 g/100 mL (100 °C)
Solubilidad	insignificante
Peligrosidad
Frases R	R36/37/38
Frases S	S26 S36
	Valores en el SI y en condiciones estándar; (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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El tiosulfato de sodio, antes denominado hiposulfito sódico, es un compuesto inorgánico cristalino que se encuentra con mayor frecuencia en forma de pentahidrato, Na₂S₂O₃·5H₂O. Su estructura cristalina es de tipo monoclínica.

En disolución acuosa se disocia dando el correspondiente anión tiosulfato, que tiene estructura espacial en forma tetraédrica, similar a la que presenta el ion sulfato, pero en la que se produce la sustitución de uno de los átomos de oxígeno por otro de azufre. La distancia entre los átomos de azufre (S-S) indica que entre ellos existe un enlace simple, lo que implica una carga negativa en las interacciones con el oxígeno (S-O) ya que estas presentan un enlace doble.

Propiedades

Representación tridimensional de varias moléculas de tiosulfato de sodio

El ion tiosulfato tiene propiedades ácido-base, redox y de ligando. La solvatación de tiosulfato de sodio en agua provoca una reacción endotérmica, lo que significa que la temperatura del disolvente disminuye. Se funde a 56 °C en su agua de cristalización, y la pierde completamente a los 100 °C; mientras que a temperaturas más elevadas se descompone. Los ácidos reaccionan con el tiosulfato descomponiéndolo con desprendimiento de SO₂ y precipitación S. Es sustancia reductora y como tal tiene algunas aplicaciones en química y en el análisis químico.

Propiedades óxido-reductoras

Las propiedades redox de los iones tiosulfato son bastante complejas dada la gran variedad de oxoaniones del azufre. Por ejemplo, las reacciones de este ion con un halógeno determinado, no puede ser generalizada para los demás halógenos.

Los potenciales normales de reducción para algunos pares más frecuentes son:^[2]

H₂SO₃ / S₂O₃ ^2- (E° = 0,40 V)
SO₃^2- / S₂O₃^2- (E° = 0,571 V)
S₂O₃^2- / S (E° = 0,5 V)
S₄O₆^2- / S₂O₃^2- (E° = 0,08 V)

Reacciones con I₂

El potencial de reducción del par S₄O₆^2- es E° = 0,08 V, que podría considerarse un valor intermedio. La reacción suele producirse con el yodo molecular. El potencial del par I₂ / I^- es de 0,54 V. Por tanto se puede producir la reacción:

{\ce {I2 + 2S2O3^2- <=> S4O6^2- + 2I-}}

El ion tetrationato (S₄O₆^2-) que se produce dispone de un enlace disulfuro (S-S) entre los dos iones, lo que produce una oxidación suave con un solo electrón cambiado por ion. Se trata de una reacción rápida que sirve como reacción base en el análisis volumétrico.

Reacciones con Cl₂

El cloro (Cl₂) es más oxidante que el yodo (I₂) lo que produce una reacción diferente. Se forma azufre en un estado de oxidación VI en forma de iones HSO₄^-

{\ce {S2O3^2- + 4Cl2 + 5H2O <=> 2HSO4- + 8Cl- + 8H+}}

Esta reacción se utiliza para eliminar las trazas de dicloro en el blanqueamiento de la ropa.

Reacciones con Br₂

La reacción con el bromo molecular produce a la vez el ion S₄O₆^2- y el HSO₄^- Esto coincide con el valor intermedio del potencial redox de este halógeno.

Reacciones de dismutación

En medio ácido, el ion tiosulfato, bajo la forma del supuesto ácido tiosulfúrico H₂S₂O₃ se dismuta. Entre los productos de la reacción se encuentran:

azufre bajo la forma S₈, pero también S₆

dióxido de azufre (SO₂)

sulfuro de hidrógeno (H₂S)

la forma ácida del ion polisulfuro (H₂S_n)

ácido sulfúrico (H₂SO₄)

Por tanto, la reacción es más compleja que la que, de forma simplificada, se suele emplear

{\ce {H2S2O3 -> S + SO2 + H2O}}

Propiedades de ácido-base

El ion tiosulfato es la base conjugada del ácido tiosulfúrico H₂S₂O₃, que es un ácido que se dismuta en solución acuosa, incluso a 0º y no puede prepararse de otra forma. En ausencia de agua es más estable.

En otra reacción de descomposición se produce, sin embargo:

{\ce {H2S2O3 -> SO3 + H2S}}

Se trata de una reacción formalmente idéntica a la del ácido sulfúrico:

{\ce {H2SO4 -> SO3 + H2O}}

Los potenciales pKa del ácido tiosulfúrico son 0,6 y 1,78.^[3]

Propiedades de ligando

El ion tiosulfato es también un ligando de cationes metálicos. Por ejemplo en la complejación de los iones de Ag⁺ se expresa:

{\ce {Ag+ + 2S2O3^2- <=> [Ag(S2O_3)2]^3-}}

La constante de estabilidad de este complejo (constante de equilibrio) es tal que permite la redisolución del bromuro de plata (AgBr) poco soluble. Esta reacción se utiliza en el fijado de los papeles y películas fotográficas.

Producción industrial y síntesis en el laboratorio

A escala industrial, el tiosulfato de sodio se produce principalmente a partir de productos líquidos de desecho del sulfuro de sodio o en la fabricación de tintes con azufre.^[4]

En el laboratorio se obtiene calentando a reflujo una disolución de sulfito de sodio (Na₂SO₃) con azufre elemental. La disolución es filtrada, concentrada y enfriada, obteniendo el tiosulfato de sodio pentahidratado (Na₂S₂O₃ * 5 H₂O) en forma de prismas incoloros

{\ce {Na2SO3(aq) + S(s) -> Na2S2O3(aq)}}

Evaporación [cristalizacion]

{\ce {Na2S2O3(aq) + 5H2O -> Na2S2O3*5H2O(s)}}

Mecanísticamente se trata de un ataque nucleofílico del par de electrones libre del azufre del sulfito sobre un átomo del azufre elemental parecido a la formación de los polisulfuros y disulfuros a partir de sulfuros.

Aplicaciones en medicina

Se utiliza como un antídoto en casos de envenenamiento por cianuro.^[5]^[6] El tiosulfato actúa como un donante de azufre para producir la conversión del cianuro a tiocianato, que entonces puede ser excretado de forma segura mediante la orina, esa conversión es catalizada por la enzima rodanasa. También se ha usado como tratamiento de la calcifilaxis en pacientes sometidos a hemodiálisis, que tienen una enfermedad renal crónica.^[7] Asimismo se utiliza en el manejo de la extravasación de orina en procesos de quimioterapia. El tiosulfato de sodio impide la alquilación y la destrucción del tejido, proporcionando un sustrato para los agentes de alquilación que han invadido los tejidos subcutáneos. También se emplea en los baños de pies para la profilaxis de la dermatofitosis y como un agente antifúngico tópico para la pitiriasis versicolor.

Por último, también se utiliza en la medición del volumen de fluido corporal extracelular y el índice de filtrado glomerular del riñón.^[8]

Riesgos y peligros

Etiqueta de seguridad.

A 45 °C se descompone por la acción del calor y puede reaccionar violentamente en presencia de nitritos y peróxidos, existiendo un riesgo de explosión. En la presencia de ácidos se puede producir la formación de peligrosos óxidos de azufre.^[9]

Referencias

↑ Número CAS
↑ Bernard M. et Busnot F. Usuel de chimie générale et minérale. Dunod, Paris, 1996, pag. 195 (en francés)
↑ Bernard M. et Busnot F. Usuel de chimie générale et minérale. Dunod, Paris, 1996, pag. 175 (en francés)
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5 (en inglés)
↑ «Toxicity, Cyanide: Overview - eMedicine». Consultado el 1 de enero de 2009.
↑ Hall AH, Dart R, Bogdan G (junio de 2007). «Sodium thiosulfate or hydroxocobalamin for the empiric treatment of cyanide poisoning?». Ann Emerg Med 49 (6): 806-13. PMID 17098327. doi:10.1016/j.annemergmed.2006.09.021.
↑ Cicone JS, Petronis JB, Embert CD, Spector DA (junio de 2004). «Successful treatment of calciphylaxis with intravenous sodium thiosulfate». Am. J. Kidney Dis. 43 (6): 1104-8. PMID 15168392. doi:10.1053/j.ajkd.2004.03.018.
↑ Sodium thiosulfate en el Diccionario Médico de Dorland
↑ Ficha de seguridad (en francés)

Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Tiosulfato de sodio.

Datos: Q339866
Multimedia: Sodium thiosulfate / Q339866

[1] Número CAS

[2] Bernard M. et Busnot F. Usuel de chimie générale et minérale. Dunod, Paris, 1996, pag. 195 (en francés)

[3] Bernard M. et Busnot F. Usuel de chimie générale et minérale. Dunod, Paris, 1996, pag. 175 (en francés)

[holleman-4] Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5 (en inglés)

[urlToxicity,_Cyanide:_Overview_-_eMedicine-5] «Toxicity, Cyanide: Overview - eMedicine». Consultado el 1 de enero de 2009.

[pmid17098327-6] Hall AH, Dart R, Bogdan G (junio de 2007). «Sodium thiosulfate or hydroxocobalamin for the empiric treatment of cyanide poisoning?». Ann Emerg Med 49 (6): 806-13. PMID 17098327. doi:10.1016/j.annemergmed.2006.09.021.

[7] Cicone JS, Petronis JB, Embert CD, Spector DA (junio de 2004). «Successful treatment of calciphylaxis with intravenous sodium thiosulfate». Am. J. Kidney Dis. 43 (6): 1104-8. PMID 15168392. doi:10.1053/j.ajkd.2004.03.018.

[8] Sodium thiosulfate en el Diccionario Médico de Dorland

[9] Ficha de seguridad (en francés)

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