Tiosulfato de sodio

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Tiosulfato de sodio
Sodium thiosulfate.svg
Sodium-thiosulfate-xtal-3D-balls.png
Nombre IUPAC
Tiosulfato de sodio
General
Otros nombres Hiposulfito de sodio
Fórmula semidesarrollada Na2S2O3
Fórmula molecular ?
Identificadores
Número CAS 7772-98-7[1]
Número RTECS XN6476000
ChEBI 2096650
ChemSpider 22885
UNII L0IYT1O31N
Propiedades físicas
Apariencia polvo blanco
Densidad 1667 kg/m3; 1.667 g/cm3
Masa molar 158.11 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 °C 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.

El anión tiosulfato se presenta con forma tetraédrica, en la que se produce la sustitución de un átomo 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[editar]

El ion tiosulfato tiene propiedades de ácido-base, de 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; a temperaturas más elevadas se descompone. Los ácidos descomponen sus soluciones con desprendimiento de SO2 y precipita S. Es reductor.

Propiedades de oxido-reducción[editar]

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 dihalógeno no se pueden generalizar a todos los dihalógenos.

Los potenciales de reducción para algunos pares son:[2]

  • H2SO3 / S2O3 2-: E° = 0,40 V
  • SO32- / S2O32-}}: E° = 0,571 V;
  • S2O32- / S: E° = 0,5 V;
  • S4O62- / S2O32-: E° = 0,08 V.

Reacciones con I2[editar]

El potencial de reducción del par S4O62- es E° = 0,08 V, que podría considerarse un valor intermedio. La reacción suele producirse con el diyodo. El potencial del par I2 / I- es de 0,54 V. Por tanto se puede producir la reacción:

2 S2O32- + I2 → S4O62- + 2 I-

El ion tetrationato (S4O62-) que se produce dispone de un enlace disulfuro (S-S) entre los dos iones, lo que produce una oxidación suave con un sólo electrón cambiado por ion.

Se trata de una reacción rápida que sirve como reacción base en el análisis volumétrico.

Reacciones con Cl2[editar]

El dicloro Cl2 es más oxidante que el diyodo I2 lo que produce una reacción diferente. Se forma azufre en un estado de oxidación VI en forma de iones HSO4-

S2O32- + Cl2 + 5 H2O → 2 HSO4- + 8 Cl- + 8 H+

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

Reacciones con Br2[editar]

La reacción con el dibromo o molécula de bromo, produce a la vez el ion S4O62- y el HSO4- Esto coincide con el valor intermedio del potencial redox de este halógeno.

Reacciones de dismutación[editar]

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 H2Sn
ácido sulfúrico H2SO4

Por tanto, la reacción es más complicada que la que se suele emplear

H2S2O3 → S + SO2 + H2O

Propiedades de ácido-base[editar]

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:

H2S2O3 → SO3 + H2S

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

H2SO4 → SO3 + H2O

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

Propiedades de ligando[editar]

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

Ag+ + 2 S2O32- → Ag(S2O3)23-

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[editar]

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

Na2SO3(aq) + S(s) --> Na2S2O3(aq)
Evaporación [cristalizacion]
Na2S2O3(aq) + 5H2O --> Na2S2O3·5H2O

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[editar]

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 (rhodanase).

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 la 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.

Se usa además en la medición del volumen de fluido corporal extracelular y el índice de filtrado glomerular del riñón.[8]

Riesgos y peligros[editar]

A 45ºC 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[editar]

  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)
  4. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5 (en inglés)
  5. «Toxicity, Cyanide: Overview - eMedicine». Consultado el 1 de enero de 2009. 
  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)