Тиосульфаты
Химические свойства сульфитов
Гидролиз сульфитов
Сульфиты и гидросульфиты
2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты и кислые – гидросульфиты.
Сульфиты щелочных Ме и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных металлов нерастворимы в воде (или не существуют).
Гидросульфиты Ме хорошо растворимы в воде, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO3)2.
Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий):
SO32-+H2O⇆HSO3-+OH-
Na2SO3+H2O⇆NaHSO3+NaOH
1. Не окислительно-восстановительные реакции.
а) Взаимодействие с сильными кислотами:
Na2SO3+2HCl=2NaCl+SO2↑+H2O
NaHSO3+HCl=NaCl+SO2↑+H2O
Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO2 и H2O.
б) Термическое разложение сульфитов:
CaSO3=CaO+SO2↑
в) Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO2, превращаются в гидросульфиты:
CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2
Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются растворимые гидросульфиты.
г) Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:
Na2SO3+ZnCl2=ZnSO3↑+2NaCl
2. Окислительно-восстановительные реакции:
Сульфиты, подобно SO2 , могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO32- находятся в промежуточной степени окисления +4.
а) Сульфиты как восстановители:
В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:
Na2SO3+Br2+H2O=Na2SO4+2HBr
5K2SO3+2KMnO4+3H2SO4=6K2SO4+2MnSO4+3H2O
Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:
2Na2SO3+O2=2Na2SO4
б) Сульфиты как окислители:
Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как C, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:
Na2SO3+3C=Na2S+3CO↑
в) Диспропорционирование сухих сульфитов:
При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:
4K2SO3=3K2SO4+K2S
Na2SO3 + S = Na2S2O3 натриевая соль тиосерной кислоты (тиосульфат натрия).
Тиосерная кислота (H2S2O3) – неустойчива, при комнатной температуре распадается. Соли более устойчивы, из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na2S2O3•5H2O. При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, появляется запах SO2, затем раствор мутнеет от выделившейся серы (на этом основано лечение чесотки).
Na2S2O3 + 2 HCl = H2S2O3 + 2 NaCl
H2S2O3 = H2O + SO2↑ + S↓
степень окисления серы +4 и -2. Поэтому сера может быть восстановителем.
Na2S2O3 + 4 Cl2 + 4 H2O = H2SO4 + 2 NaCl + 6 HCl ; S+4 -2ẽ = S+6
2 Na2S2O3 + I2 = 2 NaI + Na2S4O6 соль тетратионовой кислоты.
I2 - менее сильный окислитель.
Эта реакция служит основой одного из методов количественного химического анализа (иодометрии). Тиосульфаты образуют с солями серебра комплексные соединения содержащие ионы: [Ag(S2O3)2 ]3-, [Ag(S2O3)]- . Эти комплексы хорошо растворимы в воде.
Тиосульфат натрия Na2S2O3, прибавленный к соли меди, обесцвечивает раствор, образуется комплексная соль. При нагревании полученного раствора образуется темно-бурый осадок Cu2S.
2 CuSO4 + 2 Na2S2O3(ИЗБ) = Na2SO4 + Na2S4O6 + Cu2SO4
Cu2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + Cu2S2O3
Cu2S2O3 + Na2S2O3 = Na2[Cu2(S2O3)2]
Na2[Cu2(S2O3)2] + H2SO4 = Na2SO4 + H2[Cu2(S2O3)2]
H2[Cu2(S2O3)2] + H2O 
H2SO4 + SO2↑ + S + Cu2S↓