▷ Obtención de Tiosulfato de Sodio Pentahidratado

Objetivo de la práctica

Se trata de obtener Na₂S₂O₃^.5H₂O mediante una reacción de comproporción entre dos compuestos de azufre (el azufre elemental, S₈, y el sulfito de sodio, Na₂SO₃) y el uso de 2 técnicas físicas, la medida de los puntos de fusión y la espectroscopía infrarroja como métodos de evaluación de la identidad y pureza de un compuesto químico tras su síntesis.

Material empleado

Tubos de ensayo
Matraz esmerilado
Refrigerante de reflujo

Embudo de vidrio
Recipiente para baños
Vaso de precipitados

Embudo Büchner
Matraz Kitasato
Placa calefactora

Agitador magnético
Espátulas

Reactivos

5 g de sulfito de sodio Na₂SO₃
2 g de S₈ (azufre elemental)
KI (yoduro de potásio)

I₂ (Yodo elemental)
H₂SO₄ (ácido sulfúrico)

Procedimiento experimental

Primeramente, se debe formar una suspensión con los 5 g de sulfito de sodio y los 2 g de azufre elemental en 20 mL de agua destilada y se mantiene a reflujo durante 2 horas y media. Una vez que haya pasado este tiempo, se retira el exceso de azufre por filtración en embudo cónico y se lava con agua.

El filtrado incoloro se calienta para evaporar así el disolvente, es importante que siempre haya algo de agua, ya que se quiere obtener el compuesto hidratado.

Una vez enfriado el vaso, se pone la disolución en baño de hielo. El Na₂SO₃^.5H₂O cristaliza muy rápidamente a partir de que se forma el primer núcleo cristalino, aunque si es verdad, que ese primer núcleo tarda bastante en aparecer. Para ayudar a la formación de éste se añade un cristal y se rasca con una espátula el fondo del vaso.

Se repite la cristalización una vez más con las aguas madres resultantes de la primera cristalización.

Se ha de tener cuidado e ir añadiendo agua poco a poco puesto que el Na₂SO₃ seco es muy difícil de despegar del vaso. Se irá añadiendo 2 mL de agua a 0º C para lavar el vaso.

IMPORTANTE: Hay que tener especial cuidado con la cantidad de agua utilizada para lavar, ya que si se utiliza más de la debida y la sal a obtener es muy soluble en agua, se perderá parte del compuesto en las aguas madres y el rendimiento por tanto descenderá considerablemente, a menos que se realice una cristalización adicional.

La solubilidad del sulfito de sodio a 0ºC es de 50,2 g en 100 g de disolución.

La reacción que se realiza es la siguiente:

OXIDACIÓN: ²⁄₈ S₈ + 3H₂O + 6 OH^– → S₂O₃^2- + 4e^–+ 6H⁺ + 6OH^–

REDUCCIÓN: 6H⁺ + 6OH^–+ 2 SO₃^2- + 4e^– → S₂O₃^2- + 3H₂O + 6OH^–

REACCIÓN GLOBAL IÓNICA: ²⁄₈ S₈+ 2 SO₃^2- →2 S₂O₃^2-

REACCIÓN GLOBAL: ²⁄₈ S₈+ 2Na₂SO₃ → 2 Na₂S₂O₃

Los potenciales de reducción son:

E^o(SO₃^2-/ S₂O₃^2-) = -0,58 v

E^o (S₂O₃^2-/ S₈) = -0,74 v

Con lo cual el potencial total de reducción en la celda es:

E_total= E_red– E_ox= -0,58 v – (-0,74 v) = 0,16 > 0 ⇒ ΔGº < 0

(Reacción espontánea desde el punto de vista termodinámico)

A continuación, se realiza un espectro infrarrojo del Na₂S₂O₃ formando una pastilla del compuesto (prensando durante 1 minuto a una presión de 10 toneladas) y teniendo en cuenta los siguientes datos; Las frecuencias expresadas en cm^-1 de los espectros infrarrojos en KBr son:

SO₃^2-: 970, 631 y 495

S₂O₃^2-: 1165, 1118, 1003, 670 y 542

Para hacer las pastillas se mezcla una parte de Na₂SO₃ con tres partes de KBr, para que el espectro se vea de forma correcta es necesario que la pastilla no esté muy saturada en el compuesto a visualizar. El KBr se añade porque es un compuesto que no absorbe en la región infrarroja y por tanto, su señal no interfiere.

Seguidamente, se compara el espectro obtenido con el del sulfito de partida (Na₂SO₃).

Tambien se mide el punto de fusión, con lo que se obtiene un valor de 51,5ºC, comparando con el del handbook que es de 44ºC, arroja una información de que el compuesto no es todo lo puro que gustaría. Lo más lógico es pensar que el producto tiene restos del reactivo de partida.

Para ello se introduce en un capilar (tubo de vidrio muy fino) hasta que el compuesto cubra 1 cm del tubo.

La cantidad de Na₂S₂O₃^.5H₂O obtenida fue de 2,80 g

P_M(Na₂S₂O₃^.5H₂O )= (2×23 + 2×32 + 3×16 + 5×18) = 248 g/mol

P_M(Na₂SO₃) = (2×23 + 32 + 3×16) = 126 g /mol

(Suponiendo un rendimiento del 100%) Se procede ahora a calcular el rendimiento de la síntesis de la siguiente manera:

Se comprueba químicamente la existencia de tiosulfato, para ello se añade ácido sulfúrico concentrado a una disolución acuosa de S₂O₃^2- y se confirmará la aparición de un precipitado amarillo de azufre elemental.

La reacción de desproporción que tiene lugar es la siguiente:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₃ + Na₂SO₄ (Ácido/Base)

Desproporción: H₂S₂O₃→ ⅟₈ S₈↓+ H₂SO₃

H₂SO₃⇔SO₂ + H₂O (Este equilibrio está ligeramente desplazado para compensar la pérdida de SO₂, a no ser que se haga en una atmósfera cerrada).

Si se añadiera un exceso de ácido sulfúrico se formaría S₆, H₂S … Se repite el experimento con ácido nítrico y se observa una disolución amarilla. La reacción que tiene lugar es la que sigue:

Na₂S₂O₃ + 2HNO₃⇔H₂S₂O₃ + 2 NaNO₃

H₂S₂O₃⇔S₈ + H₂SO₃

H₂SO₃ ⇔SO₂ + H₂O

Sobre una disolución acuosa de Na₂S₂O₃ en un tubo de ensayo se añade una disolución de KI₃ (preparada añadiendo 3 mL de disolución 0,1 M de KI sobre 1 o 2 bolas de I₂, agitando y desechando el I₂ que quede sin disolver).

OXIDACIÓN: 2 S₂O₃^2- →S₄O₆^2- + 2 e^–

REDUCCIÓN: I₃^– + 2 e^– → 3 I^–

REACCIÓN GLOBAL IÓNICA: 2 S₂O₃^2- + I₃^– → 3I^–+ S₄O₆^2-

REACCIÓN GLOBAL: 2Na₂S₂O₃ + KI₃ → 2NaI + KI + Na₂S₄O₆

E^o(S₄O₆^2-/S₂O₃^2-) = 0.08 v

E^o(I₃^–/ I^– ) = 0.536 v

E_celda= 0.456 v

CUESTIONES

¿Cuál es la estequiometría de la reacción? ¿Qué reactivo se utiliza en exceso?

La reacción está ajustada por defecto. El reactivo en exceso es el S₈ ya que queda mucha cantidad sin reaccionar a la vista.

2. ¿Cuál es la estructura del ión tiosulfato? ¿Son equivalentes los dos átomos de azufre? ¿Cuáles son los estados de oxidación?

El oxígeno, al ser más electronegativo, atrae los 4 electrones hacia sí mismo con más fuerza. El azufre central, al alejarse de él 4 electrones queda con un estado de oxidación de +4. En el enlace azufre azufre tienen la misma electronegatividad por lo tanto, como ni pierde ni gana, se queda con un estado de oxidación de 0. El número de oxidación global será la media de ambos estados, es decir 2, ya que los átomos de azufre no son equivalentes, dado que no tienen el mismo entorno.

3. ¿Qué tipo de reacción tiene lugar entre S₂O₃^2- y H₂SO₄? ¿Y con HNO₃?

Primero tiene lugar una reacción ácido base y después una desproporción (redox).

4. Comentar la reacción que tiene lugar entre S₂O₃^2- y I₂. ¿Se formaría lo mismo si se utiliza Cl₂?

Se trata de una reacción redox en la que el I₃^– se reduce a I^–, oxidando al S₂O₃^2-a S₄O₆^2-. El cloro, al ser mucho más oxidante, E^o(Cl₂/Cl^–)=1,3583 v por lo que consigue oxidar al S₂O₃^2- al máximo, es decir, hasta SO₄^2-.