Vätesulfit, äldre benämning bisulfit, betecknar salter som innehåller vätesulfitjonen HSO3-, exempelvis natriumvätesulfit, NaHSO3.

En kulmodell av vätesulfitjonen. Gult = svavel, rött = syre, vitt = väte.
Kulmodell av de två tautomera strukturer som vätesulfitjonen tros växla mellan.[1]

EgenskaperRedigera

Svavelsyrlighet (H2SO3) bildas vid lösning av svaveldioxid i vatten,[2]

SO2(g) + H2O ⇌ H2SO3 (aq),

och genom protolys fås sedan vätesulfitjoner

H2SO3 + H2O ⇌ HSO3- + H3O+.[3]

Vätesulfitjonen står i sin tur i jämvikt med sulfitjonen:

HSO3- + H2O ⇌ SO32- + H3O+.

I dessa lösningar finns även sulfitjonens dimer, disulfitjonen S2O52-

2 HSO3- ⇌ S2O52- + H2O.[3][4]

Vätesulfitjonen är en svag syra, pKa för HSO3- + H2O ⇌ SO32- + H3O+ är 6,97. pKa för svavelsyrlighet H2SO3 + H2O ⇌ HSO3- + H3O+ är 1,81.

Vätesulfiter är, liksom svaveldioxid och sulfiter, reduktionsmedel (svavel med oxidationstalet +IV oxideras lätt till +VI).

FramställningRedigera

Vätesulfiter framställs vanligen genom en reaktion mellan svaveldioxid och alkaliska vattenlösningar (av hydroxider eller karbonater), eftersom jämvikten SO2(g) + 2 H2O ⇌ HSO3- + H3O+ är starkt förskjuten åt vänster. Sålunda OH- + SO2 ⇌ HSO3-, exempelvis "NaOH + SO2 → NaHSO3".[3]

AnvändningRedigera

Genom att värma upp trä i en lösning av vätesulfit (även sulfit eller disulfit) löses ligninet upp och cellulosan kvarstår. Detta användes vid den så kallade sulfitprocessen för pappersframställning.

Eftersom vätesulfiter är reduktionsmedel används de också som tillsats till adrenalin (epinephrin) och noradrenalin (norepinephrin) för att förhindra oxidation.[5]

ReferenserRedigera

  1. ^ David A. Horner, Robert E. Connick, 1986, Equilibrium quotient for the isomerization of bisulfite ion from HSO3- to SO3H-, Inorg. Chem., 1986, 25 (14), sid. 2414–2417, DOI: 10.1021/ic00234a026.
  2. ^ Huruvida svavelsyrlighet alls existerar i vattenlösning är omstritt; molekylen har dock påvisats i gasform. Se exempelvis Sulphurous acidAtomistry.com.
  3. ^ [a b c] Gunnar Hägg, 1973, Allmän och oorganisk kemi, 2 uppl, sid. 505. ISBN 91-20-03706-6.
  4. ^ David W.A. Bourne, T. Higuchi & Ian H. Pitman, 1974, Chemical Equilibria in Solutions of Bisulphite Salts. Journal of Pharmaceutical Scienes, 1974:6, sid. 865-867.
  5. ^ Jim E. Riviere, Mark G. Papich, 2013, Veterinary Pharmacology and Therapeutics, sid. 135. ISBN 9781118685907.