Sulfid fosforečný

Sulfid fosforečný (P2S5) je anorganická sloučenina. Je sirným analogem oxidu fosforečného.
Stejně jako P2O5 vytváří dimerní molekuly (P4S10). Jedná se o žlutou pevnou látku, často ovšem bývá znečištěn různými příměsemi, které jej zbarvují do nazelenavě žluté barvy.

Sulfid fosforečný

Strukturní vzorec

Model molekuly

Obecné
Systematický název sulfid fosforečný
Anglický název Phosphorus pentasulfide
Německý název Phosphor(V)-sulfid
Sumární vzorec P2S5 (monomer)
P4S10 (dimer)
Vzhled šedožlutá pevná látka
Identifikace
Registrační číslo CAS 1314-80-3
PubChem 14817
Číslo RTECS TH4375000
Vlastnosti
Molární hmotnost 444,555 g/mol (dimer)
Teplota tání 275 ± 1 °C
Teplota varu 513 °C
Hustota 2,09 g/cm3 (17 °C)
Rozpustnost ve vodě hydrolyzuje
Rozpustnost v nepolárních
rozpouštědlech		 0,22 g/100 g (sirouhlík)
benzen (ne)
xylen (ne)
anizol (ne)
Struktura
Krystalová struktura trojklonná
Hrana krystalové mřížky a= 907 pm
b= 907 pm
c= 916 pm
α= 100°
β= 93°48´
γ= 108°30´
Bezpečnost

GHS02

GHS07

GHS09
[1]
Nebezpečí[1]
R-věty R11, R20/22, R29, R50
S-věty (S2), S61
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Struktura a příprava

Struktura

Tato sloučenina má tetraedrickou strukturu podobnou adamantanu, která je téměř totožná se strukturou oxidu fosforečného.[2]

Příprava

Sulfid fosforečný je připravován reakcí kapalného bílého fosforu se sírou při teplotách nad 300 °C:

P4 + 10 S → P4S10.

Poprvé jej takto připravil Berzelius v roce 1843.[3]

Alternativně může být připraven reakcí elementární síry nebo pyritu (FeS2) s fosfidem železa (Fe2P):

4 Fe2P + 18 S → P4S10 + 8 FeS

4 Fe2P + 18 FeS2 + teplo → P4S10 + 26 FeS.

Použití

Ročně je vyrobeno přibližně 150 000 tun sulfidu fosforečného.
Ten se nejčastěji převádí na ostatní deriváty, například dithiofosforečnany zinku, které se používají jako mazací aditiva.
Rovněž se používá na výrobu pesticidů, jako jsou například parathion a malathion.[4] Je také složkou některých amorfních pevných elektrolytů pro některé typy lithiové články.

Také může být použit pro výrobu VX.

Reaktivita

Z důvodu hydrolýzy vzdušnou vlhkostí sulfid fosforečný vyvíjí H2S, kromě toho také vzniká kyselina fosforečná:

P4S10 + 16 H2O → 4 H3PO4 + 10 H2S.

V organické chemii se používá jako thionační činidlo.

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Phosphorus pentasulfide na anglické Wikipedii.

  1. Phosphorus pentasulfide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
  2. D. E. C. Corbridge. Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology, 5th Edition. Amsterdam: Elsevier, 1995. ISBN 0-444-89307-5. (anglicky)
  3. DEMSELBEN. Ueber die Verbindungen des Phosphors mit Schwefel. Annalen der Chemie und Pharmacie. 1843, s. 251. DOI 10.1002/jlac.18430460303. (anglicky)
  4. Gerhard Bettermann, Werner Krause, Gerhard Riess, Thomas Hofmann “Phosphorus Compounds, Inorganic” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH, Weinheim. DOI: 10.1002/14356007.a19_527

Literatura
  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.:

Externí odkazy
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.