Sulfid fosforečný

Sulfid fosforečný
Strukturní vzorec

Strukturní vzorec

Model molekuly

Model molekuly

Obecné
Systematický názevsulfid fosforečný
Anglický názevPhosphorus pentasulfide
Německý názevPhosphor(V)-sulfid
Sumární vzorecP2S5 (monomer)
P4S10 (dimer)
Vzhledšedožlutá pevná látka
Identifikace
Registrační číslo CAS1314-80-3
PubChem14817
Číslo RTECSTH4375000
Vlastnosti
Molární hmotnost444,555 g/mol (dimer)
Teplota tání275 ± 1 °C
Teplota varu513 °C
Hustota2,09 g/cm3 (17 °C)
Rozpustnost ve voděhydrolyzuje
Rozpustnost v nepolárních
rozpouštědlech		0,22 g/100 g (sirouhlík)
benzen (ne)
xylen (ne)
anizol (ne)
Struktura
Krystalová strukturatrojklonná
Hrana krystalové mřížkya= 907 pm
b= 907 pm
c= 916 pm
α= 100°
β= 93°48´
γ= 108°30´
Bezpečnost
GHS02 – hořlavé látky
GHS02
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09
[1]
Nebezpečí[1]
R-větyR11, 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.

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.

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. ↑ a b 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

Média použitá na této stránce