Неорганические сульфиды — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

У этого термина существуют и другие значения, см. Сульфиды.

Неорганические сульфиды (от лат. sulphur — сера) — класс химических соединений, представляющих собой соединения металлов (а также ряда неметаллов В, Si, Р, As) с серой (S), где она имеет степень окисления −2. Могут рассматриваться как соли сероводородной кислоты H₂S. Свойства сульфидов сильно зависят от металлов, входящих в их состав.

По физическим свойствам неорганические сульфиды разделяются на несколько групп:

1. Диэлектрики (сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, MgS, Al₂S₃, BeS)
2. Полупроводники (сульфиды p-элементов, высшие сульфиды d- и f-элементов, а также Cu₂S, Ag₂S, ZnS, CdS, HgS)
3. Проводники (низшие сульфиды d- и f-элементов MS)
4. Сверхпроводники (например, La₃S₄)

В зависимости от типа химической связи неорганические сульфиды делятся на 3 группы:

1. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов с ионно-ковалентной связью с большой долей ионной составляющей
2. Сульфиды d- и f-металлов с металлической и ионно-ковалентной связью
3. Сульфиды p-элементов (а также ZnS, CdS, HgS, Cu₂S, Ag₂S) с ковалентно-ионной связью с большой долей ковалентной составляющей.

Сульфиды первой группы имеют состав M₂S, MS с высокой энтальпией образования, высокими температурами плавления. Они являются солеподобными веществами, растворяются в воде (в том числе с разложением), способны окисляться до сульфатов и разлагаются кислотами. Могут образовывать полисульфиды.

Сульфиды второй группы имеют сложный состав, например, MS, M₅S₇, M₃S₄, MS₂, MS₃ и др. Обладают высокой термической устойчивостью, снижающейся при увеличении в молекулах числа атомов серы. Нерастворимы в воде, способны разрушаться при действии горячих концентрированных растворов серной и соляной кислот, окисляются при действии сильных окислителей. При нагревании на воздухе окисляются до оксидов и сульфатов.

Сульфиды третьей группы легко окисляются, разлагаются водой, растворяются в кислотах.

Сульфиды получают различными методами:

Fe+S→FeS{\displaystyle {\mathsf {Fe+S\rightarrow FeS}}}

2CdO+3S→2CdS+SO2{\displaystyle {\mathsf {2CdO+3S\rightarrow 2CdS+SO_{2}}}}

TiO2+CS2→TiS2+CO2{\displaystyle {\mathsf {TiO_{2}+CS_{2}\rightarrow TiS_{2}+CO_{2}}}}

Na2SO4+4C→Na2S+4CO{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+4C\rightarrow Na_{2}S+4CO}}}

2Ga+3h3S→Ga2S3+3h3{\displaystyle {\mathsf {2Ga+3H_{2}S\rightarrow Ga_{2}S_{3}+3H_{2}}}}

ZnCl2+Na2S→ZnS+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {ZnCl_{2}+Na_{2}S\rightarrow ZnS+2NaCl}}}

В природных условиях сера встречается в трёх валентных состояниях: аниона S^2-, образующего сульфиды (сфалерит ZnS, молибденит MoS₂), аниона S₂^2-, образующего дисульфиды (пирит FeS₂), и катиона S⁶⁺ в составе сульфат-иона (гипс CaSO₄, барит BaSO₄). Вследствие этого миграция серы в земной коре определяется степенью её окисленности: восстановительная среда способствует образованию сульфидных минералов, окислительные условия — возникновению сульфатных минералов. Нейтральные атомы самородной серы представляют переходное звено между двумя типами соединений, зависящими от степени окисления или восстановления.

Природные сульфиды служат сырьем для получения соответствующих металлов, а также серной кислоты. Сульфиды находят применение как полупроводниковые материалы (CuS, CdS, PbS, Ga₂S₃, In₂S₃, GeS₂ и др.), в органической химии, в медицине, для производства красок (литопон), в сельском хозяйстве и др. Сульфиды щелочноземельных металлов, цинка и кадмия (ZnS, CaS, SrS, CdS) служат основой люминофоров (ЭЛТ телевизоров и компьютерных мониторов, катодные осциллографы): синий — ZnS•Ag, зелёный — ZnSe•Ag, красный — Zn

3(PO₄)₂, все — практически на основе сульфида цинка.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов находят применение в химической и в лёгкой промышленности; так Na₂S, CaS и BaS применяются в кожевенном производстве для удаления волосяного покрова с кож.

Большинство сульфидов являются токсичными.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4 (Пол-Три). — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.

Сероводород, свойства, получение и применение

Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H₂S.

Сероводород, формула, молекула, строение, состав, вещество:

Сероводород (сернистый водород, сульфид водорода, дигидросульфид) – бесцветный газ со сладковатым вкусом с характерным неприятным тяжёлым запахом тухлых яиц (тухлого мяса).

Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H₂S.

Химическая формула сероводорода H₂S.

Строение молекулы сероводорода, структурная формула сероводорода:

Сероводород – наиболее активное из серосодержащих соединений.

Сероводород тяжелее воздуха. Его плотность составляет 1,539 кг/м³, по отношении к воздуху – 1,19. Поэтому скапливается в низких непроветриваемых местах.

Сероводород плохо растворяется в воде. Раствор сероводорода в воде – очень слабая сероводородная кислота. Хорошо растворим в бензоле и этаноле.

Термически устойчив при температурах менее 400 °C. При температурах более 400 °C разлагается на составляющие – простые вещества: водород и серу.

В отличие от воды, в сероводороде не образуются водородные связи, поэтому сероводород в обычных условиях не сжижается.

Сероводород является сверхпроводником при температуре 203 К (-70 °C) и давлении 150 ГПа.

Сероводород коррозионно активен, поэтому предъявляются дополнительные требования при разработке нефтяных, газовых и газоконденсатных месторождений, содержащий сероводород.

Чрезвычайно огнеопасен. Смеси сероводорода и воздуха взрывоопасны. Возможно возгорание на расстоянии. Горит синим пламенем.

Соли сероводородной кислоты (раствор сероводорода в воде) называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок в ходе химических реакций. Многие сульфиды ярко окрашены. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

Сероводород в природе встречается редко, в незначительных количествах в составе природного газа, попутного нефтяного газа, сланцевого газа, а также в вулканических газах, в растворённом виде – в нефти, сланцевой нефти и в природных водах. Например, в Чёрном море слои воды, расположенные глубже 150-200 м, содержат растворённый сероводород (концентрация 14 мл/л).

Образуется при гниении белков, которые содержат в составе серосодержащие аминокислоты метионин и (или) цистеин. Небольшое количество сероводорода содержится в кишечных газах человека и животных.

Сероводород высокотоксичен и ядовит. Предельно допустимая концентрация (ПДК) сероводорода в воздухе населенных пунктов в России – 0,008 мг/м³, в России – 0,007 мг/м³.

Порог ощутимости запаха составляет 0,012-0,03 мг/м³. При вдыхании воздуха с небольшими концентрациями у человека довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц» и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус. При вдыхании воздуха с большой концентрацией из-за паралича обонятельного нерва запах сероводорода почти сразу перестаёт ощущаться.

При острых отравлениях возникает жжение и боль в горле при глотании, конъюнктивит, одышка, головная боль, головокружение, слабость, рвота, тахикардия, возможны судороги. Смертельная концентрация составляет 830 мг/м³ в течение 30 минут или 1100 мг/м³ в течение 5 минут.

При высокой концентрации сероводорода однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть.

Физические свойства сероводорода:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	H2S
Синонимы и названия иностранном языке	hydrogen sulfide (англ.) водород сернистый (рус.) водорода сульфид (рус.) сероводородная кислота (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	бесцветный газ
Цвет	бесцветный
Вкус	сладковатый
Запах	неприятный тяжёлый запах тухлых яиц (тухлого мяса)
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	газ
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при -86 °C), кг/м3	1120
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при -86 °C), г/см3	1,12
Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), кг/м3	938
Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), г/см3	0,938
Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), кг/м3	1,539
Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), г/см3	0,001539
Температура кипения, °C	-60,28
Температура плавления, °C	-85,6
Температура самовоспламенения, °C	260
Критическая температура*, °C	100,4
Критическое давление, МПа	9,01
Критический удельный объём,  м3/кг	349
Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных	4,3 – 46
Молярная масса, г/моль	34,082
Растворимость в воде (20 oС), г/100 г	0,379
Сверхпроводимость	-70 °C, давление 150 ГПа

* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

Получение сероводорода:

Сероводород в лаборатории получают в результате следующих химических реакций:

1. 1. взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами, например, с сульфидом железа.

1. 2. взаимодействия сульфида алюминия и воды:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S.

Данная реакция отличается чистотой полученного сероводорода

Химические свойства сероводорода. Химические реакции (уравнения) сероводорода:

Основные химические реакции сероводорода следующие:

1. реакция взаимодействия сероводорода и брома:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S.

В результате реакции образуются бромоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

2. реакция взаимодействия сероводорода и йода:

H₂S + I₂ → 2HI + S.

В результате реакции образуются йодоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

3. реакция взаимодействия сероводорода и кислорода:

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O.

В результате реакции образуются сера и вода. Реакция протекает медленно на свету, в растворе или в газовой фазе. Сероводород в ходе реакции используется в виде насыщенного раствора.  На данной реакции основан промышленный способ получения серы.

4. реакция горения сероводорода:

2H₂S + 3O₂  2SO₂ + 2H₂O (t = 250-300 °C).

В результате реакции образуются оксид серы и вода. Реакция горения сероводорода на воздухе.

5. реакция взаимодействия сероводорода и озона:

H₂S + O₃ → SO₂ + H₂O.

В результате реакции образуются оксид серы и вода. Сероводород в ходе реакции используется в виде газа.

6. реакция взаимодействия сероводорода и кремния:

Si + 2H₂S  SiS₂ + 2H₂ (t = 1200-1300 °C).

В результате реакции образуются сульфид кремния и водород.

7. реакция взаимодействия сероводорода и цинка:

H₂S + Zn  ZnS + H₂ (t = 400-800 °C).

В результате реакции образуются сульфид цинка и водород.

8. реакция взаимодействия сероводорода и алюминия:

2Al + 3H₂S  Al₂S₃ + 3H₂ (t = 600-1000 °C).

В результате реакции образуются сульфид алюминия и водород.

9. реакция взаимодействия сероводорода и галлия:

2Ga + H₂S → Ga₂S + H₂.

В результате реакции образуются сульфид галлия и водород.

10. реакция взаимодействия сероводорода и молибдена:

Mo + 2H₂S  MoS₂ + 2H₂ (t > 800 °C).

В результате реакции образуются сульфид молибдена и водород.

11. реакция взаимодействия сероводорода и бария:

Ba + H₂S  BaS + H₂ (t > 350 °C).

В результате реакции образуются сульфид бария и водород.

12. реакция взаимодействия сероводорода и магния:

Mg + H₂S  MgS + H₂ (t = 500 °C).

В результате реакции образуются сульфид магния и водород.

13. реакция взаимодействия сероводорода и германия:

Ge + H₂S  GeS + H₂ (t = 600-800 °C).

В результате реакции образуются сульфид германия и водород.

14. реакция взаимодействия сероводорода и кобальта:

Co + H₂S  CoS + H₂ (t = 700 °C).

В результате реакции образуются сульфид кобальта и водород.

15. реакция взаимодействия сероводорода и серебра:

2Ag + H₂S → Ag₂S + H₂.

В результате реакции образуются сульфид серебра и водород.

16. реакция взаимодействия сероводорода и оксида лития:

Li₂O + H₂S  Li₂S + H₂O (t = 900-1000 °C).

В результате реакции образуются сульфид лития и вода.

17. реакция взаимодействия сероводорода и оксида цинка:

ZnO + H₂S  ZnS + H₂O (t = 450-550 °C).

В результате реакции образуются сульфид цинка и вода.

18. реакция взаимодействия сероводорода и оксида железа:

FeO + H₂S  FeS + H₂O (t = 500 °C).

В результате реакции образуются сульфид железа и вода.

19. реакция взаимодействия сероводорода и оксида молибдена:

MoO₂ + 2H₂S  MoS₂ + 2H₂O (t = 400 °C).

В результате реакции образуются сульфид молибдена и вода.

20. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид натрия и вода. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида натрия.

21. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида бария:

Ba(OH)₂ + H₂S → BaS + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид бария и вода. В ходе реакции используется разбавленный раствор сероводорода.

22. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида меди:

Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид меди и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и гидроксид меди в виде суспензии.

23. реакция взаимодействия сероводорода и азотной кислоты:

H₂S + 2HNO₃ → S + 2NO₂ + 2H₂O.

В результате реакции образуются сера, оксид азота и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и концентрированный холодный раствор азотной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.  

24. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната кальция:

CaCO₃ + H₂S  CaS + H₂O + CO₂ (t = 900 °C).

В результате реакции образуются сульфид кальция, оксид углерода и вода.

25. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната бария:

BaCO₃ + H₂S  BaS + CO₂ + H₂O (t = 1000 °C, kat = H₂).

В результате реакции образуются сульфид бария, оксид углерода и вода.

26. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната натрия:

H₂S + Na₂CO₃ → NaHS + NaHCO₃ (t = 1000 °C, kat = H₂).

В результате реакции образуются гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

27. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата серебра:

2AgNO₃ + H₂S → Ag₂S + 2HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид серебра и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

28. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата висмута:

2Bi(NO₃)₃ + 3H₂S → Bi₂S₃ + 6HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид висмута и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

29. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата свинца:

Pb(NO₃)₂ + H₂S → PbS + HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид свинца и азотная кислота. Данная реакция является качественной реакцией на сероводород. В результате реакции образуются соль свинца – сульфид свинца черного цвета, который выпадает в осадок.

30. реакция термического разложения сероводорода:

H₂S  H₂ + S (t = 400-1700 °C).

В результате реакции образуются водород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

Применение сероводорода:

Из-за своей токсичности сероводород находит ограниченное применение:

• в аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы;
• в медицине в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод;
• в химической промышленности для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов;
• в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.

В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.

Ссылка на источник

Сульфид кальция — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

У этого термина существуют и другие значения, см. CAS.

Сульфид кальция

 — неорганическое бинарное химическое соединение с формулой CaS.

Известен минерал ольдгамит (англ. Oldhamite) состоящий из сульфида кальция с примесями магния, натрия, железа, меди. Кристаллы бледно-коричневого цвета, переходящего в тёмно-коричневый.

Прямой синтез из элементов:

Ca+S →150 ∘C CaS{\displaystyle {\mathsf {Ca+S~{\xrightarrow {150~^{\circ }C}}\ CaS}}}

Реакцией гидрида кальция в сероводороде:

Cah3+h3S →500−600 ∘C CaS+2h3{\displaystyle {\mathsf {CaH_{2}+H_{2}S~{\xrightarrow {500{-}600~^{\circ }C}}\ CaS+2H_{2}}}}

Из карбоната кальция:

CaCO3+h3S →900 ∘C CaS+h3O+CO2{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+H_{2}S~{\xrightarrow {900~^{\circ }C}}\ CaS+H_{2}O+CO_{2}}}}

Восстановлением сульфата кальция:

CaSO4+3C →900 ∘C CaS+2CO+CO2{\displaystyle {\mathsf {CaSO_{4}+3C~{\xrightarrow {900~^{\circ }C}}\ CaS+2CO+CO_{2}}}}

CaSO4+4CO →600−800 ∘C CaS+4CO2{\displaystyle {\mathsf {CaSO_{4}+4CO~{\xrightarrow {600{-}800~^{\circ }C}}\ CaS+4CO_{2}}}}

Белые кристаллы, кубическая гранецентрированная решётка типа NaCl (a=0.6008 нм). При плавлении разлагается. В кристалле каждый ион S²⁻ ион окружён октаэдром, состоящим из шести ионов Са²⁺, в то время как каждый ион Са²⁺ окружён шестью S²⁻ ионами.

Малорастворим в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Как и многие другие сульфиды, сульфид кальция в присутствии воды подвергается гидролизу и имеет запах сероводорода.

При нагревании разлагается на компоненты:

CaS →>2450oC Ca+S{\displaystyle {\mathsf {CaS\ {\xrightarrow {>2450^{o}C}}\ Ca+S}}}

В кипящей воде полностью гидролизуется:

CaS+2h3O →100oC Ca(OH)2+h3S{\displaystyle {\mathsf {CaS+2H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ Ca(OH)_{2}+H_{2}S}}}

Разбавленные кислоты вытесняют сероводород из соли:

CaS+2HCl → CaCl2+h3S{\displaystyle {\mathsf {CaS+2HCl\ \rightarrow \ CaCl_{2}+H_{2}S}}}

Концентрированные кислоты-окислители окисляют сероводород:

CaS+4HNO3 → Ca(NO3)2+S+2NO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {CaS+4HNO_{3}\ \rightarrow \ Ca(NO_{3})_{2}+S+2NO_{2}+2H_{2}O}}}

Сероводород — слабая кислота и может вытесняться из солей даже углекислым газом:

CaS+CO2+h3O → CaCO3+h3S{\displaystyle {\mathsf {CaS+CO_{2}+H_{2}O\ \rightarrow \ CaCO_{3}+H_{2}S}}}

При избытке сероводорода образуются гидросульфиды:

CaS+h3S → Ca(HS)2{\displaystyle {\mathsf {CaS+H_{2}S\ \rightarrow \ Ca(HS)_{2}}}}

Как и все сульфиды, сульфид кальция окисляется кислородом:

CaS+2O2 →700−800oC CaSO4{\displaystyle {\mathsf {CaS+2O_{2}\ {\xrightarrow {700-800^{o}C}}\ CaSO_{4}}}}

Применяют для приготовления люминофоров, а также в кожевенной промышленности для удаления волос со шкур, также применяется в медицинской промышленности в качестве гомеопатического средства.

Сульфид натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 августа 2018; проверки требуют 5 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 августа 2018; проверки требуют 5 правок.

Сульфид натрия, устар. сернистый натрий, — сложное неорганическое вещество с химической формулой Na₂S.

Сульфид натрия — бескислородная соль. В обычном состоянии — порошок белого цвета, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Технический сульфид натрия желтоватый или коричневатый (красноватый) содержит в себе до 60 % сульфида натрия. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

В промышленности — прокаливание минерала мирабилит Na₂SO₄ · 10H₂O.

1. Na2SO4+4h3⟶Na2S+4h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+4H_{2}\longrightarrow Na_{2}S+4H_{2}O}}}
2. Na2SO4+4C⟶Na2S+4CO{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+4C\longrightarrow Na_{2}S+4CO}}}
3. Na2SO4+4CO⟶Na2S+4CO2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+4CO\longrightarrow Na_{2}S+4CO_{2}}}}

Взаимодействует с разбавленной соляной кислотой:

Na2S+2HCl⟶2NaCl+h3S{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+2HCl\longrightarrow 2NaCl+H_{2}S}}}

Взаимодействует с концентрированной серной кислотой:

Na2S+3h3SO4⟶SO2+S+2h3O+2NaHSO4{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow SO_{2}+S+2H_{2}O+2NaHSO_{4}}}}

Реагирует с водным раствором перманганата калия:

3Na2S+2KMnO4+4h3O⟶2MnO2+6NaOH+2KOH+3S{\displaystyle {\mathsf {3Na_{2}S+2KMnO_{4}+4H_{2}O\longrightarrow 2MnO_{2}+6NaOH+2KOH+3S}}}

В реакции с йодом оседает чистая сера:

Na2S+I2=2NaI+S{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+I_{2}=2NaI+S}}}

Сульфид натрия применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии, а так же на хим.водоочистке.

Сульфид натрия ядовит.

• Лидин Р. А. «Справочник школьника. Химия» М.: Астерель, 2003.

Сульфиды (минералы) — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

У этого термина существуют и другие значения, см. Сульфиды.

Сульфиды — природные сернистые соединения металлов и некоторых неметаллов. В химическом отношении рассматриваются как соли сероводородной кислоты H₂S. Ряд элементов образует с серой полисульфиды, являющиеся солями полисернистой кислоты H₂S_n. Главнейшие элементы, образующие сульфиды — Fe, Zn, Cu, Mo, Ag, Hg, Pb, Bi, Ni, Co, Mn, V, Ga, Ge, As, Sb.

Кристаллическая структура сульфидов обусловлена плотнейшей кубической и гексагональной упаковкой ионов S²⁻, между которыми располагаются ионы металлов. Основные структуры представлены координационными (галенит, сфалерит), островными (пирит), цепочечными (антимонит) и слоистыми (молибденит) типами.

Характерны следующие общие физические свойства: металлический блеск, высокая и средняя отражающая способность, сравнительно низкая твёрдость и большой удельный вес.

Широко распространены в природе, составляя около 0,15 % от массы земной коры. Происхождение преимущественно гидротермальное, некоторые сульфиды образуются и при экзогенных процессах в условиях восстановительной среды. Являются рудами многих металлов — Cu, Ag, Hg (HgS), Zn, Pb, Sb, Co, Ni и др. К классу сульфидов относят близкие к ним по свойствам антимониды, арсениды, селениды и теллуриды.

В природных условиях сера встречается в двух валентных состояниях — S(II), образующего сульфид-анионы S²⁻, и атома S(VI), который входит в сульфатную анионную группу SO₄. Вследствие этого миграция серы в земной коре определяется степенью её окисленности: восстановительная среда способствует образованию сульфидных минералов, окислительные условия — возникновению сульфатных минералов. Нейтральные атомы самородной серы представляют переходное звено между двумя типами соединений, зависящими от степени окисления или восстановления.

Сероводород и сульфиды часто сопутствуют нефти и природному газу, а также содержатся в газах вулканических извержений (& пыли) и в водах минеральных источников (Пятигорск, Мацеста, Серноводск, Тбилиси (Кумиси), Трускавец)^[1].

1. ↑ Некрасов Б.В. Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Т. I. — С. 344. — 656 с.

• Геологический словарь, Т. 2. — М.: Недра, 1978. — С. 287.

Сульфид стронция — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Сульфид стронция

Сульфи́д стро́нция — бинарное неорганическое соединение стронция и серы с формулой SrS, бесцветное кристаллическое вещество.

• Самым удобным лабораторным способом получения SrS приемлемой для большинства задач чистоты является обменная реакция между водорастворимыми солями стронция и сульфидами щелочных металлов, взятыми в эквимолекулярных количествах. Например:

Sr(NO₃)₂ + Na₂S → SrS↓ + 2NaNO₃

Реакция осуществляется путём простого сливания сильно охлаждённых растворов обоих реагентов. При этом концентрации исходных растворов подбирают таким образом, чтобы концентрация побочного продукта реакции (в данном примере это NaNO

3) в маточном растворе не превысила порога насыщения, и он оставался полностью растворённым.

Выпавший белый мелкокристаллический осадок сульфида стронция отфильтровывают на предварительно сильно охлаждённой воронке Бюхнера, после чего быстро промывают небольшими порциями ледяной воды, а иногда дополнительно и холодным спиртом (для ускоренного обезвоживания; при этом выход продукта немного снижается). Высушивать продукт удобно над хлоридом кальция (или другими осушающими агентами, хорошо поглощающими водяные и спиртовые пары́) в небольшом эксикаторе, помещённом в холодильник. Однако в тех случаях, когда небольшие примеси карбоната и гидроксида для дальнейшего использования не существенны, продукт может быть успешно высушен на воздухе в плотной массе между листами фильтровальной бумаги при температуре не выше комнатной.

Если критически важно, чтобы в продукте не было примеси карбоната, принимают дополнительные меры для очистки исходных веществ, а также для изоляции реагентов и целевого продукта от атмосферной углекислоты на всех стадиях процесса.

• Иногда (особенно, при повышенных требованиях к чистоте продукта по карбонату) сульфид стронция удобнее получать, медленно пропуская сероводород (в небольшом избытке от стехиометрического количества) в хорошо охлаждаемую водную суспензию гидроксида стронция с последующим отделением осадка на охлаждаемом фильтре и его сушкой в атмосфере азота или аргона:

Sr(OH)₂ + H₂S → SrS + 2H₂O.

Модификацией этого способа является двухстадийный процесс, при котором исходный гидроксид стронция делится на две равные порции. Первая насыщается избытком сероводорода с образованием гидросульфида стронция, а затем прибавляется ко второй при интенсивном перемешивании:

Sr(OH)₂

+ 2H₂S → Sr(SH)₂ + 2H₂O;

Sr(SH)₂ + Sr(OH)₂ → 2SrS + 2H₂O.

• В промышленных масштабах технический сульфид стронция проще и дешевле всего производится прокаливанием его сульфата с высокоуглеродистыми материалами (углём, коксом и т.п.):

SrSO₄ + 2С → SrS + 2CO₂

Продукт, полученный таким способом из-за примеси углерода имеет сероватый оттенок, но вполне пригоден для переработки в другие соединения стронция и для некоторых технических нужд.

Если желают получить более качественный продукт, пригодный, например, для производства люминофоров, вместо вышеупомянутых восстановителей используют точно рассчитанное количество крахмала (из которого при подъёме температуры образуется чистый углерод), смешанного с небольшим количеством серы.

• Истинным восстанавливающим агентом в реакции сульфата стронция с углеродистыми материалами является монооксид углерода, который в этих условиях легко образуется из диоксида, и вновь в него превращается после окисления сульфатом. Поэтому процесс может быть реализован и без прямого смешения реагентов с применением замкнутого газооборотного цикла:

SrSO₄ + 4CO → SrS + 4CO₂;

CO₂ + C → 2CO

Такой процесс также позволяет получать довольно чистый продукт, но требует значительных усложнений оборудования и увеличением энергозатрат, что не даёт ему существенных преимуществ перед выше упомянутыми методами.

• Там, где это технологически целесообразно, белый продукт можно получить заменив твёрдые углеродистые восстановители элементным водородом, к которому для подавления побочных реакций добавляют некоторое количество сероводорода:

SrSO₄ + 4H₂ → SrS + 4H₂O

SrCO

3 + H₂S ⇄ SrS + CO₂ + H₂O

Продукт обычно имеет небольшую примесь исходного карбоната, полное элиминирование которого требует значительного дополнительного времени и энергозатрат. Другой возможной примесью являются полисульфиды стронция, от которых можно избавиться прокаливанием продукта в токе водорода, что, конечно же, усложняет процесс.

• При наличии особых требований к содержанию примесей в продукте, сульфид стронция может быть получен пропусканием паров серы над расплавом металлического стронция при температуре около 800°C:

Sr + S → SrS

Реакция эта экзотермична. Поэтому при её проведении приходится принимать меры для отвода из реакционной зоны избыточного тепла и поддержания в ней оптимальной температуры.

Сульфид стронция образует бесцветные кристаллы кубической сингонии пространственной группы F m3m с параметрами ячейки a

= 0,60062 нм, Z = 4 (упаковка типа NaCl).

• Разлагается при нагревании:

SrS →>2000oC Sr+S{\displaystyle {\mathsf {SrS\ {\xrightarrow {>2000^{o}C}}\ Sr+S}}}

• Реагирует с водой:

SrS+h3O →100oC Sr(OH)2↓+h3S↑{\displaystyle {\mathsf {SrS+H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ Sr(OH)_{2}\downarrow +H_{2}S\uparrow }}}

• Реагирует с кислотами:

SrS+2 HCl →  SrCl2+h3S↑{\displaystyle {\mathsf {SrS+2\ HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ SrCl_{2}+H_{2}S\uparrow }}}

SrS+2 O2 →  SrSO4{\displaystyle {\mathsf {SrS+2\ O_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ SrSO_{4}}}}

• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.

Сульфид цинка — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Элементарная ячейка кристаллов типа сфалерита.
__ Zn __S

Сульфи́д ци́нка, сернистый цинк, — бинарное неорганическое соединение цинка и серы. Цинковая соль сероводородной кислоты.

В природе ZnS встречается в виде минералов сфалерита α-ZnS (цинковая обманка) — основного сырья для получения цинка и вюрцита β-ZnS, — редкого минерала с таким же химическим составом, но отличающегося от сфалерита типом кристаллической решётки.

Сульфид цинка — бесцветные кристаллы, желтеющие при нагревании свыше 150 °C. При нормальных условиях устойчива α-модификация. При атмосферном давлении не плавится, а сублимируется. Под давлением 15 МПа (150 атм) плавится при 1850 °C. Помимо двух основных кристаллических форм, сульфид цинка может кристаллизоваться в ряде политипных форм.

Во влажном воздухе сульфид цинка окисляется до сульфата; при нагревании на воздухе образуется ZnO и SO₂.

В воде нерастворим, в кислотах растворяется с образованием соответствующей соли цинка и выделением сероводорода.

При легировании следами меди, кадмия, серебра и других металлов приобретает способность к люминесценции.

Сульфид цинка может быть получен пропусканием газообразного сероводорода через водные растворы солей цинка, например, хлорида, обменной реакцией водорастворимой соли цинка с водорастворимым сульфидом, например, щелочных металлов, прямым синтезом из элементов — сплавлением порошков цинка и серы.

Сульфид цинка может быть получен при воздействии ударных волн на смесь порошков цинка и серы.

Люминофоры[править | править код]

Применяется для создания люминофоров, через двоеточие указан легирующий металл: ZnS:Ag (с синим цветом свечения) — для цветных кинескопов; (Zn, Cd)S:Ag — для рентгеновских трубок, ZnS:Cu (с зелёным цветом свечения) — для светящихся табло, панелей, люминофоров осциллографических трубок.

Лазерная техника[править | править код]

Сульфид цинка типа сфалерита — полупроводниковый материал с шириной запрещённой зоны 3,54—3,91 эВ, используется, в частности, в полупроводниковых лазерах.

Регистрация элементарных частиц[править | править код]

Крупные монокристаллы, активированные серебром или редкоземельными металлами применяют в качестве сцинтилляторов для регистрации ионизирующих излучений.

Нанотехнологии[править | править код]

Наноструктуры на основе сульфида цинка используются в медицине, оптоэлектронике, лазерной технике, QD-LED дисплеях и т. д.

Инфракрасная оптика[править | править код]

Сульфид цинка используется для изготовления ИК-прозрачных окон и линз. Наибольшая прозрачность обеспечивается для излучения с длиной волны от 8 до 14 мкм, т. н. средний диапазон инфракрасного излучения^[2].

• Бовина Л. А. и др. Физика соединений AIIBVI / под ред. А. Н. Георгобиани, М. К. Шейнкмана. — М. : Наука, Гл. ред. физ.-мат. лит., 1986. — 319, [1] с. : рис., табл. — 2600 экз.