Sulfid fosforečný

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 ; Nebezpečí
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.

Sulfid fosforečný (P₂ S₅) 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.

↑ ^a ^b Phosphorus pentasulfide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
↑ D. E. C. Corbridge. Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology, 5th Edition. Amsterdam: Elsevier, 1995. ISBN 0-444-89307-5. (anglicky)
↑ DEMSELBEN. Ueber die Verbindungen des Phosphors mit Schwefel. Annalen der Chemie und Pharmacie. 1843, s. 251. DOI 10.1002/jlac.18430460303. (anglicky)
↑ 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