Калий сероводород сероводород калий гидросульфид клетка разное другие сфера png

Сероуглерод (CS2)

Сероуглерод, также известный как сульфид углерода(IV), является химическим веществом, представляющим собой соединение серы с углеродом. Его химическая формула – CS2.

Характеристики сероуглерода

Сероуглерод обладает следующими характеристиками:

  • Формула: CS2
  • Температура плавления: -111,61 градусов Цельсия
  • Температура кипения: 45,53 градусов Цельсия
  • Плотность: 1,263 г/см³
  • Бесцветная жидкость с характерным запахом
  • Применяется в различных отраслях промышленности, в том числе как растворитель, инсектицид и в производстве вискозы

Использование сероуглерода

Сероуглерод широко используется в промышленности по следующим направлениям:

  1. В каучуковой промышленности: для вулканизации резины
  2. В химической промышленности: как растворитель для жиров, каучука, смол и др.
  3. В текстильной промышленности: для получения вискозного волокна

Безопасность использования сероуглерода

При работе с сероуглеродом необходимо соблюдать меры безопасности. Контакт с веществом может вызвать раздражение кожи и глаз, а при длительном вдыхании – головные боли, головокружение и т.д.

Заключение

Сероуглерод – это важное химическое вещество, нашедшее широкое применение в различных отраслях промышленности. Правильное использование и хранение сероуглерода необходимо для обеспечения безопасности и эффективности его применения.

Сульфид углерода: строение, свойства и применение

Сульфид углерода (CS2) – это химическое соединение, состоящее из углерода и серы. Его систематическое наименование – сульфид углерода(IV). Это жидкое вещество без цвета, имеющее специфический запах, представляет собой важный промышленный продукт. Давайте поговорим о его структуре, основных свойствах и применении.

Структура молекулы сульфида углерода

Молекула сульфида углерода представляет собой треугольную форму, где атом углерода находится между двумя атомами серы. Это изображено на рисунке ниже:

Изображение химической структуры

Основные свойства сульфида углерода

  • Физические свойства: Сульфид углерода – летучая жидкость с температурой кипения 46,24 °C. Он легколетуч и легко воспламеняется на воздухе.
  • Химические свойства: CS2 является хорошим растворителем для некоторых органических соединений. Он реагирует с щелочами и сильными кислотами.
  • Токсичность: В высоких концентрациях сульфид углерода является токсичным и вредным для здоровья.

Применение сульфида углерода

  • Производство вискозы: CS2 используется в производстве волокон вискозы, которые затем используются в текстильной промышленности.
  • Химическая промышленность: Он также используется в качестве растворителя и в ряде химических реакций.
  • Нейтрализация вредителей: Сульфид углерода используется для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур.

В заключение, сульфид углерода – это важное соединение с разнообразными применениями в промышленности и науке. Изучение его свойств и области применения является важным аспектом химических исследований.

Сероуглерод: Понимание и Применение


Традиционные названия

  • Сероуглерод

Химическая формула

  • Не применимо

Физические свойства

  • Не применимо

В современном мире сероуглерод играет важную роль в различных отраслях промышленности. Его свойства делают его незаменимым материалом для производства различных продуктов. В этой статье мы рассмотрим более подробно, что такое сероуглерод, его применение и химические свойства.

Сероуглерод – это вещество, которое является одним из главных компонентов в производстве различных химических продуктов. Он обладает уникальными свойствами, которые делают его необходимым материалом в таких отраслях, как нефтехимия, лакокрасочная промышленность и другие.

Основное применение сероуглерода включает в себя:

  • Производство резиновых изделий
  • Производство красок и лаков
  • Производство пластмасс и синтетических волокон
  • Производство фармацевтических препаратов

Химические свойства сероуглерода позволяют ему успешно взаимодействовать с другими веществами, что делает его универсальным материалом для различных процессов производства.

В заключение, сероуглерод является важным компонентом современной промышленности и его применение становится все более распространенным. Благодаря своим уникальным свойствам, он остается незаменимым материалом для производства различных продуктов.

Свойства бесцветной жидкости

Состояние: бесцветная жидкость

Молярная масса:

Плотность:


Бесцветная жидкость – это вещество, которое обладает определенными физическими и химическими свойствами. В данной статье мы рассмотрим основные характеристики этой жидкости и ее применение.

Физические свойства бесцветной жидкости

Бесцветная жидкость имеет молярную массу и плотность, которые определяют ее свойства.

Молярная масса

Молярная масса бесцветной жидкости указывает на ее массу в одном молье данного вещества. Это значение может варьироваться в зависимости от состава жидкости.

Плотность

Плотность бесцветной жидкости определяет ее массу на единицу объема. Высокая плотность может указывать на насыщенность вещества и его состав.

Применение бесцветной жидкости

Бесцветные жидкости могут использоваться в различных областях, таких как:

  • Химическая промышленность: для производства различных веществ и материалов.
  • Медицина: в качестве растворов для лекарственных препаратов.
  • Косметика и парфюмерия: для создания косметических средств и ароматов.

Благодаря своим уникальным свойствам, бесцветные жидкости широко применяются в различных отраслях промышленности.


Подводя итог, бесцветная жидкость – это важное вещество, которое имеет определенные свойства и применение. Понимание его характеристик поможет сделать правильный выбор в использовании этого вещества в различных областях.

| Энергия ионизации | и |

| Термические свойства | |

| Температура | |

| • плавления | |

| • кипения | |

| • разложения | |

| • вспышки | |

| • самовоспламенения | |

| Пределы взрываемости | |

| Энтальпия | |

| • образования | |

| Давление пара | |

| Химические свойства | |

| Растворимость | |

| • в воде | (при 20 °C) 0.29 г/100 мл |

| Оптические свойства | |

| Показатель преломления | |

| Структура | |

| Кристаллическая структура | линейная |

| Дипольный момент | |

| Классификация | |

| Рег. номер CAS | |

| PubChem | |

| Рег. номер EINECS | |

| SMILES | |

| InChI | |

| RTECS | |

| ChEBI | |

| Номер ООН | |

| ChemSpider | |

| Безопасность | |

| ЛД50 | 3188 мг/кг |

| Пиктограммы ECB | Пиктограмма «T: Токсично» системы ECBПиктограмма «Xi: Раздражитель» системы ECBПиктограмма «N: Опасно для окружающей среды» системы ECB |

| NFPA 704 | NFPA 704 four-colored diamond |

| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |

| Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе | |

Чистый сероуглерод представляет собой бесцветную жидкость с приятным «эфирным» запахом. Технический продукт, полученный сульфидированием угля, имеет неприятный запах редьки. Молекула CS2 линейна, длина связи С—S = 0,15529 нм; энергия диссоциации 1149 кДж/моль.

Подобно диоксиду углерода, CS2 является кислотным ангидридом (тиоангидридом) и при взаимодействии с некоторыми сульфидами может образовывать соли несуществующей (формальной) тиоугольной кислоты (Н2СS3) — например, тиокарбонат калия или тиокарбонат натрия. При реакции с щелочами также образуются соли тиоугольной кислоты и продукты их диспропорционирования.

Однако сероуглерод, в отличие от диоксида углерода, проявляет большую реакционную способность по отношению к нуклеофилам и легче восстанавливается.

При взаимодействии с первичными или вторичными аминами в щелочной среде образуются соли дитиокарбаматы:

Для растворимых дитиокарбаматов характерно образование комплексов с металлами, что используется в аналитической химии. Они также имеют большое промышленное значение в качестве катализаторов вулканизации каучука.

Со спиртовыми растворами щелочей образует ксантогенаты:

Такими сильными окислителями, как, например, перманганат калия, сероуглерод разлагается с выделением серы.

С оксидом серы (VI) сероуглерод взаимодействует с образованием сульфоксида углерода:

С оксидом хлора(I) образует фосген:

Избытком хлора сероуглерод хлорируется до четырёххлористого углерода:

При температурах выше 150 °C протекает гидролиз сероуглерода по реакции:

В промышленности получают по реакции метана с парами серы в присутствии силикагеля при 500—700 °C в камере из хромоникелевой стали:

Также сероуглерод можно получить взаимодействием древесного угля и паров S при 750—1000 °C.

Хорошо растворяет жиры, масла, смолы, каучук. Сероуглерод используется как экстрагент; также он растворяет серу, фосфор, иод, нитрат серебра.

Большая часть (80 %) производимого сероуглерода идёт в производство вискозы — сырья в производстве вискозного волокна («искусственного шелка»). Его применяют для получения различных химических веществ (ксантогенатов, четырёххлористого углерода, роданидов).

Сероуглерод ядовит. Полулетальная доза при поступлении внутрь составляет 3188 мг/кг. Высокотоксичная концентрация в воздухе — свыше 10 мг/л. Оказывает местное раздражающее, резорбтивное действия. Обладает психотропными, нейротоксическими свойствами, которые связаны с его наркотическим воздействием на центральную нервную систему.

При отравлении возникают головная боль, головокружение, судороги, потеря сознания. Бессознательное состояние может сменяться психическим и двигательным возбуждением. Могут наблюдаться рецидивы судорог с потерей сознания, угнетение дыхания. При приёме внутрь наступают тошнота, рвота, боли в животе. При контакте с кожей наблюдаются гиперемия и химические ожоги.

Первая помощь и лечение

Прежде всего необходимо удалить пострадавшего из поражённой зоны. При попадании сероуглерода внутрь необходимо выполнить промывание желудка с использованием зонда, форсированный диурез, ингаляцию кислорода. Обычно проводят симптоматическую терапию. При судорогах вводят 10 мг диазепама внутривенно.

  1. 1 2 3 4

  2. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals : A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5

  3. Kevin T. Potts et al. 2,2′ : 6′,2′ -Terpyridine. Org. Synth. 1986, 64, 189 Архивная копия от 7 мая 2018 на Wayback Machine DOI: 10.15227/orgsyn.064.0189

  4. Thomas K. Hansen et al. 4,5-Dibenzoyl-1,3-dithiole-1-thione. Org. Synth. 1996, 73, 270 Архивная копия от 7 мая 2018 на Wayback Machine DOI: 10.15227/orgsyn.073.0270

  5. Губен И. Методы органической химии. Том 3 — М.: Химическая литература, 1935. — 676 c.

  6. Jiansheng Zhu et al. Preparation of N-Trifluoromethylthiosaccharin: A Shelf-Stable Electrophilic Reagent for Trifluoromethylthiolation. Org. Synth. 2017, 94, 217—233 Архивная копия от 16 марта 2018 на Wayback Machine DOI: 10.15227/orgsyn.094.0217

  7. Пьер Кампо, Кэти Маген, Стефан Габриэль, Анжела Мёллер, Эберхард Нис, Мария Долорес Соле Гомес и Эско Топпила. Ухудшение слуха при воздействии промышленного шума и химикатов. Обзор = Combined exposure to Noise and Ototoxic Substance (англ.) / Эусебио Риал Гонсалес и Джоанна Коск-Биенко (ред). — Люксембург: Европейское агентство по безопасности и гигиене труда, 2009. — 63 p. — ISBN 978-92-9191-276-612. — doi:10.2802/16028. P. Campo, K. Maguin, S. Gabriel, A. Möller, E. Nies, M. Dolores, S. Gómez, E. Toppila. Combined Exposure to Noise and Ototoxic Substances (англ.) / E.R. González, J. Kosk-Bienko. — Luxembourg: European Agency for Safety and Health, 2009. — 62 p. — (Literature reviews). — ISBN 978-92-9191-276-6. — doi:10.2802/16028.

  8. Ann-Christin Johnson and Thais C. Morata. 142. Occupational exposure to chemicals and hearing impairment (The Nordic Expert Group for Criteria Documentation of Health Risks from Chemicals) (англ.) / Kjell Torén ed. — Arbete och Hälsa, Vetenskaplig skriftserie 2010; 44 (4) ISSN 0346-7821. — Gothenburg, Sweden: University of Gothenburg, 2010. — 190 p. — (Arbete och Hälsa / Work and Health). — ISBN 978-91-85971-21-3. Архивировано 11 мая 2023 года. PDF Архивная копия от 24 мая 2023 на Wayback Machine

  9. Kleinschmidt, E.-G. Untersuchungen zum Zusammenhang Zwischen Riechschwelle des Menschen für Einige Substanzen und Deren Chemischer Struktur (нем.) // Wissenschaftliche Zeitschrift der Wilhelm-Pieck-Universität Rostock. Naturwissenschaftliche Reihe : журнал. — Rostock, 1983. — Bd. 32. — . — S. 54-58. — ISSN 0863-1204.

  10. Капцов В.А., Панкова В.Б. Режимы замены фильтров у респираторов, защищающих работников от воздействия промышленных газов (обзор) // Институт общей и неорганической химии им. Н.С. Курнакова РАН Химическая технология. — Москва: ООО "Наука и технологии", 2023. — Июнь (, ). — . — ISSN 1684-5811. — doi:10.31044/1684-5811-2023-24-6-230-240.

Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист

Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым).

Соединения, образованные соединением атомов водорода с другими элементами, с общей формулой XmHn, называются гидридами. Это только двухэлементные соединения. В зависимости от электроотрицательности второго элемента, присутствующего в молекуле, различают три типа гидридов: солеподобные, ковалентные и металлические.

Калий сероводород сероводород калий гидросульфид клетка разное другие сфера png

Солевые гидриды

Также известные как солеподобные или ионные гидриды. Они характеризуются ионными связями, в которых водород присутствует в виде аниона H—. Они образуются, когда элементы с очень низкой электроотрицательностью могут отдавать электроны атому водорода. Такие гидриды возникают в результате соединений с металлами 1 и 2 групп периодической системы химических элементов, за исключением бериллия и магния. Это твердые тела с ионной структурой кристаллической решетки. Гидриды этого типа образуются в результате прямого воздействия водорода на металлы при повышенной температуре. При контакте с водой они бурно реагируют, выделяя водород, например:

CaH2 + H2O = CaO + 2H2

Ковалентные гидриды

Это химические соединения, содержащие водород, связанный ковалентной связью. Они образуются, когда элементы с высокой электроотрицательностью способны связывать электроны и, следовательно, могут образовывать ковалентную связь с водородом. Такие молекулы образованы элементами групп 14-18, а также бором из группы 13 периодической системы химических элементов. Такие гидриды обычно очень летучи. Они принимают форму мягких тел с легковоспламеняющимися свойствами. Кристаллическая решетка ковалентных гидридов состоит из молекул, связанных между собой силами Ван-дер-Ваальса, иногда также водородными связями. Их прочность уменьшается по мере увеличения атомной массы элемента, соединяющегося с водородом, и по мере увеличения его металлического свойства. Таким образом, прочность уменьшается в ряду: HF, HCl, HBr, HI с увеличением атомной массы, а в ряду: HI, H2Te, SbH3, SnH, в котором увеличиваются металлические свойства.

Металлические гидриды

Это водородные связи с внешними и внутренними переходными металлами. Они характеризуются блеском и металлическими свойствами. В отличие от ковалентных гидридов они нелетучи. Очень часто выражение состава гидридов этого типа в формуле не простое и содержит нецелые значения, например PdH0,6, TiH1,73, ZrH1,92. Атомы водорода, присутствующие в металлических гидридах, занимают межузловые положения в металлической решетке. Она образована атомами присутствующего металлического элемента.

Соединения галогенов с водородом

Химические молекулы, образующиеся в результате соединения галогенов с водородом, называются галогеноводородами с общей формулой HX . Однако чаще используется термин «гидрогалогены». Наиболее промышленно значимыми в этой группе являются два вещества – фтороводород и хлороводород, но есть и другие, широко используемые, например, бромоводород и иодоводород. Эти гидриды относятся к ковалентному типу, так как этот признак наиболее близок к ним. В случае фтороводорода, состоящего из наиболее электроотрицательного галогена, доля ионного характера не превышает 45%. Она уменьшается с каждым последующим соединением, а для иодоводорода составляет всего 5%. Такая же тенденция к снижению наблюдается для изменения дипольных моментов. Получение фтороводорода и хлороводорода основано на реакции соответствующей соли с концентрированной серной кислотой. Для получения HF используется флюорит, а из сальмиака вырабатывается HCl. Однако также возможно получить хлороводород путем прямого синтеза из элементов, то есть путем прямого сжигания водорода в хлоре. Применение концентрированной серной кислоты невозможно только в случае йода и брома, так как образующиеся гидриды могут быстро окисляться.

Калий сероводород сероводород калий гидросульфид клетка разное другие сфера png

Соединения аэробов с халькогенами

В основном это молекулы общей формулы Н2Х и включают в себя: воду, сероводород, селеноводород, теллуроводород и гидрид полония. В комнатных условиях жидкостью является только вода, остальные — бесцветные газы. Отличительной чертой двух из них – сероводорода и селеноводорода — является запах тухлых яиц. Гидриды серы и селена токсичны, первые — в более высоких концентрациях. Единственным соединением, встречающимся в природе в свободном состоянии, является сероводород, встречающийся в сульфатных источниках и вулканических газах. Из-за распространенности воды в мире ее очень легко получить, но для лабораторных целей ее очищают путем дистилляции, двойной дистилляции или путем пропускания через слой органических ионообменников. Другие гидриды оксигеноидов обычно получают в результате кислотного воздействия на их соединения с металлами, такими как сульфиды, селениды или теллуриды. Структура гидридов типа H2X угловатая, наибольший угол из них, равный 104,5o, характеризуется молекулой воды.

Соединения нитридов с водородом

Каждый элемент, входящий в группу нитридов, способен образовывать в сочетании с водородом гидриды общей формулы XH 3 . Кроме того, фосфор и азот также образуют соединения типа X ­2H 4 . Существует также один особый гидрид азота – HN 3, называемый азидоводородом. К наиболее популярным гидридам типа XH3 относятся: аммиак, фосфин, арсин, стибин и висмутин. Это легколетучие вещества, встречающиеся в виде бесцветных газов. Часто имеют отчетливый неприятный запах. Все гидриды нитридов, за исключением аммиака, образуются в результате эндотермических реакций. Молекулы тригидрида принимают форму пирамиды, а атом нитрида имеет sp3-гибридизацию.

Соединения бора с водородом

Бор образует с водородом ряд соединений с особыми химическими и структурными свойствами, называемых боратами. Большинство из них могут быть выражены общей формулой BnHn+4 или BnHn+6, однако простого бората с формулой BH3 не существует.

Соединения щелочноземельных металлов с водородом

Все щелочноземельные металлы в сочетании с водородом образуют гидриды общей формулы XH2. Основным примером этой группы соединений является гидрид бериллия BeH2, который получают с использованием реагентов BeCl2 и LiH в эфирном растворе. Гидрид бериллия — бесцветное вещество, трудно летучее. При температуре 570 K он распадается на элементы. Очень легко вступает в реакцию с водой. В пространственной решетке имеются полимерные цепочки, в которых атом бериллия связан ковалентными трехцентровыми связями Be-H-Be. Вторым примером гидридов этой группы является гидрид магния, который получают прямым синтезом из элементов при повышенном давлении водорода. При нагревании легко распадается на элементы. Гидридами солевого типа являются другие представители, то есть гидриды кальция, стронция и бария. Важнейший из них в промышленном отношении, CaH2, получают прямым синтезом из элементов при повышенной температуре 670 K.

Гидриды лития

Это соединения типа МН, которые образуются в результате прямых реакций водорода с металлами при повышенных температурах. Это типичные гидриды солевого типа, т.е. имеющие ионную структуру, содержащие характерный анион H—. При комнатной температуре гидриды лития представляют собой твердые, бесцветные тела, образующие пространственные сети, подобные хлориду натрия. Наибольшей стойкостью, до 720 К, обладает гидрид лития.

Металлы

Атомы в металлах образуют правильные металлические кристаллические решётки.

металл,металлическая решетка,металлическая связь,железо,алюминий,цинк,медь,серебро,золото,натрий,кальций,Fe,Al,Zn,Cu,Ag,Au,Na,Ca,атомное ядро металла,делокализованые электроны,кристаллическая решетка,кубическая объёмноцентрированная решётка,гексогональная молекулярная решетка,гранецентрированная кубическая решётка,электрическая проводимость,легкий металл,тяжелый металл,минералы,проводимость,ржавление,ферромагнетик,сталь,амфотерный,термит,железная руда,боксит,сфалерит,латунь,сплав,куприт,украшение,благородный металл,царская водка,карат,электролиз расплава вещества,_leiarecommended,химия

Калий сероводород сероводород Калий гидросульфид, клетка, Разное, другие, сфера png

Калий сероводород сероводород Калий гидросульфид, клетка, Разное, другие, сфера png

теги

Скачать бесплатно png ( 1100x1055px • 341.11KB )

Селеноводоро́д (села́н, селени́д водоро́да, химическая формула — H2Se) — неорганическое бинарное соединение водорода и селена.

| Селеноводород | |

| ——————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————– | ——————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————– |

| Изображение химической структуры Изображение молекулярной модели Изображение молекулярной модели | |

| Общие | |

| Систематическоенаименование | селеноводород |

| Традиционные названия | селенистый водород, селенид водорода, гидрид селена |

| Хим. формула | |

| Рац. формула | H2Se |

| Физические свойства | |

| Состояние | Газ |

| Молярная масса | |

| Плотность | |

| Энергия ионизации | |

| Термические свойства | |

| Температура | |

| • плавления | |

| • кипения | |

| Давление пара | |

| Химические свойства | |

| Константа диссоциации кислоты {isplaystyle pK_{a}} | |

| Растворимость | |

| • в воде | 0,70 г/100 мл |

| Классификация | |

| Рег. номер CAS | |

| PubChem | |

| Рег. номер EINECS | |

| SMILES | |

| InChI | |

| RTECS | |

| ChEBI | |

| ChemSpider | |

| Безопасность | |

| Токсичность | чрезвычайно токсичен для человека |

| Пиктограммы ECB | Пиктограмма «T+: Крайне токсично» системы ECBПиктограмма «N: Опасно для окружающей среды» системы ECBПиктограмма «Xi: Раздражитель» системы ECBПиктограмма «F+: Крайне огнеопасно» системы ECB |

| NFPA 704 | NFPA 704 four-colored diamond |

| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |

| Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе | |

При стандартных условиях, селеноводород — это бесцветный тяжёлый газ. Горюч, очень ядовит, имеет резкий отвратительный запах. Самое токсичное соединение селена с опасным периодом воздействия в вдыхаемом воздухе за .

Молекула селеноводорода имеет «изогнутую» структуру H—Se—H с валентным углом 91°. Наблюдается три колебательные полосы в инфракрасном спектре: 2358, 2345 и .

При нормальных условиях селеноводород является тяжёлым бесцветным газом; плотность , почти втрое тяжелее воздуха. При повышении давления до 9,5 ± 0,1 атм сжижается при комнатной температуре. При нормальном давлении температура кипения равна −41,25 °C, температура плавления −65,73 °C.

При горении селеноводорода в воздухе или кислороде образуется диоксид селена и вода:

Для получения селеноводорода могут использоваться реакции взаимодействия селенидов активных металлов с водой или разбавленными кислотами, например гидролиз селенида алюминия Al2Se3, сопровождающийся образованием гидроксида алюминия:

Селеноводород образуется также в результате взаимодействия с кислотой селенида железа(II) FeSe:

Также H2Se применяется в полупроводниковой промышленности для газофазного легирования полупроводников типа III—V (например, арсенида галлия) с целью придания им электронного типа проводимости.

Воздействие более высоких концентраций менее чем за минуту вызывает поражение органов дыхания с симптомами, сходными с симптомами простуды, продолжающимися несколько дней после однократного воздействия.

  1. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals : A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5

  2. Levy D. E., Myers R. J. Spectroscopic Determination of the Second Dissociation Constant of H2Se and the Activity Coefficients and Spectral Shifts of Its Ions (англ.) // J. Phys. Chem.. — 1990. — , . — . — doi:10.1021/j100383a020. Архивировано 12 декабря 2021 года.

  3. LA CHIMICA DEL SELENIO. Дата обращения: 24 марта 2013. Архивировано из оригинала 4 апреля 2013 года.

  4. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., Band 1, Academic Press 1963, S. 418—419.

  5. Cohen V.I. A Convenient Synthesis of Mono-, N,N′-Di-, and Trisubstituted Selenoureas from Methyl Carbamimidothioates (S-Methylpseudothioureas) // Synthesis. — 1980. — , ..

  6. US Environmental Protection Agency, Air Toxins website

  7. Гигиенические требования к копировально-множительному оборудованию и организации работ. Временные санитарные правила. 1997 г. Дата обращения: 20 октября 2018. Архивировано 9 ноября 2018 года.

  8. The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) / Hydrogen selenide. Дата обращения: 20 октября 2018. Архивировано 20 октября 2018 года.

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 2 декабря 2019 года; проверки требуют 8 правок.

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

| Сульфид кальция | |

| ————————————————————————————————————————————————————- | ——————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————————— |

| Изображение молекулярной модели | |

| Общие | |

| Систематическоенаименование | сульфид кальция |

| Традиционные названия | кальция сульфид, сернистый кальций |

| Хим. формула | |

| Физические свойства | |

| Состояние | белый гигроскопичный порошок |

| Молярная масса | |

| Плотность | |

| Термические свойства | |

| Температура | |

| • плавления | |

| Мол. теплоёмк. | 47,51 Дж/(моль·К) |

| Энтальпия | |

| • образования | |

| Химические свойства | |

| Растворимость | |

| • в воде | малорастворим |

| • в остальных веществах | нерастворим в спирте, реагирует с кислотами |

| Оптические свойства | |

| Показатель преломления | |

| Структура | |

| Координационная геометрия | октаэдрическая (Ca2+); октаэдрическая (S2−) |

| Кристаллическая структура | кубическая (галит) |

| Классификация | |

| Рег. номер CAS | |

| PubChem | |

| Рег. номер EINECS | |

| SMILES | |

| InChI | |

| ChEBI | |

| ChemSpider | |

| Безопасность | |

| Пиктограммы ECB | Пиктограмма «N: Опасно для окружающей среды» системы ECBПиктограмма «X: Вредно» системы ECB |

| NFPA 704 | NFPA 704 four-colored diamond |

| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |

| Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе | |

Сульфид кальция — неорганическое бинарное химическое соединение с формулой CaS.

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

Прямой синтез из элементов:

{isplaystyle {athsf {Ca+S~{rightarrow {150~^{irc }C}}CaS}}}

Реакцией гидрида кальция в сероводороде:

{isplaystyle {athsf {CaH_{2}+H_{2}S~rightarrow {500{-}600~^{irc }C} CaS+2H_{2}parrow }}}

Из карбоната кальция:

{isplaystyle {athsf {CaCO_{3}+H_{2}S~rightarrow {900~^{irc }C} CaS+H_{2}O+CO_{2}parrow }}}

Восстановлением сульфата кальция:

{isplaystyle {athsf {CaSO_{4}+3C~rightarrow {900~^{irc }C} CaS+2COparrow +CO_{2}parrow }}}

{isplaystyle {athsf {CaSO_{4}+4CO~rightarrow {600{-}800~^{irc }C} CaS+4CO_{2}parrow }}}

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:

{isplaystyle {athsf {CaS{rightarrow {>2450^{o}C}}Ca+S}}}

В кипящей воде полностью гидролизуется:

{isplaystyle {athsf {CaS+2H_{2}Orightarrow {100^{o}C} Ca(OH){2}+H{2}Sparrow }}}

Разбавленные кислоты вытесняют сероводород из соли:

{isplaystyle {athsf {CaS+2HClightarrow CaCl_{2}+H_{2}Sparrow }}}

Концентрированные кислоты-окислители окисляют сероводород:

{isplaystyle {athsf {CaS+4HNO_{3}ightarrow Ca(NO_{3}){2}+S+2NO{2}parrow +2H_{2}O}}}

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

{isplaystyle {athsf {CaS+CO_{2}+H_{2}Oightarrow CaCO_{3}+H_{2}Sparrow }}}

При избытке сероводорода образуются гидросульфиды:

{isplaystyle {athsf {CaS+H_{2}Sightarrow Ca(HS)_{2}}}}

Как и все сульфиды, сульфид кальция окисляется кислородом:

{isplaystyle {athsf {CaS+2O_{2}{rightarrow {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.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *