Pentasolfuro di fosforo

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Pentasolfuro di fosforo
Phosphorus-pentasulfide-2D-dimensions.png
Phosphorus-pentasulfide-3D-balls.png
Nome IUPAC
decasolfuro di tetrafosforo
Nomi alternativi
pentasolfuro di difosforo, anidride tiofosforica, persolfuro di fosforo
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare P4S10
Massa molecolare (u) 444,555
Aspetto solido giallo
Numero CAS [1314-80-3]
Numero EINECS 215-242-4
PubChem 14817
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 2,09
Solubilità in acqua reagisce
Temperatura di fusione 288 °C (561 K)
ΔfusH0 (kJ·mol−1) 41
Temperatura di ebollizione 514 °C (787 K)
ΔebH0 (kJ·mol−1) 178
Tensione di vapore (Pa) a 20 °C K < 1 hPa
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) −309
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg) 750 (topo, orale)
Indicazioni di sicurezza
Flash point > 260 °C
Temperatura di autoignizione ≈300 °C
Simboli di rischio chimico
Facilmente infiammabile Nocivo Pericoloso in ambiente
Frasi R 11, 20/22, 29, 50
Frasi S 2, 61

Il pentasolfuro di fosforo è il composto inorganico di formula minima P2S5. In realtà è formato da molecole P4S10 e il nome più corretto è decasolfuro di tetrafosforo. È uno dei due solfuri di fosforo di importanza commerciale, ed è un solido giallo, ma quando non è puro il colore del composto può essere verdino o grigio. La molecola ha una forma quasi identica a quella di P4O10, ed è basata su una struttura tetraedrica simile a quella dell'adamantano.

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

La prima sintesi di P4S10 fu descritta nel 1843 da Berzelius,[1] che fece reagire fosforo bianco, P4, con zolfo a temperatura oltre i 300 °C. Questa stessa procedura è ancora valida. Alternativamente si può formare P4S10 facendo reagire zolfo elementare o pirite, FeS2, con ferrofosforo, una forma impura di FeP2, sottoprodotto della produzione di P4 dalle rocce fosfatiche:

4Fe2P + 18S → P4S10 + 8FeS
4Fe2P + 18FeS2 → P4S10 + 26FeS

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

P4S10 è un composto stabile, ma reagisce a contatto con acqua, acidi, basi e alcoli. A contatto con l'umidità atmosferica idrolizza formando solfuro di idrogeno, H2S, che conferisce a P4S10 un odore di uova marce. Per idrolisi si forma anche acido fosforico:

P4S10 + 16H2O → 10H2S + 4H3PO4

A contatto con l'acqua reagisce violentemente liberando acidi fosforici e H2S (tossico e infiammabile).

In chimica organica è usato come agente solforante. Reazioni di questo tipo richiedono condizioni di riflusso in solventi come benzene, diossano o acetonitrile, dove P4S10 si dissocia formando P2S5. Quest'ultimo può essere intrappolato ad esempio formando un complesso con la piridina. I chetoni sono convertiti in tiochetoni. L'atomo di ossigeno può essere sostituito dallo zolfo anche in esteri, immidi e lattoni. Dalle ammidi si ottengono tioammidi. Da 1,4-dichetoni si ottiene tiofene. Rispetto al più noto reagente di Lawesson, con P4S10 si ottengono rese minori.[2]

Usi[modifica | modifica wikitesto]

Nel 2006 sono state prodotte più di 22000 tonnellate di P4S10 solo negli Stati Uniti.[3] Il composto è usato principalmente come materiale di partenza per preparare additivi per lubrificanti come il ditiofosfato di zinco. Viene usato inoltre nella produzione di insetticidi organofosfati, come il parathion e il malathion.[4] Si usa anche come componente di alcuni elettroliti solidi (ad esempio Li2S-P2S5) in alcuni tipi di batterie al litio. Un uso minore è come agente di flottazione.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Demselben, Ueber die Verbindungen des Phosphors mit Schwefel in Justus Liebigs Annalen der Chemie, vol. 46, nº 3, 1843, pp. 251-281, DOI:10.1002/jlac.18430460303.
  2. ^ T. Ozturk, E. Ertas e O. Mert, A Berzelius reagent, phosphorus decasulfide (P4S10), in organic syntheses in Chem. Rev., vol. 110, nº 6, 2010, pp. 3419–3478, DOI:10.1021/cr900243d.
  3. ^ Inventory Update Reporting della U.S. Environmental Protection Agency. URL consultato il 25 novembre 2010.
  4. ^ G. Bettermann, W. Krause, G. Riess, T. Hofmann, Phosphorus Compounds, Inorganic in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a19_527.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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