Sesquisolfuro di fosforo

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Sesquisolfuro di fosforo
P4S3.png
Modello 3D della molecola
Nome IUPAC
trisolfuro di tetrafosforo
Nomi alternativi
sesquisolfuro di fosforo
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareP4S3
Massa molecolare (u)220,093
Aspettosolido giallo
Numero CAS1314-85-8
Numero EINECS215-245-0
PubChem14818
SMILES
P12P3P1SP(S2)S3
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)2,08
Temperatura di fusione172,5 °C (445,7 K)
Temperatura di ebollizione408 °C (681,2 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)−154
Indicazioni di sicurezza
Temperatura di autoignizione100 °C (373 K)
Simboli di rischio chimico
infiammabile irritante pericoloso per l'ambiente
pericolo
Frasi H228 - 260 - 302 - 400
Consigli P--- [1]

Sesquisolfuro di fosforo è il nome più comune del composto inorganico di formula P4S3. Il nome più corretto è trisolfuro di tetrafosforo. È uno dei due solfuri di fosforo di importanza commerciale. È un solido giallo, ma quando non è puro il colore del composto può essere verdino o grigio. Il composto fu descritto nel 1864 dal chimico francese Clément Georges Lemoine, e fu prodotto per la prima volta industrialmente nel 1898 dalla ditta Albright and Wilson. Viene usato per la produzione dei fiammiferi accendibili ovunque.

Struttura molecolare[modifica | modifica wikitesto]

P4S3 è un composto molecolare; la molecola ha simmetria C3v e deriva dall'inserzione dello zolfo nella struttura tetraedrica di P4, lasciando intatto uno dei cicli P3. Le distanze P−S e P−P sono rispettivamente 209,0 e 223,5 pm. P4S3 e P4Se3 hanno la medesima struttura.[2]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

P4S3 viene prodotto riscaldando a più di 180 °C una opportuna miscela di zolfo e fosforo rosso. In presenza di un eccesso di zolfo si forma invece P4S10. Il P4S3 grezzo viene quindi purificato per distillazione o per ricristallizzazione da toluene. Si stima che nel 1989 ne siano state prodotte 150 tonnellate.[3]

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

P4S3 è il più stabile dei solfuri di fosforo, è un solido insolubile in acqua fredda, ma molto solubile in disolfuro di carbonio (100g in 100mL a 17 °C) e benzene (11,1 g in 100 mL a 30 °C). A temperatura ambiente non reagisce con l'acqua, a differenza degli altri solfuri di fosforo che vengono idrolizzati. Ad alta temperatura reagisce con acqua e vapore formando ossidi di fosforo e solfuro di idrogeno, H2S; quest'ultimo è particolarmente pericoloso in quanto tossico e infiammabile. P4S3 è facilmente infiammabile per riscaldamento e per frizione. Per combustione in aria produce fumi tossici di diossido di zolfo, SO2.

Usi[modifica | modifica wikitesto]

Una miscela 1:2 di P4S3 e clorato di potassio, KClO3, insieme ad altri materiali, è usata nella testa dei fiammiferi accendibili ovunque.[4]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Scheda del composto su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive. consultata il 20.11.2014
  2. ^ Y. C. Leung, J. Waser, S. van Houten, A. Vos, G. A. Wiegers, E. H. Wiebenga, The crystal structure of P4S3, in Acta Crystallographica, vol. 10, 1957, pp. 574-582, DOI:10.1107/S0365110X57002042. URL consultato il 26 novembre 2010.
  3. ^ 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.
  4. ^ D. E. C. Corbridge, Phosphorus: an outline of its chemistry, biochemistry, and technology, 5ª ed., Amsterdam, Elsevier, 1995, I fiammiferi sono discussi alle pagine 115-116, ISBN 0-444-89307-5.

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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