Сульфид диталлия

Сульфид диталлия
Общие
Систематическое наименование	Сульфид диталлия
Традиционные названия	Сернистый таллий
Хим. формула	Tl2S
Физические свойства
Состояние	чёрные с синевой кристаллы
Молярная масса	440,83 г/моль
Плотность	8,0; 8,39; 8,46 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	443; 448; 448,9; 449 °C
• кипения	1177 °C
Энтальпия
• образования	-88 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	0,02 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	1314-97-2
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Сульфид диталлия — неорганическое бинарное соединение, соль металла таллия и сероводородной кислоты с формулой Tl₂S, чёрные с синевой кристаллы, плохо растворимые в воде. Очень сильный яд.

Получение

• Сплавлением таллия и серы в токе водорода:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2Tl + S \ \xrightarrow{300^oC}\ Tl_2S } }[/math]

• Действием сероводорода или растворимого сульфида на подкисленные растворимые соли таллия:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2CO_3 + H_2S \ \xrightarrow{}\ Tl_2S\downarrow + CO_2\uparrow + H_2O } }[/math]

[math]\displaystyle{ \mathsf{2TlNO_3 + Na_2S \ \xrightarrow{}\ Tl_2S\downarrow + 2NaNO_3 } }[/math]

• Восстановлением сульфата таллия водородом:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2SO_4 + 4H_2 \ \xrightarrow{T}\ Tl_2S + 4H_2O } }[/math]

Физические свойства

Сульфид диталлия образует чёрные с синевой кристаллы тригональной сингонии, пространственная группа R 3m, параметры ячейки a = 1,220 нм, c = 1,817 нм, Z = 27.

Плавится при 300°С, образуя жёлтую жидкость, которая очень агрессивно действует на стекло.

Химические свойства

• Реагирует с кислотами:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2S + 2HCl \ \xrightarrow{}\ 2TlCl + H_2S\uparrow } }[/math]

• Разбавленная холодная азотная кислота окисляет сульфид-ион:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2S + 4HNO_3 \ \xrightarrow{}\ 2TlNO_3 + S\downarrow + 2NO_2\uparrow + 2H_2O } }[/math]

• А концентрированная горячая окисляет и таллий:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2S + 18HNO_3 \ \xrightarrow{}\ 2Tl(NO_3)_3 + H_2SO_4 + 12NO_2\uparrow + 8H_2O } }[/math]

• При нагревании окисляется кислородом:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Tl_2S + 2O_2 \ \xrightarrow{250^oC}\ Tl_2SO_4 } }[/math]

• На воздухе окисление идёт иначе:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2Tl_2S + 2O_2 \ \xrightarrow{}\ Tl_2O + Tl_2S_2O_3 } }[/math]

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.