Eisen(II)-disulfid

Kristallstruktur

__ Fe²⁺ __ __ S₂^2-

Allgemeines

Name

Eisen(II)-disulfid

Andere Namen

Schwefelkies
Pyrit
Markasit

Verhältnisformel

FeS₂

CAS-Nummer

1309-36-0

1317-66-4
12068-85-8 ^[1]

Kurzbeschreibung

messinggelbe bis goldgelbe Kristalle (Pyrit)^[2]
messinggelbe bis grünliche Kristalle (Markasit)^[2]

Eigenschaften

Molare Masse

119,98 g·mol⁻¹

Aggregatzustand

fest^[3]

Dichte

5,00 g·cm⁻³^[3] (Pyrit)
4,87 g·cm⁻³^[1] (Markasit)

Löslichkeit

praktisch unlöslich in Wasser; unlöslich in verdünnten Säuren; löslich in konzentriertem HCl, HNO₃^[4]

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung ^[3]

keine GHS-Piktogramme

H- und P-Sätze

H: keine H-Sätze

P: keine P-Sätze

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Eisen(II)-disulfid ist das Disulfid des zweiwertigen Eisens mit der Formel FeS₂.

Vorkommen

Natürlich kommt Eisen(II)-disulfid mineralisch als Pyrit oder als Markasit vor.

Gewinnung und Darstellung

Eisen(II)-disulfid kann durch Erhitzen von Eisen(II)-sulfid mit Schwefel hergestellt werden:

\mathrm {FeS+S\longrightarrow FeS_{2}}

Ebenso entsteht Eisen(II)-disulfid beim Überleiten von Schwefelwasserstoff H₂S über Eisen(III)-oxid bei Rotglut:^[5].

\mathrm {Fe_{2}O_{3}+4\ H_{2}S\longrightarrow 2\ FeS_{2}+3\ H_{2}O+H_{2}}

Eigenschaften

Pyritkristalle aus Huansala, Huánuco Dep., Peru

Reines Eisen(II)-disulfid bildet gold- bzw. messinggelbe Kristalle. In der kubischen Kristallform kommt Eisen(II)-disulfid in der Natur als Pyrit vor. Erhitzt man Pyrit, so spaltet dieser Schwefel ab und verbrennt dabei zu Schwefeldioxid SO₂ und Eisen(III)-oxid Fe₂O₃:

\mathrm {4\ FeS_{2}+11\ O_{2}\longrightarrow 2\ Fe_{2}O_{3}+8\ SO_{2}}

Es reagiert, ebenso wie Eisen(II)-sulfid, mit Säuren unter Bildung von Schwefelwasserstoff (das in diesem Falle zunächst gebildete Disulfan (H₂S₂) ist bei Normalbedingungen instabil und zerfällt zu H₂S und Schwefel).

Verwendung

Früher wurde Eisen(II)-disulfid in großen Mengen für die Herstellung von Schwefelsäure H₂SO₄ verwendet. Heutzutage wird es für die Kathode der Lithium-Eisensulfid-Batterie benutzt. ^[6]

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 D'Ans-Lax, Taschenbuch für Chemiker und Physiker, Band 3 (1998); ISBN 3-540-60035-3 Referenzfehler: Ungültiges <ref>-Tag. Der Name „Lax“ wurde mehrere Male mit einem unterschiedlichen Inhalt definiert.
↑ ^2,0 ^2,1 Thieme Römpp Online, abgerufen am 22. Januar 2012.
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 Eintrag zu CAS-Nr. 1309-36-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 29. März 2009 (JavaScript erforderlich)
↑ Chemiker-Kalender; Synowietz, Schäfer; Berlin, Heidelberg, 1984, Seite 104–105
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1657.
↑ S. 7 (Auszug aus: Anorganische Chemie, S. 287, Pearson, 2010)

[Lax-1] 1,0 ^1,1 D'Ans-Lax, Taschenbuch für Chemiker und Physiker, Band 3 (1998); ISBN 3-540-60035-3 Referenzfehler: Ungültiges <ref>-Tag. Der Name „Lax“ wurde mehrere Male mit einem unterschiedlichen Inhalt definiert.

[Römpp-2] 2,0 ^2,1 Thieme Römpp Online, abgerufen am 22. Januar 2012.

[GESTIS-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 Eintrag zu CAS-Nr. 1309-36-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 29. März 2009 (JavaScript erforderlich)

[Chemiker-Kalender-4] Chemiker-Kalender; Synowietz, Schäfer; Berlin, Heidelberg, 1984, Seite 104–105

[5] Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1657.

[6] S. 7 (Auszug aus: Anorganische Chemie, S. 287, Pearson, 2010)

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