Sulfide

Das sulfidische Mineral Stibnit, eine chemische Verbindung von Antimon mit Schwefel

Sulfide sind Salze beziehungsweise Alkyl- oder Arylderivate des Schwefelwasserstoffs (H₂S). Die Salze gehören zur Stoffgruppe der Metall-Schwefel-Verbindungen und enthalten das Sulfid-Anion S²⁻ als Bestandteil. Das Anion selbst wird ebenfalls kurz als Sulfid bezeichnet. Metallsulfide stellen in der Mineralogie eine wichtige Gruppe von Erzen dar. In der Analytik gehören die Metallsulfide in die sogenannte Schwefelwasserstoffgruppe und die Ammoniumsulfidgruppe.

Die Alkyl- bzw. Arylsulfide gehören zu den Organischen Verbindungen (organischer Rest: R−) und weisen die Struktur R−S−R' auf. Sie werden auch als Thioether bezeichnet.

Vorkommen in Mineralien

Pyritwürfel im Muttergestein, Pyrit ist ein Eisensulfid

Das Mineral Zinnober (Cinnabarit), chemisch: Quecksilbersulfid, ein Pigment

Zusammen mit Metall- oder Halbmetall-Kationen entstehen die etwa 600 Sulfid-Minerale, die sich meist durch charakteristische Farben und Strichfarben auszeichnen. Zu ihnen gehören eine Reihe wichtiger Erze, so dass anorganische Sulfide wegen ihres mitunter hohen Metallgehalts als Rohstoffe bei der Gewinnung u.a. von Eisen, Kupfer, Blei, Zink, Quecksilber, Arsen und Antimon dienen. Hier einige sulfidische Mineralien:

• Galenit oder Bleiglanz (PbS)
• Bornit (Buntkupferkies oder Kupfer-Lazur) (Cu₅FeS₄)
• Covellin (Kupfer(II)-sulfid) (CuS)
• Chalkopyrit (Chalcopyrit oder Kupferkies) (CuFeS₂)
• Pyrit (Katzengold oder Narrengold) (FeS₂)
• Realgar oder Rauschrot (AsS)
• Stibnit (Antimonglanz oder Grauspießglanz) (Sb₂S₃)
• Sphalerit oder Zinkblende (ZnS)
• Cinnabarit oder Zinnober (HgS)
• Molybdänit oder Molybdänglanz (Molybdän(IV)-sulfid)

Das chemische Element Schwefel bildet, analog dem in der gleichen Hauptgruppe des Periodensystems stehenden Sauerstoff, das zweifach negativ geladene Sulfid-Anion S^2-.

Die Sulfide der Alkali- und Erdalkalimetalle können durch Anlagerung von Schwefel an freie Sulfidelektronenpaare auch Polysulfide bilden. Schwermetallsalze bilden mit Sulfid-Lösungen unlösliche Niederschläge - eine Eigenschaft, die man für die Analytische Chemie im Kationentrenngang nutzt.

Chemische Eigenschaften

Metallsulfide wie z. B. Eisensulfid sind als Salze der Schwefelwasserstoffsäure aufzufassen. Sulfide reagieren mit entsprechend stärkeren Säuren (wie z. B. Salzsäure) dementsprechend zu den jeweiligen Metallsalzen (bei Salzsäure eben zu Chloriden) und Schwefelwasserstoff (H₂S), welcher sich durch seinen sehr unangenehmen Geruch (faule Eier) bemerkbar macht.

In wässriger Lösung wird das Sulfid-Ion S²⁻ pH-Wert-abhängig protoniert. Im pH-Bereich von 9–11 liegt Sulfid hauptsächlich als Hydrogensulfid-Anion (HS⁻) vor. Dies wird u. a. im Kationentrenngang in der Schwefelwasserstoff- und Ammoniumsulfidgruppe eingesetzt, da die pH-Wert-abhängige Sulfidionenkonzentration eine sukzessive Fällung der unterschiedlich löslichen Sulfide ermöglicht.

Zur Schwefelwasserstoffgruppe gehören nämlich nur diejenigen Elemente, die mit dem Trennmittel schon in saurem Milieu schwerlösliche Sulfide bilden (Fällungsreaktion; Sulfid-Beispiele im Bild rechts, von links nach rechts: Niederschläge mit Mangan(II)-, Cadmium(II)-, Kupfer(II)-, Zink(II)-, Antimon(III)-, Bismut(III)-, Blei(II)- und Zinn(IV)-Kationen). Zur Ammoniumsulfidgruppe gehören die nur im basischen Milieu ausfällbaren Metallsulfide. Sie sind bei Zugabe von Säuren löslich (s. o.). Neben den Sulfiden gibt es noch die ihnen verwandten Thio- und Sulfosalze. Hier sind Sauerstoffatome gegen Schwefelatome ausgetauscht worden (Beispiel: Natriumthiostannat und -thioantimonat, Natriumthiosulfat/Fixiersalz).

Nachweis

Sulfid-Ionen (S²⁻) lassen sich mit Bleiacetatpapier nachweisen, wobei eine schwarze Färbung des Papiers eintritt, hervorgerufen von Bleisulfid:

$ \mathrm {S^{2-}+Pb(CH_{3}COO)_{2}\longrightarrow PbS+2\ CH_{3}COO^{-}} $

Sulfid-Ionen reagieren mit Blei(II)-acetat zu schwarzem Blei(II)-sulfid und Acetat-Ionen.

Eine weitere Möglichkeit ist das Ansäuern einer festen Probe mit einer starken Säure. Es entsteht ein abscheulicher, charakteristischer Geruch nach faulen Eiern, hervorgerufen durch das Gas Schwefelwasserstoff, welches mit der Säure aus dem Sulfid verdrängt werden konnte.

$ \mathrm {S^{2-}+2\ H^{+}\longrightarrow H_{2}S\uparrow } $

Sulfid-Ionen reagieren mit Wasserstoff-Ionen zu dem Gas Schwefelwasserstoff (ähnlicher Geruch wie faule Eier).

Mit Nitroprussid-Natrium bildet sich in schwach alkalischer Lösung eine violette Lösung von [Fe(CN)₅NOS]^4-. ^[1]

Verwendung

Sulfidische Metallfällung

Kupfer(II)-sulfid

Die chemische Fällung von Metallsulfiden spielt nicht nur bei den technischen Herstellungsprozessen eine Rolle, beispielsweise bei der Herstellung von Pigmenten, sondern auch bei Abwasserreinigungsprozessen. Dabei wird die geringe Löslichkeit der Metallsulfide genutzt, um möglichst geringe Metall-Restkonzentrationen zu erzielen. Meist sind Sulfide wesentlich geringer löslich als Hydroxide, beispielsweise: Bleisulfid, Cadmiumsulfid, Eisensulfid, Kupfersulfid, Nickelsulfid, Silbersulfid oder Zinksulfid. Als sulfidisches Fällungsmittel wird in der Regel Natriumsulfid oder Natriumhydrogensulfid verwendet.

Molybdändisulfid

Molybdän(IV)-sulfid (MoS₂) wird als Pulver Schmierstoffen beigemischt und verbessert die Notlaufeigenschaften.

Organische Sulfide

Viele Geruchsstoffe natürlicher Aromen sind organische Sulfide (z.B. in Kaffee). Die natürliche Aminosäure Methionin ist ein Sulfid. Zu organischen Sulfiden siehe Thioether.

Bedeutung für die Umwelt

Sulfide spielen bei der Entstehung von sauren Bergbauwässern eine wichtige Rolle. Saure Bergbauwässer entstehen, wenn die in den Gesteinen anwesenden sulfidischen Mineralien oxidierenden Bedingungen ausgesetzt werden. Die Eisensulfide die in den Bergbaugebieten am häufigsten vorkommen sind Pyrit (FeS₂) und Markasit (FeS₂).

Siehe auch

• Schwefel
• Sulfit (SO₃^2-)
• Sulfat (SO₄^2-)
• Abwasser und Abwasserpumpwerk

Literatur

• D. Weismann, M. Lohse (Hrsg.): Sulfid-Praxishandbuch der Abwassertechnik; Geruch, Gefahr, Korrosion verhindern und Kosten beherrschen! 1. Auflage, VULKAN-Verlag, 2007, ISBN 978-3-8027-2845-7.
• Tatjana Hildebrandt, Manfred K. Grieshaber: Tödlich und doch lebensnotwendig: Die vielen Seiten des Sulfids. In: Biologie in unserer Zeit. 39, Nr. 5, ISSN 0045-205X, 2009, S. 328–334, doi:10.1002/biuz.200910403.

Einzelnachweise

Weblinks

Wiktionary: Sulfid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Sulfid – Lern- und Lehrmaterialien