硫化物

無機化學中，硫化物指電正性較強的金屬或非金屬與硫形成的一類化合物。大多數金屬硫化物都可看作氫硫酸的鹽。由於氫硫酸是二元弱酸，因此硫化物可分為酸式鹽（HS⁻，氫硫化物）、正鹽（S²⁻）和多硫化物（S_n²⁻）三類。

硫化物
系統名 Sulfide(2−)[1] (additive), recommended name Sulfanediide (substitutive),[1] not common, rarely used, sometimes generated by automated nomenclature software in organic chemistry
識別
CAS號	18496-25-8  Y
PubChem	29109
ChemSpider	27079
SMILES	[S-2]
ChEBI	15138
性質
化學式	S
摩爾質量	32.07 g·mol−1
相關物質
其他陰離子	氧化物 硒化物 碲化物
若非註明，所有數據均出自標準狀態（25 ℃，100 kPa）下。

有機化學中，硫化物（英文：Sulfide）指含有二價硫的有機化合物。根據具體情況的不同，有機硫化物可包括：硫醚（R-S-R）、硫酚/硫醇（Ar/R-SH）、硫醛（R-CSH）、硫代羧酸（S取代羧基中的一個或兩個O，如R-CO-SH、R-CS-OH、R-CS-SH）和二硫化物（R-S-S-R）等。參見有機硫化合物。

合成

無機硫化物通常可通過以下方法合成：

• 單質直接化合，例如：

C + 2S -^1123~1223K→ CS₂

• 硫酸鹽或高價硫化物的還原，例如：

Na₂SO₄ + 4C -^1373K→ Na₂S + 4CO

In₂S₃ + 2H₂ → In₂S + 2H₂S

• 溶液中或高溫的複分解反應，例如：

FeCl₂ + H₂S → FeS↓ + 2HCl

3SiO₂ + 2Al₂S₃ -^1373K→ 3SiS₂ + 2Al₂O₃

• 以硫代酸鹽為原料製取，例如：

(NH₄)₂MoO₄ + 4(NH₄)₂S + 4H₂O → (NH₄)₂[MoS₄] + 8NH₃.H₂O

(NH₄)₂[MoS₄] + 2HCl —^Δ→ MoS₃ + H₂S + 2NH₄Cl

• 高價硫化物加熱分解，例如：

MoS₃ -^△→ MoS₂ + S

物理性質

Al2S3	黃	GeS	灰黑	P4S5	亮黃	CdS	黃
Ga2S3	黃	SnS2	黃	P4S10	黃	HgS	紅/黑
In2S3	黃/紅	SnS	棕黑	As4S4	紅	MnS	綠/肉
InS	酒紅	PbS	黑	As4S6	黃	MoS3	紅棕
Tl2S3	藍黑			As4S10	淡黃	RuS2	灰藍
Tl2S	黑			Sb2S3	橙紅	FeS2	黃
				Bi2S3	棕黑

硫化物大多含有鮮艷的顏色，見右表。^[2] 除此之外，MoS₂、Re₂S₇、FeS、CoS₂、NiS、PtS₂、Cu₂S、CuS和Ag₂S等過渡金屬硫化物都是黑色的。

金屬的酸式硫化物都可溶於水，但正鹽中只有鹼金屬硫化物和硫化銨可溶。一般地講，金屬硫化物的溶解度可通過陽離子極化力（離子電荷數/離子半徑，Z²/r）的大小來預測。陽離子極化能力的增強，將導致化合物共價性的增加，極性減小，因而溶解度也降低。

化學性質

水解

金屬硫化物在水中都會發生不同程度的水解：

S²⁻ + H₂O → HS⁻ + OH⁻

HS⁻ + H₂O ⇌ H₂S + OH⁻

H₂S的pKa分別約為：pK_a1 = 6.89 和 pK_a2 = 19±2，^[3] 因此金屬硫化物溶液會呈不同程度的鹼性，而鹼金屬的硫化物溶液的鹼性更是可以與相應的氫氧化物匹敵。

S²⁻不能在水中存在，也無法在超高濃度的CsOH溶液中存在。^[4]

灼燒

灼燒硫化物礦物時可能發生兩種反應：^[5]

1. 硫化物轉化為相應的氧化物，硫則轉化為二氧化硫。例如由方鉛礦製取鉛時有一步為：

2PbS + 3O₂ → 2PbO + 2SO₂

1. 硫化物被氧化為相應的可溶硫酸鹽。

以上兩步都是冶煉金屬時，轉化硫化物礦石的重要方法。

氧化

硫化物中-2價的硫具有還原性，視條件不同可被氧化為硫、亞硫酸鹽和硫酸鹽等。

S + 2e⁻ = S²⁻; -0.407V^[6]

酸鹼性

硫化物和相應的氧化物類似，其酸鹼性隨周期和族的變化也和氧化物的類似，但硫化物的鹼性不如氧化物強。

^[7]

H2S	NaHS	Na2S	As2S3	As2S5	Na2S2
H2O	NaOH	Na2O	As2O3	As2O5	Na2O2
	鹼性	鹼性	兩性	酸性	鹼性

同周期元素最高氧化態硫化物從左到右酸性增強；同族元素相同氧化態的硫化物從上到下酸性減弱；同種元素的硫化物中，高氧化態的硫化物酸性更強。因此As₂S₅酸性強於Sb₂S₅，而Sb₂S₅的酸性則要強於SnS₂和Sb₂S₃。

多硫化物

主條目：多硫化物

多硫化物是含有多硫離子S_n²⁻的化合物，n=2,3,4,5,6,...,9。多硫化物可由硫在硫化物溶液中煮沸製得，其溶液一般都為黃色，且顏色隨n值的增加而加深。

多硫離子類似於過氧化物，具有氧化性，但不及過氧離子氧化性強：

S₂²⁻ + 2e⁻ = 2S²⁻; E^o = -0.476V

HO₂⁻ + H₂O + 2e⁻ = 3OH⁻; E^o = 0.87V

多硫化物酸化時即放出硫化氫和硫：

S_n²⁻ + 2H⁺ → H₂S + (n-1)S

多硫離子還可作配體。例如Na₂S_n作用於(η⁵-C₅H₅)₂TiCl₂時，會生成含有TiS₅環的配位化合物。

分析

點滴法^[2]

點滴法是鑑定S²⁻和HS⁻離子的靈敏方法，其步驟為：在點滴板上混合可溶硫化物的鹼性溶液和1%的硝普酸鈉Na₂[Fe(CN)₅NO]（亞硝基鐵氰化鈉）溶液，若試樣中存在S²⁻離子則會出現不同深度的紅紫色，靈敏度1：50000。其機理可能是[Fe(CN)₅(NO)S]⁴⁻離子的生成。

除此之外，向點滴板中加入試液、濃鹽酸、幾顆對氨基二甲基苯胺晶體和0.1mol/L氯化鐵溶液，若在2~3分鐘後出現藍色，也可證明硫離子的存在。機理是生成了藍色的亞甲基藍。

應用

在分析化學中的應用

硫化氫系統是傳統且較廣泛的分析陽離子的方法，主要依據各離子硫化物溶解度的顯著差異，將常見的陽離子分成五組。

簡化的硫化氫系統分組方案^[8]

組試劑	HCl	0.3 mol/L HCl, H2S 或 0.2~0.6 mol/L HCl TAA，加熱		NH3 + NH4Cl (NH4)2S 或 TAA，加熱	/
組的名稱	I組 銀組 鹽酸組	II組 銅 錫組 硫化氫組		III組 鐵組 硫化銨組	IV組 鈣鈉組 可溶組
組內離子	Ag+ Hg22+ Pb2+	II A Pb2+ Bi3+ Cu2+ Cd2+	II B Hg2+ As（III，V） Sb（III，V） Sn（II，IV）	Al3+ Mn2+ Cr3+ Zn2+ Fe3+ Co2+ Fe2+ Ni2+	Ba2+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ NH4+

由於H₂S氣體毒性大，且儲存不便，故一般多以硫代乙酰胺（CH₃CSNH₂，TAA）水溶液作沉澱劑。

• 在酸性溶液中TAA水解產生H₂S，可替代H₂S：

CH₃CSNH₂ + H⁺ + 2H₂O ⇌ CH₃COOH + NH₄⁺ + H₂S↑

• 在氨性溶液中水解生成HS⁻，可替代(NH₄)₂S：

CH₃CSNH₂ + 2NH₃ ⇌ CH₃-C(-NH₂)=NH + NH₄⁺ + HS⁻

• 在鹼性溶液中水解生成S²⁻，可替代Na₂S：

CH₃CSNH₂ + 3OH⁻ ⇌ CH₃COO⁻ + NH₃ + H₂O + S²⁻

硫化物的其他應用還有：

• 二硫化鉬是有機合成中的催化劑。由於含硫有機化合物（如噻吩）會使普通氫化催化劑中毒，因此二硫化鉬可用於催化含硫有機物質的加氫反應。
• 硫化鎘可用於製作光電池。
• 硫化鉛被用於製作紅外感應器。
• 多硫化鈣、多硫化鋇和多硫化銨是殺菌劑和殺蟲劑。
• 二硫化碳在工業上被用作溶劑。此外，二硫化碳也被用來製取四氯化碳，有機化學中則用二硫化碳來插入-C(=S)-S-基團。
• 硫化鋅和硫化鎘被用來製造熒光粉，高純度的硫化鎘是良好的半導體。
• 三硫化四磷用於制火柴和煙火。
• 十硫化四磷用於制殺蟲劑、潤滑油添加劑和浮選劑。
• 硫化鈉被大量用於硫化染料的製造、有機藥物和紙漿的生產等。
• 硫化鈣和硫化鋇被用來製造發光漆。

另外，有色金屬硫化物的互熔體也被稱為鋶，是銅、鎳等冶煉過程中的中間產品。鋶中含有貴重金屬。

參見

• 有機硫化合物

參考資料

1. sulfide(2−) (CHEBI:15138). Chemical Entities of Biological Interest (ChEBI). UK: European Bioinformatics Institute. [2020-09-22]. （原始內容存檔於2021-04-18）.
2. 張青蓮等。《無機化學叢書》第五卷。北京：科學出版社。
3. Giggenbach, W. (1971). Inorg. Chem. 10:1333. Meyer, B.; Ward, K.; Koshlap, K.; & Peter, L. (1983). Inorganic Chemistry 22:2345. Myers, R. J. (1986). Journal of Chemical Education 63:687.
4. May, P. M.; Batka, D.; Hefter, G.; Königsberger, E.; Rowland, D. Goodbye to S2− in aqueous solution. Chemical Communications. 2018-02-20, 54 (16): 1980–1983 [2021-01-07]. ISSN 1364-548X. doi:10.1039/C8CC00187A. （原始內容存檔於2021-04-18） （英語）.
5. Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
6. J.A.迪安。《蘭氏化學手冊》第二版。北京：科學出版社，2003年。ISBN 7-03-010409-9
7. 宋天佑，徐家寧，程功臻編。《無機化學》下冊。北京：高等教育出版社，2006年。ISBN 7-04-015582-6
8. 華中師範大學等編。《分析化學》上冊。北京：高等教育出版社，2005年。ISBN 7-04-009140-2