Structure, propriétés, production, utilisations du sulfure de calcium (CaS)

le sulfure de calcium C'est un solide inorganique formé par l'élément calcium (Ca) et l'élément soufre (S), la formule chimique est CaS. C'est un solide blanc jaunâtre soluble dans l'eau, trouvé dans la nature dans certains volcans et dans certaines météorites sous la forme d'un minéral appelé oldhamite..

Lorsque le CaS se dissout dans l'eau, il forme divers composés en raison de l'ion sulfure S^deux- devient ion SH^- et des ions OH se forment^-. La solution résultante est alcaline. Ce composé est utilisé comme base pour des composés luminescents ou qui produisent de la lumière visible dans certaines conditions. Ces matériaux sont également utilisés dans les peintures lumineuses.

Le CaS a été considéré comme un médicament possible pour traiter les problèmes cardiaques et vasculaires tels que l'hypertension ou l'hypertension artérielle, une maladie qui touche une grande partie de la population mondiale..

Avec le sulfure de calcium, d'autres composés tels que le nitrate de calcium et le carbonate de calcium peuvent être obtenus. Il doit être manipulé avec précaution et en contact avec l'humidité de l'atmosphère, il peut produire du H_deuxS qui est très toxique.

Index des articles

• 1 Structure
• 2 Nomenclature
• 3 Propriétés physiques
  • 3.1 État physique
  • 3.2 Poids moléculaire
  • 3.3 Point de fusion
  • 3.4 Densité
  • 3.5 Solubilité
• 4 Propriétés chimiques
  • 4.1 Solution aqueuse
  • 4.2 Composés présents lorsqu'ils sont dissous dans l'eau
  • 4.3 Réaction avec les acides
  • 4.4 Autres réactions
• 5 Obtention
  • 5.1 Présence dans la nature
• 6 utilisations
  • 6.1 Dans les matériaux lumineux
  • 6.2 En médecine
  • 6.3 Pour obtenir d'autres composés
  • 6.4 Autres applications
• 7 risques
• 8 Références

Structure

Le sulfure de calcium est un composé hautement ionique formé par un ion calcium Ca^deux+ et un ion sulfure S^deux-.

Se cristallise en une structure cubique comme le sel gemme.

Nomenclature

• Sulfure de calcium

Propriétés physiques

État physique

Solide cristallin blanc jaunâtre, cristaux cubiques comme ceux du chlorure de sodium.

Poids moléculaire

72,144 g / mol

Point de fusion

2528 ºC

Densité

2,59 g / cm³

Solubilité

Soluble dans l'eau. Insoluble dans l'éthanol.

Propriétés chimiques

Solution aqueuse

Lorsque le CaS se dissout dans l'eau, il se sépare en ses ions calcium Ca. ^deux+ et soufre S^deux-. Ce dernier dans l'eau prend un proton et devient l'ion hydrosulfure SH^- libérant un ion hydroxyle OH^-.

S^deux- + H_deuxO ⇔ SH^- + Oh^-

Par conséquent, les solutions de CaS de sulfure de calcium sont alcalines (ont un pH basique) et ne contiennent pas d'ions S.^deux- mais SH^-.

Ce n'est que lorsqu'une grande quantité d'alcali tel que l'hydroxyde de sodium NaOH est ajoutée à la solution que l'équilibre se déplace vers la formation d'ions sulfure S^deux-.

Le SH^- peut prendre un autre proton H⁺ à partir de l'eau, formant du sulfure d'hydrogène, qui est un composé très toxique.

SH^- + H_deuxO ⇔ H_deuxS + OH^-

Pour cette raison, de petites quantités de H se forment dans l'eau._deuxOui et lorsqu'il est exposé à l'humidité de l'environnement, le CaS dégage une odeur désagréable typique du sulfure d'hydrogène.

Composés présents lorsqu'ils sont dissous dans l'eau

Le résultat des réactions dans l'eau indiquées ci-dessus est la formation de Ca (SH)_deux, Ca (OH)_deux et Ca (SH) (OH).

CaS + H_deuxO → Ca (SH) (OH)

Ca (SH) (OH) + H_deuxO → Ca (OH)_deux + H_deuxS

Réaction avec les acides

Les mêmes réactions qui se produisent dans l'eau font réagir le CaS avec les acides formant H_deuxS.

CaS + 2 HCl → CaCl_deux + H_deuxS

Autres réactions

Si une solution de sulfure de calcium est chauffée avec du soufre, les ions polysulfure S sont obtenus.₄^deux- et S₃^deux-.

Si le CaS est chauffé à l'air sec ou à l'oxygène pur, le composé s'oxyde en sulfite de calcium CaSO₃ puis au sulfate de calcium CaSO₄:

2 CaS + 3 O_deux → 2 CaSO₃

2 CaSO₃ + OU ALORS_deux → 2 CaSO₄

Avec des agents oxydants tels que le chlorate de potassium KClO₃, nitrate de potassium KNO₃ ou dioxyde de plomb PbO_deux des réactions violentes se produisent.

Obtention

Le sulfure de calcium peut être préparé par calcination (chauffage à très haute température) des éléments calcium (Ca) et soufre (S) dans une atmosphère inerte, c'est-à-dire sans oxygène ni vapeur d'eau par exemple..

Ca + S + chaleur → CaS

Il peut également être obtenu en chauffant du sulfate de calcium CaSO₄ au charbon de bois:

Cas₄ + 2 C → CaS + 2 CO_deux

Cependant, dans ce dernier cas, un CaS pur n'est pas obtenu, car il réagit en plus avec CaSO₄ formant CaO et SO_deux.

Le CaS est également généré par la combustion des déchets de charbon.

Présence dans la nature

Le CaS est naturellement présent dans l'oldhamite minérale. C'est un composant de certaines météorites et il est important pour la recherche scientifique menée sur le système solaire..

On pense que l'Oldhamite s'est formée par condensation dans la nébuleuse à l'origine du système solaire. Il est également présent dans les volcans.

De plus, le sulfure de calcium est produit naturellement par la réduction du CaSO₄ (plâtre) éventuellement dû à l'action de bactéries.

Applications

En matériaux lumineux

L'une des utilisations les plus répandues du sulfure de calcium a été comme base pour des composés luminescents. Ce sont des substances qui émettent de la lumière visible dans certaines circonstances..

Dans les composés luminescents de CaS cela agit comme une base et des activateurs sont ajoutés à la structure tels que les chlorures de certains éléments tels que le cérium (Ce³⁺) et l'europium (Eu^deux+).

Le matériau issu de l'union du CaS et de l'activateur est utilisé par exemple dans les écrans à tube cathodique qui composent les anciens écrans d'ordinateurs ou d'ordinateurs ou d'anciens téléviseurs..

Ils sont également utilisés dans les lampes à diodes électroluminescentes ou LED. Diodes électroluminescentes).

Ces matériaux sont également utilisés dans les peintures et vernis lumineux..

En médecine

Le sulfure de calcium a été considéré dans les études scientifiques médicales comme un médicament pour traiter l'hypertension artérielle (pression artérielle élevée). Il s'agit d'une maladie qui affecte le système cardiovasculaire de nombreuses personnes (cœur et vaisseaux sanguins).

CaS est considéré comme un «donneur» de H_deuxS. Cela joue un rôle important dans la régulation du tonus ou de la force des vaisseaux sanguins, de sorte que l'administration de CaS pourrait être un remède possible pour traiter l'hypertension.

En obtenant d'autres composés

Le sulfure de calcium permet de préparer d'autres composés comme le nitrate de calcium Ca (NO₃)_deux:

CaS + 2 HNO₃ → Ca (NON₃)_deux + H_deuxS

Il a également été utilisé pour obtenir du carbonate de calcium CaCO₃. Pour ce faire, une solution aqueuse de CaS est soumise à une carbonatation avec du CO_deux:

CaS + H_deuxO + CO_deux → H_deuxS + CaCO₃

Autres applications

Le sulfure de calcium est également utilisé comme additif lubrifiant et comme agent de flottation dans l'extraction minérale..

Des risques

Le sulfure de calcium peut provoquer une irritation de la peau, des yeux et des voies respiratoires. Il doit être manipulé avec précaution et avec un équipement de sécurité adéquat.

C'est un composé très toxique pour la vie aquatique, il est donc dangereux pour ces environnements.

Les références

1. Cotton, F. Albert et Wilkinson, Geoffrey. (1980). Chimie inorganique avancée. Quatrième édition. John Wiley et fils.
2. Lide, D.R. (éditeur). (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 85^e Presse CRC.
3. Ropp, R.C. (2013). Composés alcalino-terreux du groupe 16 (O, S, Se, Te). Sulfure de calcium. Dans l'Encyclopédie des composés alcalino-terreux. Récupéré de sciencedirect.com.
4. Li, Y.F. et coll. (2009). Le sulfure de calcium (CaS), donneur d'hydrogène sulfuré (H (2) S): un nouveau médicament antihypertenseur? Hypothèses Med, septembre 2009; 73 (3): 445-7. Récupéré de ncbi.nlm.nih.gov.
5. Maison J.E. et House, K.A. (2016). Soufre, sélénium et tellure. Présence de soufre. In Descriptive Inorganic Chemistry (troisième édition). Récupéré de sciencedirect.com.
6. NOUS. Bibliothèque nationale de médecine. (2019). Sulfure de calcium. Récupéré de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
7. De Beer, M. et coll. (2014). Conversion du sulfure de calcium en carbonate de calcium au cours du processus de récupération du soufre élémentaire des déchets de gypse. Waste Manag, novembre 2014; 34 (11): 2373-81. Récupéré de ncbi.nlm.nih.gov.