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Solfuro di carbonio

composto chimico organico

Il solfuro di carbonio (nome sistematico: disolfuro di carbonio) è un composto binario del carbonio tetravalente con lo zolfo, avente formula molecolare CS2.

Solfuro di carbonio
Formula di struttura
Formula di struttura
Modello 3D della molecola
Modello 3D della molecola
Nome IUPAC
disolfuro di carbonio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareCS2
Massa molecolare (u)76,14 g/mol
Aspettoliquido incolore
Numero CAS75-15-0
Numero EINECS200-843-6
PubChem6348
SMILES
C(=S)=S
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)1,26 (20 °C)
Indice di rifrazione1,628
Solubilità in acqua2,9 g/L (20 °C)
Coefficiente di ripartizione 1-ottanolo/acqua2,00
Temperatura di fusione−111 °C (162 K)
Temperatura di ebollizione47 °C (320 K)
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiamma−30 °C (243 K)
Limiti di esplosione1 - 60 Vol%
Temperatura di autoignizione100 °C (373 K)
Simboli di rischio chimico
facilmente infiammabile irritante tossico a lungo termine tossicità acuta
pericolo
Frasi H225 - 302 - 315 - 319 - 361 - 372 - 412
Consigli P201 - 210 - 273 - 280 - 308+313 - 337+313 [1]

La sua molecola è isoelettronica di valenza con l'anidride carbonica e, in analogia a quest'ultima, CS2 è considerato la tioanidride dell'acido tritiocarbonico H2CS3,[2][3] composto instabile al pari dell'acido carbonico H2CO3,[4] e dal quale derivano i corrispondenti tiosali, importanti in chimica analitica qualitativa.[5]

A temperatura ambiente il solfuro di carbonio si presenta come un liquido incolore molto volatile (Teb. = 46,25 °C) ed estremamente infiammabile, dall'odore etereo piacevole[6] che ricorda in parte quello dolce del cloroformio.[7][8] Al contrario, in campioni commerciali non purissimi presenta un caratteristico odore sgradevole.[7] Il solfuro di carbonio è fotosensibile e va conservato in recipienti metallici o bottiglie scure, perché l'esposizione alla luce causa una parziale decomposizione con la formazione di una colorazione gialla e la comparsa dell'odore sgradevole.[9]

È un composto irritante e tossico a causa della sua interazione con il sistema nervoso centrale, come pure COS,[9] e nocivo alla riproduzione.[6]

È un composto apolare, pochissimo solubile in acqua, 2,9 g/L, ≈ 0,038 M (20 °C)[10] e con costante dielettrica molto bassa: εr = 2,64;[11] tuttavia, è un ottimo solvente, particolarmente apprezzato per cere, grassi, idrocarburi e sostanze non polari in genere;[12] è inoltre il migliore conosciuto per elementi puri quali zolfo elementare, 35,5 g/100 g, e fosforo bianco (P4), 89 g/100 g.[13]

Il solfuro di carbonio è solubile in ogni rapporto con il tetracloruro di carbonio, il benzene, il cloroformio, l'etere di petrolio, l'etere, l'alcool assoluto e l'anidride solforosa liquida; nel metanolo (87,2 g/100 g) è molto solubile, come pure in dimetilsolfossido (45 g/100 g) ed è solubile pure nel tricloruro di fosforile, mentre è praticamente insolubile in solfolano.[14]

Di CS2 sono noti anche gli analoghi con il selenio (CSe2, liquido giallo, p. eb. 125,5 °C[15]) e con il tellurio (CTe2, liquido[16]), che sono via via più instabili, nonché i composti misti CSSe e CSTe.[2][17]

Proprietà e struttura molecolare

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Il solfuro di carbonio è un composto endotermico: ΔHƒ° = +89,41 ± 0,71 kJ/mol;[18] questo a differenza di CO2, che invece è un composto fortemente esotermico (ΔHƒ° = -393,51 ± 0,13 kJ/mol);[19] per completezza, il composto misto COS (solfuro di carbonile, gassoso) è esotermico ma di valore intermedio (ΔHƒ° = -138,41 kJ/mol).[20] Questo vuol dire che i legami del carbonio con gli eteroatomi, passando da O a S, si indeboliscono notevolmente, rendendo la molecola CS2 parecchio più reattiva di CO2.[6]

Il solfuro di carbonio, l'anidride carbonica e il solfuro di carbonile, data la loro struttura molecolare, sono considerati eteroalleni.[21]

Struttura molecolare

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La molecola del solfuro di carbonio ha formula di struttura S=C=S, è lineare con simmetria D∞h,[22] come quella analoga dell'anidride carbonica (O=C=O). Come in quest'ultima, l'atomo centrale C è è ibridato sp[23][24] e qui forma due doppi legami con due atomi di zolfo, uno da una parte e uno dall'altra; l'angolo di legame è ovviamente di 180° e di conseguenza il momento dipolare è nullo.[22]

La distanza C–S dedotta da indagini diffrattometriche è di 155,80 ± 0,05 pm,[25] un valore leggermente minore del normale (160 pm) per un legame C=S con C ibrido sp2,[26] però alquanto maggiore (quindi legami più deboli) di quella C–O nella CO2 (116,2 pm).[27]

Chimica ionica in fase gassosa

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Il potenziale di ionizzazione del solfuro di carbonio, pari a 10,07 eV,[28] è leggermente minore di quello di COS (11,18 eV),[29] ma alquanto minore rispetto a quello di CO2 (13,78 eV).[30]

L'affinità elettronica di CS2, pari a 0,55 eV,[28] è leggermente maggiore di quella di COS (0,46 eV),[29] mentre quella di CO2 è negativa (≈ −0,6 eV).[30]

La molecola CS2 ha un'affinità protonica di 681,9 kJ/mol,[28] un po' più grande rispetto a COS ( 628,5 kJ/mol),[29] ma molto maggiore di quella della CO2 (540,5 kJ/mol)[30] e in ogni caso di poco inferiore rispetto a H2O (691 kJ/mol),[31] la quale risulta quindi più basica in fase gassosa.

CS2 può fungere da acido di Lewis catturando uno ione fluoruro esotermicamente, con rilascio di 146 kJ/mol, ma molto di meno per la cattura di uno ione cloruro (36,8 kJ/mol), bromuro (34,7 kJ/mol) o ioduro (31 kJ/mol),[32] che sono basi di Lewis molto più deboli.

Presenza in natura e produzione

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Piccole quantità di solfuro di carbonio vengono liberate dalle eruzioni vulcaniche e dalle paludi.

Il CS2 veniva prodotto dalla reazione diretta tra carbonio (o coke) e zolfo a temperature elevate. Una reazione a temperatura più bassa, 600 °C utilizza invece gas naturale come fonte di carbonio in presenza di gel di silice o allumina come catalizzatore[33]

 

Il solfuro di carbonio è altamente infiammabile e brucia all'aria formando anidride carbonica e anidride solforosa:

 

L'arrostimento del tiocianato mercurico produce, in aggiunta al solfuro mercurico e tetranitruro di tricarbonio, vapore di solfuro di carbonio:[34]

2 Hg(SCN)2   →   2 HgS + C3N4 + CS2 ↑

Reazioni

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Il solfuro di carbonio, sottoposto a scariche elettriche, produce il disolfuro di tricarbonio C3S2 (S=C=C=C=S), che è un liquido rosso (p. fus. ≈ -5 °C), instabile, che lentamente polimerizza a temperatura ambiente; questo è analogo al sottossido di carbonio C3O2.[17]

Reagisce con il cloro formando il tetracloruro di carbonio:[35]

CS2 + 3 Cl2   →   CCl4 + S2Cl2

Il solfuro di carbonio reagisce con l'anidride solforica, che si riduce a anidride solforosa, ossidandosi a solfuro di carbonile:[9]

CS2 + 3 SO3   →   COS + 4 SO2

Rispetto alla CO2, CS2 è più reattivo verso i nucleofili (SH−, OR− e ammine primarie e secondarie) e più facilmente riducibile. Riscaldato e sottoposto ad alte pressioni, il solfuro di carbonio polimerizza per dare un solido nero.[35] Queste differenze di reattività possono essere attribuite alla minore forza dei legami C-S rispetto a quelli C-O, che rende il carbonio più facilmente attaccabile, rendendo di fatto il C di CS2 più elettrofilo di quello di CO2.

Trova ampio uso nella sintesi di composti organo-zolfo (quali ad esempio gli xantati ROCS2− e il metham sodico, un fumigante per suolo) e viene comunemente utilizzato nella produzione del tessuto di viscosa.

Igiene industriale

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L'esposizione a solfuro di carbonio determina il solfocarbonismo, una grave malattia che nel passato assunse un'importante rilevanza sociale dovuta all'ampiezza dei dati epidemiologici. In Italia fu una delle prime malattie professionali riconosciute dall'INAIL.

Note

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  1. ^ scheda del solfuro di carbonio su IFA-GESTIS
  2. ^ a b Ralf Steudel, Chemie der Nichtmetalle: Synthesen - Strukturen - Bindung - Verwendung, collana De Gruyter studium, 4., vollständig neu bearbeitete Auflage, De Gruyter, 2014, pp. 272-274, ISBN 978-3-11-030439-8.
  3. ^ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, p. 213, ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ^ trithiocarbonic acid, su webbook.nist.gov.
  5. ^ G. Gioia Lobbia e G. Novara, ANALISI QUALITATIVA E COMPLEMENTI DI CHIMICA, Bulgarini, 1988, p. 456.
  6. ^ a b c N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, pp. 317-318, ISBN 0-7506-3365-4.
  7. ^ a b (EN) Is CS2 Ionic or Covalent? - Techiescientist, su techiescientist.com, 18 settembre 2021. URL consultato il 28 ottobre 2024.
  8. ^ Carbon disulfide | CS2, su chemspider.com. URL consultato il 28 ottobre 2024.
  9. ^ a b c Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 1040, ISBN 978-3-11-026932-1.
  10. ^ (EN) Carbon disulfide | 75-15-0, su ChemicalBook. URL consultato il 31 dicembre 2024.
  11. ^ carbon disulfide, su stenutz.eu. URL consultato il 31 dicembre 2024.
  12. ^ Therald Moeller, John C. Bailar, Jr. e Jacob Kleinberg, Chemistry with inorganic qualitative analysis, Academic Press, 1980, p. 718, ISBN 978-0-12-503350-3.
  13. ^ (EN) Èva Boros, Martyn J. Earle e Manuela A. Gîlea, On the dissolution of non-metallic solid elements (sulfur, selenium, tellurium and phosphorus) in ionic liquids, in Chemical Communications, vol. 46, n. 5, 19 gennaio 2010, pp. 716–718, DOI:10.1039/B910469K. URL consultato il 31 dicembre 2024.
  14. ^ carbon disulfide, su chemister.ru. URL consultato il 2 gennaio 2025.
  15. ^ (EN) CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97ª ed., CRC Press, 24 giugno 2016, DOI:10.1201/9781315380476, ISBN 978-1-315-38047-6. URL consultato il 2 gennaio 2025.
  16. ^ Norbert Adolph Lange e John Aurie Dean, Lange's handbook of chemistry, 15th ed, McGraw-Hill, 1998, p. 6.89, ISBN 978-0-07-016384-3.
  17. ^ a b (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, pp. 314-317, ISBN 0-7506-3365-4.
  18. ^ Carbon disulfide, su webbook.nist.gov.
  19. ^ Carbon dioxide, su webbook.nist.gov.
  20. ^ Carbonyl sulfide, su webbook.nist.gov.
  21. ^ (EN) Amarnath Bheemaraju, Jeffrey W. Beattie e Erwyn G. Tabasan, Steric and Electronic Effects in the Formation and Carbon Disulfide Reactivity of Dinuclear Nickel Complexes Supported by Bis(iminopyridine) Ligands, in Organometallics, vol. 32, n. 10, 24 maggio 2013, pp. 2952–2962, DOI:10.1021/om400187v. URL consultato il 28 ottobre 2024.
  22. ^ a b Experimental data for CS2 (Carbon disulfide), su Computational Chemistry Comparison and Benchmark DataBase.
  23. ^ (EN) CS2 Lewis Structure, Hybridization, Molecular Shape, and Polarity - Techiescientist, su techiescientist.com, 8 febbraio 2021. URL consultato il 28 ottobre 2024.
  24. ^ Erwin Riedel e Christoph Janiak, Anorganische chemie, collana De Gruyter Studium, 10. Auflage, De Gruyter, 2022, p. 577, ISBN 978-3-11-069604-2.
  25. ^ (EN) Norman C. Baenziger e William L. Duax, Crystal Structure and Molecular Motion of Solid Carbon Disulfide, in The Journal of Chemical Physics, vol. 48, n. 7, 1º aprile 1968, pp. 2974–2981, DOI:10.1063/1.1669561. URL consultato il 28 ottobre 2024.
  26. ^ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, Piccin, 1999, pp. A-25 - A-33, ISBN 88-299-1470-3.
  27. ^ Experimental data for CO2 (Carbon dioxide), su Computational Chemistry Comparison and Benchmark DataBase.
  28. ^ a b c Carbon disulfide, su webbook.nist.gov.
  29. ^ a b c Carbonyl sulfide, su webbook.nist.gov.
  30. ^ a b c Carbon dioxide, su webbook.nist.gov.
  31. ^ Edward P. L. Hunter e Sharon G. Lias, Evaluated Gas Phase Basicities and Proton Affinities of Molecules: An Update, in Journal of Physical and Chemical Reference Data, vol. 27, n. 3, 1º maggio 1998, pp. 413–656, DOI:10.1063/1.556018. URL consultato il 31 dicembre 2024.
  32. ^ Kenzo Hiraoka, Susumu Fujimaki e Kazuo Aruga, Bond strengths of the gas-phase cluster ions X− (CS2)n (X = F, Cl, Br and I), in Chemical Physics Letters, vol. 208, n. 5, 18 giugno 1993, pp. 491–496, DOI:10.1016/0009-2614(93)87178-6. URL consultato il 31 dicembre 2024.
  33. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001), Inorganic Chemistry, San Diego: Academic Press, ISBN 0-12-352651-5
  34. ^ J. Theo Kloprogge, Concepcion P. Ponce e Tom A. Loomis, The periodic table, nature's building blocks: an introduction to the naturally occurring elements, their origins and their uses, Elsevier, 2020, p. 799, ISBN 978-0-12-821538-8.
  35. ^ a b F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson e Carlos A. Murillo, Advanced inorganic chemistry, 6th ed, J. Wiley, 1999, pp. 233-234, ISBN 978-0-471-19957-1.

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