| Strukturformel | |||||||||
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| Allgemeines | |||||||||
| Name | Ammoniumsulfid | ||||||||
| Andere Namen |
Ammonsulfid | ||||||||
| Summenformel | (NH4)2S | ||||||||
| Kurzbeschreibung |
farblose bis gelbliche, nach Schwefelwasserstoff riechende Kristalle[1] | ||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||
| Molare Masse | 68,15 g·mol−1[2] | ||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||
| Dichte |
1,00 g·cm−3 (20 °C)[1] | ||||||||
| Schmelzpunkt |
thermische Zersetzung: -18 °C[2] | ||||||||
| Dampfdruck | |||||||||
| Löslichkeit |
1280 g·l in Wasser[1] (20 °C) | ||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||
Ammoniumsulfid ist ein Ammoniumsalz des Schwefelwasserstoffs. Es besitzt die Formel (NH4)2S und gehört zur Stoffklasse der Sulfide.
Vorkommen
In der Natur entsteht es als Produkt von Fäulnisprozessen. Als Rauch kommt es in Form von Wolken sogar in der Atmosphäre des Riesenplaneten Jupiter vor.
Gewinnung und Darstellung
Ammoniumsulfid kann durch die Reaktion von Ammoniak (als Gas oder in Lösung) mit Schwefelwasserstoff gewonnen werden.
Die Stoffgleichung lautet:
Verwendung
Ammoniumsulfid wird häufig in der anorganischen Chemie für eine Qualitative Analyse verwendet, um im Kationentrenngang in der Ammoniumsulfidgruppe aus einer unbekannten Probe die Schwermetallkationen der Elemente Nickel, Cobalt, Eisen, Mangan, Chrom, Aluminium und Zink als eine Gruppe auszufällen, aufzutrennen und mithilfe von Nachweisreaktionen zu identifizieren.[4]
Häufig ist Ammoniumsulfid (wie auch Ammoniumhydrogensulfid und Ammoniumpolysulfide) Bestandteil von sog. Stinkbomben, welche in Glasampullen in den Handel gebracht werden. Diese Verwendung ist in Deutschland verboten (Anlage 1 der Bedarfsgegenständeverordnung).
Das Salz reagiert mit Wasser zu Hydrogensulfid- (HS−)und Hydroxidionen. Eine wässrige Lösung von Ammoniumsulfid ist daher nur im neutralen und schwach basischen Milieu beständig - in Säuren entweicht Schwefelwasserstoffgas, in konzentrierten Laugen Ammoniakgas.
Einzelnachweise
- ↑ a b c d Eintrag zu Ammoniumsulfid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ a b CD Römpp Chemie Lexikon – Version 1.0, Stuttgart/New York: Georg Thieme Verlag 1995
- ↑ a b c Datenblatt Ammoniumsulfid bei Sigma-Aldrich (PDF).
- ↑ E. Schweda: Jander/Blasius: Anorganische Chemie I - Einführung & Qualitative Analyse. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0, S. 505.