Ammoniumsulfid

Strukturformel
2 Ammoniumion Sulfidion
Allgemeines
Name	Ammoniumsulfid
Andere Namen	Ammonsulfid Diammoniumsulfid
Summenformel	(NH4)2S
Kurzbeschreibung	wässrige Lösung: farblos bis gelblich, nach Schwefelwasserstoff riechend<ref name="GESTIS"/>
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer Vorlage:CASRN EG-Nummer 235-223-4 ECHA-InfoCard 100.032.009 PubChem 25519 ChemSpider 23808 DrugBank Wikidata [[:d:|]]
Eigenschaften
Molare Masse	68,15 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,00 g·cm−3 (20 °C)<ref name="GESTIS" />
Schmelzpunkt	thermische Zersetzung: −18 °C<ref name="Römpp">Eintrag zu Ammoniumsulfid. In: Römpp Online. Georg Thieme VerlagVorlage:Abrufdatum</ref>
Dampfdruck	546 hPa (bei 20 °C)<ref name="GESTIS">Eintrag zu Vorlage:Linktext-Check in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFAVorlage:Abrufdatum (JavaScript erforderlich)</ref>
Löslichkeit	gut in Wasser (1280 g·l−1 bei 20 °C)<ref name="GESTIS" />
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung<ref name="GESTIS" /> Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahr H- und P-Sätze H: 226​‐​314​‐​400 EUH: 031 P: 210​‐​233​‐​240​‐​280​‐​303+361+353​‐​305+351+338<ref name="GESTIS" />
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.

Gewinnung und Darstellung

Ammoniumsulfid kann durch die Reaktion von Ammoniak als wasserfreiem Gas mit Schwefelwasserstoff gewonnen werden.

Die Reaktionsgleichung lautet:

<chem>2 NH3 + H2S -> (NH4)2S</chem>

Ionenschreibweise:

<chem>2 NH4+ + S^2- -> (NH4)2S</chem>

Die im Laboratorium für analytische Zwecke gewonnene Lösung aus Ammoniak und Schwefelwasserstoff („farbloses Schwefelammon“) enthält kein Ammoniumsulfid‚ sondern ein äquimolekulares Gemisch von Ammoniumhydrogensulfid und Ammoniak, welche sich durch Bildung von Ammoniumpolysulfiden bald gelb färbt.<ref name="Wiberg" />

Eigenschaften

Ammoniumsulfid ist nur bei tiefen Temperaturen stabil. Es bildet unter −18 °C Kristalle in Form von farblosen Nadeln und zersetzt sich bei höheren Temperaturen in Ammoniumhydrogensulfid, Ammoniak und Ammoniumpolysulfide.<ref name="Sato" /> Bereits bei Zimmertemperatur zerfällt es in Ammoniak und Ammoniumhydrogensulfid, welches seinerseits leicht in Ammoniak und Schwefelwasserstoff dissoziiert (Dissoziationsdruck bei 20° 355 mm).<ref name="Wiberg">Egon Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie: Mit einem Anhang: Chemiegeschichte. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-023832-7 (books.google.com). </ref> Eine Lösung in Wasser mit 20 Gew.-% Ammoniumsulfid wird als „Ammoniumsulfidlösung – rot“ bezeichnet und enthält etwa 30 % Ammoniumsulfid, während „Ammoniumsulfid – gelb“ 16–20 % Ammoniumsulfid enthält.<ref name="Sato">Ryu Sato: Ammonium Sulfide. John Wiley & Sons, Ltd, Chichester, UK 2001, doi:10.1002/047084289x.ra097. </ref>

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.

Verwendung

Ammoniumsulfid, zusammen mit Ammoniak, wird häufig in der anorganischen Chemie für eine Qualitative Analyse verwendet, um im Kationentrennungsgang 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.<ref>E. Schweda: Jander/Blasius: Anorganische Chemie I – Einführung & Qualitative Analyse. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0, S. 505. </ref>

Häufig ist Ammoniumsulfid (wie auch Ammoniumhydrogensulfid und Ammoniumpolysulfide) Bestandteil von sogenannten Stinkbomben, welche in Glasampullen in den Handel gebracht werden. Diese Verwendung ist in Deutschland verboten (Anlage 1 der Bedarfsgegenständeverordnung).

Ammoniumsulfid kann auch verwendet werden, um bei einem Dinitrobenzol selektiv nur eine der beiden Nitrogruppen zu einer Aminogruppe zu reduzieren.<ref>P. Y. Bruice: Organische Chemie – Studieren kompakt. 5. Auflage. Pearson, 2011, ISBN 978-3-86894-102-9, S. 611. </ref>

Einzelnachweise

<references />