碳及硅元素的性质及应用.docx
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碳及硅元素的性质及应用
摘要
本文简单粗略地介绍了Ⅳ主族，即碳族元素的基本通性，并对其中的碳元素和硅元素进行展开，分析了它们的单质，各类化合物的性质与制备方法，并揭示了它们在现实生活、工业等各个领域的用途及应用前景。
最后对碳、硅元素之间的异同作了进一步的阐述。
希望通过本文能够更深入地了解有关碳元素、硅元素以及碳族元素的扩展知识。
关键词：
金刚石、石墨、富勒烯、碳纳米管、超导材料、沸石分子筛、半导体、高温结构陶瓷、纤维
一．碳族元素的通性
碳族元素是Ⅳ族元素，包括碳（carbonC）、硅（siliconSi）、锗（germaniumGe）、锡（tinSn）、铅（leadPb）、五个元素。
碳和硅是非金属元素，其余三种是金属元素。
本族元素基态原子的价电子结构为ns2np2。
碳和硅主要形成共价化合物，常见的氧化态为+4。
由于C-C单键的键能比C-H、C-O的键能低，所以含C-C键的化合物大量存在。
碳原子还有较强的形成多重键的倾向。
与碳相比，硅生成多重键的倾向明显减弱，在绝大多数化合物中硅原子常以sp3杂化形成4个单键，由于Si-O键能比Si-Si键能多，所以硅是亲氧元素。
随着本族元素原子序数的递增，过渡到第六周期元素铅时，由于原子核中有充满的4f亚层，有集中增强的核电场，加强了6s电子的穿透性，使6s能级显著降低，6s电子较不易成键，这就是所谓的“惰性电子对”。
因此，在锗、锡、铅中，随着元素原子序数的增大，稳定氧化态由+4变为+2。
+2氧化态的锗有很强的还原性，而+2氧化态的锡和铅离子在极性溶液中存在，+4氧化态的铅为强氧化剂。
碳和硅在自然界中分布很广，其中硅在地壳中的含量仅次于氧，锗的分布很分散，锡和铅矿藏较集中，易提炼。
锡在自然界中主要的矿石是锡石SnO2，我国有丰富的铅资源。
铅的主要矿石是方铅矿PbS。
碳族元素的单质都有十分重要的应用。
例如，高纯度的硅和锗是良好的半导体材料，在电子工业中用来制造各种半导体元件，锡和铅可用于制造合金，铅还可以作核反应推的防护屏等。
碳的单质用途更加广泛。
表1-1是碳族元素的一些基本性质
表1-1：
碳族元素的基本性质
元素
碳
硅
锗
锡
铅
元素符号
C
Si
Ge
Sn
Pb
原子序数
6
14
32
50
82
相对原子量
12.01
28.09
72.59
118.7
207.2
主要氧化值
+2、+4
+2、+4
+2、+4
+2、+4
+2、+4
价电子层结构
2s22p2
3s23p2
4s24p2
5s25p2
6s26p2
共价半径/pm
77
117
122
140
154
离子半径M4+/pm
16
42
53
71
84
离子半径M4+/pm
73
93
120
硬度
10（金刚石）
7.0
6.5
1.5-1.8
1.5
熔点/℃
3500（金刚石）
1412
940
232
327
沸点/℃
3930（金刚石）
2680
2852
2623
1751
第一电离能（KJ/mol）
1086
786
762
709
716
第二电离能（KJ/mol）
2353
1577
1537
1412
1450
第三电离能（KJ/mol）
4621
3232
3302
2943
3081
第四电离能（KJ/mol）
6223
4356
4410
3930
4083
电子亲和能（KJ/mol）
122.5
119.7
115.8
120.6
101.3
电负性
2.5
1.8
1.8
1.8
1.9
晶体类型
原子晶体（金刚石）层状晶体（石墨）
原子晶体
原子晶体
原子晶体（灰锡）金属晶体（白锡）
金属晶体
二.古老的元素——碳（carbon）
碳元素在地球中约占0.03﹪，金刚石、石墨是天然存在的游离单质碳。
在煤和烃类（石油、天然气）中，生物体内（脂类和脂肪）和某些岩石（碳酸盐）中均含有碳元素。
碳有多种同素异形体（allotropicform），金刚石和石墨是其中最常见的两种，而富勒烯（以C60为代表）则是约二十年前由人工合成所得。
2.1.碳元素的发现史
碳是自然界中分布相当广泛的元素之一。
自然界中以游离状态存在的碳有金刚石，石墨和煤，各种形态的煤在自然界中分布很广。
煤中含碳达99﹪。
碳的化合物更是多种多样，从空气中的二氧化碳和岩石、土壤中的各种碳酸盐，到动植物组织中成千上万种的有机化合物。
人们还可以轻易地取得碳的一些游离状态的产物，如木炭、骨炭、炭黑等等。
着就决定了碳在人类有史以前就发现和利用了。
随着火的发现，人们就发现了木炭、骨炭。
1929年在北京城西南周口店山洞里发现猿人的头骨化石。
中国猿人大约在50万年前生活在这个地方。
就在这些山洞里，还发现了木炭和被烧过的兽骨——骨炭，经过化验证实其中有单质碳存在。
早在奴隶社会时期，人们不仅用木炭作燃料，还利用碳的还原性，广泛地用木炭来冶炼铜和青铜。
法国化学家拉瓦锡首先把碳列入1789年发表的化学元素周期表中。
碳的拉丁名称carbonium，它的元素符号C就是采用它的拉丁名称的第一个字母。
2.2.碳及其化合物
2.2.1.碳单质
碳单质以两种晶型存在，即金刚石和石墨。
无定形碳如木炭、焦炭、炭黑等实际上都具有石墨的结构，但晶粒微小，层结构混乱，堆积不规则。
1）金刚石（diamond）
金刚石晶体是一种无色透明的晶状结构，是典型的原子晶体，每个碳原子以sp3杂化轨道与另4个碳原子形成共价单键（C-C键长为154pm）组成无限的三维骨架，这种结构使金刚石有很大的硬度，具有高燃点，稳定和不传导电流等特性。
由于高硬度，金刚石在
工业上用作钻头，摩擦剂和拉金属丝的模具等，但工业上用的都是含有杂质、价格低廉的较小晶体。
图2-1：
金刚石的晶体结构图2-2：
石墨的层状晶体结构
2）石墨
石墨是一种较软的黑色固体，略有金属光泽。
石墨晶体中碳原子以平面三角形的成键方式组成由六元环拼接的无限平面层分子，这些分子再推叠成石墨晶体。
其中C-C键长为142pm，层与层距离为335pm，同一层中每个碳原子以sp3杂化轨道与其他3个碳原子以∑键相联结，键角为120°，每个碳原子还剩下一个p轨道（有一个p电子），在同一平面内的这些碳原子，它们p轨道上的p电子形成大∏键，这些p电子可以在整个碳原子平面上活动，所以层与层之间靠分子间力结合在一起，因此，层与层之间容易滑动，在与片层平行的方向有良好的导电性，导热性。
在石墨晶体中，既有共价键，又有非定域的大∏键，还有分子间力，所以石墨是一种混合型的晶体。
石墨具有在其结构的层次间接纳原子或离子的性质，这时层间的距离增加，生成插入化合物。
例如用过量的钾处理石墨（金属钾在673K左右被石墨吸收）。
由于钾给出电子（K→K++e），本身转化为K+，形成供体型石墨层间化合物（层间距离增加）。
石墨与钾反应的一阶化合物C8K呈金黄色，在低温表现超导性。
石墨和金刚石可以互相转化。
金刚石在隔绝空气时加热到1000℃可以转化为石墨：
C（金刚石）====C（石墨）△H=-1.97KJ
这一转变反应说明石墨比金刚石稳定，但金刚石转变为石墨的反应速
度极慢。
石墨在106KPa压力下并在过渡金属催化剂（如Cr、Fe、Pt）存在时于2000℃加热，可以转化为金刚石，这样得到的微金刚石可作为工业用。
3）富勒烯（Fullerene）
20世纪80年代中期，人们发现了碳元素的第三种同素异形体——C60
1985年9月初，在美国Rice大学的Smally实验室里，Kroto（英国人）和Smalley（美国人）等在用大功率激光蒸发石墨，首先制得了碳的新同素异形体C60。
它是由60个碳原子构成的球形32面体，其中有12个五边形和20个六边形。
这一结构是在著名建筑学家R.BuckminsterFuller设计的圆顶建筑启发下提出的，因此命名为Fullerene，中文名为富勒烯，也称为足球烯或球碳。
C60分子的笼形结构：
①C60是空心球状结构，球面上有60个顶点，由12个五边形，20个六边形组成的32面球体，90条棱。
球的球心到每个碳原子的中心的平均距离为350pm，C60是直径为700pm的空心球。
②C60中每个碳原子与周围三个碳原子形成3个∑键，参与形成2个六元环，1个五元环。
C-C-C夹角为116°，3个∑键角总和为348°，而不是平面三角形的360°，故为球面形。
C60中有两种C-C键长（单键和双键），共60个单键和30个双键，五边形中仅有单键，而六边形环中单键与双键交替排列，故六边形与五边形的公共棱边为单键，而两个六边形环的公共棱边为双键。
③C60晶体是分子晶体，呈棕黑色，C60球间是范德华力，而不是化学键力。
表2-1：
C60的一些物理常数
物理量
数值
C-C平均距离/pm
144
五边形中C-C键长/pm
146
六边形中C-C键长/pm
140
C60的平均内径/pm
710
C60的外径/pm
1034
C60的体积/cm3
1.87×10-22
C原子键能/eV
7.40
电子亲和能/eV
2.65±0.05
第一电离能/eV
7.58
第而电离能/eV
11.5
除了C60外，具有这种笼状结构的还有C32、C44、C50、C70、C80、C90、C94、C120、C240、C540等，通称为富勒烯。
图2-3：
C60的结构图2-4：
C20的结构
图2-5：
C40的结构图2-6：
C70的结构
由于富勒烯分子是由五边形和六边形组成的多面体，则其应服从多面体的Euler公式，面数（F）、顶点（V）和棱数（E）存在以下关系：
F+V=E+2
若只考虑多面体只由五边形和六边形组成，并且每个碳原子和相邻3个碳原子相连结，而每条棱和两个碳原子相连，则存在以下关系：
3V=2E
2E=5F5+6F63V=5F5+6F6
由以上关系可以得到：
6（F6+V-E）=F5=12
F6=0.5×V–10
由此可见，只由五边形和六边形组成的富勒烯分子中必须有12个五边形，没增加两个碳原子增加一个六边形。
富勒烯是一系列由碳原子构成的高对称性的球形笼状分子或封闭的多面体纯碳原子蔟。
C60是富勒烯家族中最具代表性的一员。
表2-2：
三种碳单质的比较
性质
金刚石
石墨
C60
C原子构型
四面体
平面三角形
球面形
C-C-C键角
109.5°
120°
116°
杂化方式
sp3
sp2
sp2.28
密度（g/cm3）
3.541
2.266
1.678
C-C键长/pm
154.4
141.8
139.1（6/6）
146.6（6/5）
3）碳纳米管（CarbonNanotube）
碳纳米管是由石墨弯曲制成的封闭管，因其直径一般为1-100纳米而得名，其长度可达数十微米。
碳纳米管按其所含石墨层数的不同可分为单层碳纳米管和多层碳纳米管，前者为由一个石墨层弯曲而成的封闭结构，而后者为由多层石墨卷曲而成的多层同心套管结构。
由于随着结构的不同其导电性质也不同，可以是金属性的，也可以是半导体性的。
图2-7：
碳纳米管的结构
2.2.2.碳单质的用途与应用前景
1）无定形碳，金刚石，石墨的用途
木炭、焦炭除了用作燃料外，还可用于生产水煤气、焦炉煤气等。
在冶金工业上用作还原剂。
木炭是制造活性炭的原料，活性炭用于吸附气体、制造放毒面具、脱色、回收溶剂和医药等许多方面。
炭黑可作黑色颜料，用于制造中国墨、油墨和油漆等，在橡胶工业中用作增强剂。
碳纤维是有很高强度的耐高温纤维，是现代化学纤维的尖端产品。
用聚丙烯氰纤维、粘胶纤维等做原料，在500K左右的空气中进行预先氧化，再在稀有气体的保护下，用1200-1300K的高温完成碳化，最后加热到1800-3300K而成碳纤维。
碳纤维的强度、拉力、摸量等很高。
用碳纤维制造的增强塑料，质强而轻，耐高温、防辐射、耐水、耐腐蚀，是制造空间飞行器、海空军器材及化工厂耐腐蚀设备的优良材料。
金刚石的硬度是一切物质中最大的，工业上用作高级的研磨切割材料。
金刚石的折光率很强，经过琢磨后的钻石，用作装饰品。
金刚石还被用作原子能工业上的高温半导体器件和金刚石散热片等方面的材料。
利用石墨的导电性和润滑性，用它制造电弧炉，电池和弧光灯的电极（石墨电极）以及电机的电刷等，也用作润滑剂的原料。
石墨还用来制造坩埚和铅笔芯。
高纯度的石墨在原子反应堆中用作减速剂。
2）富勒烯的应用前景——超导材料
球形结构是C60分子最显著的特点，它具有很高的对称性，使得球面上的碳原子能分摊外部的压力，因此C60分子不仅十分稳定，而且异常坚固。
这种球形结构也决定了C60分子独特的电子结构，使它在光、电、磁方面都表现出起义功能。
在C60的每个碳原子上添加一个氟原子，得到一种全氟化的C60F60，这种白色粉末状的物质是一种超级耐高温的材料。
采用激光蒸发使C60分子开笼，将各种金属原子封装在C60的空腔内。
如将锂原子嵌入碳笼内，有望制成高效锂电池，而嵌入稀土元素铕有望成为新型发光材料。
若将Co-60等放射性元素植入笼内，着对于癌变部位的局部放射性药物植入治疗可能是很理想的。
C60本身是电的不良导体，掺杂碱金属（如金属钾、铷等）后转化为超导体。
1991年4月Hebard等，首先报道K3C60具有超导性，超导起始温度Tc=18K，打破了超导有机体（Et）2Cu[N（CN）2]Cl的12.8K的记录。
除此之外，C60还和其他碱金属形成化合物具有较高临界温度的三维超导体，如Rb2.7Tl0.3C60（Tc=42K）、Rb3C60（Tc=33K）等。
超导材料是一种新型的材料，它在输电、超导磁悬浮列车、超导计算机等方面有广泛的应用前景。
图2-8：
含有金属心的碳球
3）碳纳米管的应用前景
碳纳米管由于其优越的力学、电学性质和能大量合成，最近几年引起了物理、化学和材料学家的广泛重视，由于其大的摸量可以制成高强度的复合材料。
纳米管的场发射性质可以制作平面电视的电子枪，单层碳纳米管可以制作优异的微电子元件，是纳米电子学中的重要材料。
在不久的将来，碳纳米管将在上述领域有重要用途。
2.2.3.碳的氧化物
1）一氧化碳（carbonmonoxide）
CO是一种无色，无臭的有毒气体。
它的主要特点是：
①具有还原性。
一氧化碳中碳的氧化值是+2，所以它有强还原性，它在高温下能把许多金属从它们的氧化物中还原出来。
例如：
Fe2O3+3CO====2Fe+3CO2
CuO+CO====Cu+CO2
因此，一氧化碳是冶金工业中常用的重要还原剂。
在常温下，一氧化碳还能使一些化合物中的金属离子还原。
如一氧化碳能把PdCl2溶液，Ag（NH3）OH溶液中的Pd（Ⅱ）、Ag（Ⅰ）还原为金属Pd和Ag，而使溶液呈黑色，前者可用于检测微量一氧化碳的存在。
CO与I2O5反应可以定量地析出I2，用Na2S2O3滴定I2，用于定量分析CO。
②作为重要的配体。
一氧化碳能与许多过渡金属配位生成羰基化合物，如Fe（CO）5、Ni（CO）4等。
在这些配合物中，一氧化碳是以碳端给出电子对。
一氧化碳不仅有给出电子对的能力，还有适宜的空轨道接受中心金属反馈来的电子，从而增加了金属和一氧化碳之间的结合，使羰基化合物能稳定存在。
一氧化碳的加和作用，还表现在有催化剂存在下能与水、氢气、炔烃等反应。
例如：
在高温高压和Zn-Cr的催化下
CO+2H2====CH3OH
这是工业上生产甲醇的重要方法。
③一氧化碳与氮气是等电子体，均有10个价电子，结构相似。
在一氧化碳分子中，碳和氧之间也是通过叁键结合，有一根∑键，一根双方各提供一个价电子的共价∏键，还有一根是由氧原子单独提供一对电子的配位键。
因此，一氧化碳键级大（3），键长短（112.8pm），键能大（1070KJ/mol）。
④一氧化碳具有很小的偶极距（因碳有空的轨道接受氧提供的电子对，从而产生的偶极距方向与电负性差别所产生的偶极方向刚好相反）等特点。
⑤一氧化碳是有毒气体。
一氧化碳引起人中毒的原因是一氧化碳与血红蛋白（Hb）中Fe（Ⅱ）结合力比氧气高出140倍，当空气中一氧化碳达0.1﹪（体积分数）时，血液失去输送氧的作用，导致组织缺氧，从而导致头痛、眩晕、甚至死亡。
空气和一氧化碳混合达适当比例时引起爆炸，使用时应注意安全。
2）二氧化碳（carbondioxide）
二氧化碳的主要特点是：
1二氧化碳是直线型非极性分子。
二氧化碳的偶极距为零。
其经典结构式为O=C=O（如图）。
图2-9
但实验测得的二氧化碳之间的键长为116pm，这个数值介于碳氧双键和碳氧单键之间。
因此现代认为二氧化碳中碳原子一sp杂化成键时2个sp杂化轨道上的电子分别同2个氧原子未成对的p电子结合，形成两个∑键，因为二氧化碳分子呈直线型。
碳原子未参与杂化的2个p轨道上的电子则分别与一个氧原子p轨道上的一个未成对电子及另一个氧原子p轨道上的一对孤对电子形成两个大∏键（∏34）。
2二氧化碳是无色，无臭的气体，大气中少量的二氧化碳主要来自生物的呼吸作用、有机化合物的燃烧、动植物的腐败分解等。
而植物的光合作用、碳酸盐岩石的形成等又消耗二氧化碳。
因此大气中的二氧化碳的含量几乎保持定值，约0.03﹪（体积分数）。
目前，世界各国工业化的进程使空气中的二氧化碳浓度逐渐增加，已被认为是造成“温室效应”的主要原因之一，因此保持大气中二氧化碳的平衡引起科学界的高度重视。
固态二氧化碳是分子晶体，它的熔点很低（-78.5℃），固态的二氧化碳常不经融化而直接升华，所以称为干冰。
干冰比普通的冰要冷得多，常用作制冷剂，其冷冻温度可达203K到193K。
干冰还是保存和运输易腐食品的理想物质。
二氧化碳的临界温度为31.1℃，加压可液化。
在该温度下，二氧化碳可作为优良溶剂，可以选择性地分离各种有机原料以及用于固体的管道输送过程中。
二氧化碳不能自燃，有不助燃。
密度比空气大，可使物体与空气隔绝，而且价格低廉。
所以常用作灭火剂。
在工厂中常作“安全保护气”。
2.2.4.碳酸及碳酸盐
1）碳酸（carbonicacid）
CO2溶于水，在298K时，溶解度为0.145g/100g水，CO2浓度约为0.4mol/L。
溶于水中的CO2主要以水合分子形式存在，仅有极少部分生成H2CO3，碳酸为二元弱酸，分两级电离。
2）碳酸盐和碳酸氢盐（carbonateandbicarbonate）
碳酸是二弱酸，它能生成两种盐，碳酸盐和碳酸氢盐。
碳酸盐中，除铵盐和碱金属盐（Li2CO3除外）以外，都难溶于水。
一般来说，难溶碳酸盐对应的碳酸氢盐的溶解度较大，例如Ca（HCO3）2溶解度比CaCO3大，因而CaCO3能溶于H2CO3中。
但是对易溶的碳酸盐来说，它对应的碳酸氢盐的溶解度反而小。
例如NaHCO3溶解度就比Na2CO3小，因而浓的Na2CO3溶液会因吸收CO2和H2O后转化为NaHCO3而形成白色沉淀。
易溶碳酸盐对应的碳酸氢盐溶解度较小的原因可能是由于它们中的HCO3—会通过氢键形成（HCO3）nn-离子的缘故。
由于碳酸的酸性很弱，在溶液中都会水解。
碱金属碳酸盐的水解分两步进行：
CO2-3+H2O====HCO3—+OH—
HCO3—+H2O====H2CO3+OH—
一级水解远大于二级水解，因此碱金属碳酸盐的水溶液呈强碱性，而碳酸氢盐的水溶液呈弱碱性。
由于碳酸盐的水解性，常把碳酸盐当作碱用。
在实际工作中，可溶性碳酸盐可同时既作为碱有作为沉淀剂，用于分离溶液中的某些金属离子。
重金属的碳酸盐，在水溶液中会部分水解生成碱式碳酸盐，例如，将碳酸钠和锌盐，铜盐，铅盐等溶液混合是，得到的不是碳酸盐而是碱式碳酸盐沉淀：
2Cu2++2CO2-3+H2O====Cu2（OH）2CO3↓+CO2↑
某些金属的碳酸盐几乎完全水解，例如用碳酸盐处理可溶性的三价铁、铝、铬盐时，得到的不是碳酸盐而是氢氧化物沉淀：
2Fe3++3CO2-3+3H2O====2Fe（OH）3↓+3CO2↑
碳酸盐和碳酸氢盐另一个重要性质是热稳定性较差，它们在高温下均会分解：
M（HCO3）2====MCO3+H2O+CO2↑
MCO3====MO+CO2↑
对比碳酸、碳酸氢盐和碳酸盐的热稳定性，发现它们的稳定性顺序是：
H2CO3＜MHCO3＜M2CO3
例如H2CO3稍加热即会分解，NaHCO3须加热到270℃开始分解，而Na2CO3分解温度在熔点（850℃）以上。
不同阳离子的碳酸盐的热稳定性也不一样。
例如ⅡA族的碳酸盐的稳定性顺序：
MgCO3＜CaCO3＜SrCO3＜BaCO3
上述事实可用离子极化的观点来说明。
在CO2-3离子中的3个O2同样的被C4+-离子所极化而变形，但H+或金属离子对O2-也有一定的极化作用，它所产生的诱导偶极，与由C4+离子对O2-离子极化所产生的诱导偶极的方向相反，因而减弱、抵消甚至超过这个O2-离子原来的偶极。
这种作用称为反极化作用。
反极化作用减弱了C4+离子和这个O2-离子之间的联系，导致CO2-3离子的分解。
显然，正离子的极化力愈强，反极化作用愈大，CO2-3愈易分解。
ⅡA族Mg2+、Ca2+、Sr2+、Ba2+四个正离子的极化力依次减弱，所以分解的难易就必然是MgCO3最容易分解，而BaCO3最不易分解。
至于H+离子，虽然只具有一个正电荷，但由于它的半径很小，不仅极化能力强，且可以钻入CO2-3离子的O2-中，更加削减C4+-离子与O2-离子的联系，所以H+反极化作用较金属离子强，因而含一个H的NaHCO3比不含H的Na2CO3易分解，而含两个H的H2CO3就更易分解。
因此，若金属离子的极化能力很强，如Pb2+、Hg2+、Ag2+等离子，它们的碳酸盐必然不稳定，易分解，而极化能力弱的正离子的碳酸盐如Na2CO3则比较稳定。
所有的碳酸盐和碳酸氢盐都会被酸分解防除二氧化碳。
这一反应常被用来检验碳酸盐。
2.2.5.碳的二元卤化物
1）四氯化碳（carbontetrachloride）
碳的最常见的二元卤化物是四氯化碳，它是脂肪、油、树脂和油漆的良好溶剂。
四氯化碳由氯化二硫化碳来制取。
3Cl2+CS2====CCl4+S2Cl2
四氯化碳是无色液体，沸点349K，熔点250K，比水重（密度为1.5871g/cm3）。
它的蒸气比空气重，不会燃烧。
它用作灭火剂（扑灭着火的汽油）。
四氯化碳的化学性质十分稳定，由于没有d轨道可以利用，因此它不能水解。
碳卤键的强度随着原子半径的增大而减弱（键能，单位：
KJ/mol：
C-F485、C-Cl339、C-Br285、C-I218），因此碳的二元卤化物的热稳定性的顺序CF4﹥CCl4﹥CBr4﹥CI4。
四氟化碳是非常稳定的气体，而四溴化碳和四碘化碳不稳定。
这是因为较小的碳原子（共价半径为77pm）和4个较大的卤原子（共价半径：
rBr=114pm、rI=133pm）结合时存在空间上的困难。
2.2.6.碳的硫化物
1）二硫化碳（carbondisulfide）
碳和硫加热，能直接化合生成二硫化碳。
它是淡黄色（纯的无色）的液体，容易挥发（沸点319K），蒸气极易着火它难溶于水，但能与酒精、乙醚
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