Il existe plusieurs variétés de sulfures fer, qui diffèrent les unes des autres par leur stœchiométrie et leurs propriétés[5], présentant certaines analogies avec les oxydes correspondants :
En environnement hypoxique, les bactéries sulfato-réductrices peuvent dégrader la matière organique en l'oxydant à l'aide des sulfates dissous dans l'eau, ce qui libère du sulfure d'hydrogène susceptible de réagir avec les ionsmétalliques dissous pour produire des sulfures métalliques insolubles ; ces composés, tels que le sulfure de fer(II), sont souvent bruns ou noirs, conférant une couleur sombre à l'environnement où ils se déposent.
La même réaction entre H2S et fer se produit lors de la cuisson des œufs durs, à l'interface entre le jaune et le blanc : le fer du jaune s'oxyde au contact du sulfure d'hydrogène libéré par la cuisson du blanc pour former une couche brunâtre de sulfure de fer(II) au contact entre les deux parties de l'œuf[6].
↑ a et bEntrée « Iron(II) sulfide » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 1 mai 2010 (JavaScript nécessaire)
↑ abc et d« Ferrous sulfide » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 1 mai 2010
↑(en) Bodie E. Douglas, Shih-Ming Ho, Structure and Chemistry of Crystalline Solids, Pittsburgh, PA, USA, Springer Science + Business Media, Inc., , 346 p. (ISBN0-387-26147-8), p. 64
↑D. Vaughan, J. Craig, Mineral Chemistry of Metal Sulfides, Cambridge University Press, 1978. (ISBN0-521-21489-0)