Сульфид лития

Сульфид лития
Общие
Систематическое наименование	Сульфид лития
Хим. формула	Li2S
Рац. формула	Li2S
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	45,95 г/моль
Плотность	1,66[1]
Термические свойства
Температура
• плавления	950[1]
• кипения	1527[2] °C
Энтальпия
• образования	−447[3] кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	12136-58-2
PubChem	10290727 и 139047380
Рег. номер EINECS	235-228-1
SMILES	[Li+].[Li+].[S-2]
InChI	InChI=1S/2Li.S/q2*+1;-2 GLNWILHOFOBOFD-UHFFFAOYSA-N
RTECS	OJ6439500
ChemSpider	8466196
Безопасность
Токсичность	ирритант
NFPA 704	1 3 1
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфи́д ли́тия, сернистый литий — Li₂S, неорганическое бинарное соединение, литиевая соль сероводородной кислоты.

Физические свойства

Сульфид лития представляет собой светло-жёлтое[1] или бесцветное кристаллическое вещество[4], характеризующееся гранецентрированной кубической решёткой типа флюорита[5] (a = 0,571 нм, z = 4, пространственная группа Fm3m[6]), хорошо растворимое в воде, растворимое в спирте. Не образует кристаллогидратов.

Основные термодинамические характеристики[3]:

• стандартная энтальпия образования, ΔH^o₂₉₈ = −447 кДж/моль;
• стандартная энтропия образования, S^o₂₉₈ = 63 Дж/(моль·K);
• стандартная энергия Гиббса образования, ΔG^o₂₉₈ = −439 кДж/моль.

Химические свойства

• Сульфид лития, растворяясь в воде, подвергается гидролизу[1]:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+8H_{2}O=2[Li(H_{2}O)_{4}]^{+}+S^{2-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {S^{2-}\!+H_{2}O}}\leftrightarrows {\mathsf {HS^{-}\!+HO^{-}}}.}$

Пропуская через водный раствор сероводород, реакцию гидролиза можно сместить вправо:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+H_{2}S=2LiHS}}.}$

Образующийся сильно гигроскопичный гидросульфид лития можно выделить в чистом виде[5].

• Водный раствор под действием кислорода воздуха на холоде постепенно окисляется, образуя осадок элементарной серы:

${\displaystyle {\mathsf {2Li_{2}S+2H_{2}O+O_{2}=2S}}\!\downarrow \!{\mathsf {+\ 4LiOH}}.}$

Во влажном воздухе вещество постепенно окисляется до тиосульфата[4]:

${\displaystyle {\mathsf {2Li_{2}S+H_{2}O+2O_{2}=Li_{2}S_{2}O_{3}+2LiOH}}.}$

• При действии окислителей (O₂, KClO₃, PbO₂ и пр.) при нагревании свыше 300 °C сульфид лития окисляется до сульфата[1]:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+2O_{2}=Li_{2}SO_{4}}}.}$

• При нагревании реагирует с хлором (с воспламенением) и бромом[5]:

${\displaystyle {\mathsf {2Li_{2}S+3Cl_{2}=4LiCl+S_{2}Cl_{2}}}.}$

Иначе протекает реакция с йодом при температуре около 200 °C[5]:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+I_{2}=2LiI+S}}.}$

• С водородом не реагирует даже при высокой температуре[6].

• Вступает в реакции с разбавленными кислотами с выделением сероводорода:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+2HCl=2LiCl+H_{2}S}}\!\uparrow .}$

• Являясь сильным восстановителем, с концентрированными серной и азотной кислотами, сульфид лития вступает в окислительно-восстановительные реакции:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+4HNO_{3}=2LiNO_{3}+2NO_{2}}}\!\uparrow {\mathsf {+\ S}}\!\downarrow {\mathsf {+\ 2H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+3H_{2}SO_{4}=2LiHSO_{4}+SO_{2}}}\!\uparrow {\mathsf {+\ S}}\!\downarrow {\mathsf {+\ 2H_{2}O}}.}$

Получение

Одна из потенциальных проблем при получении сульфида лития заключается в легкости его окисления, особенно в присутствии воды. Кроме того, вследствие гидролиза препаративные методы, основанные на реакциях обмена в водных растворах, обычно непригодны.

Так как сульфид лития не встречается в природе в виде минерального сырья, существуют следующие промышленные способы его получения[1][7]:

• реакция металлического лития с элементарной серой при нагревании выше 130 °C[8]:

${\displaystyle {\mathsf {2Li+S=Li_{2}S}};}$

• взаимодействие гидрида лития с элементарной серой при температуре 300-350 °C:

${\displaystyle {\mathsf {2LiH+2S=Li_{2}S+H_{2}S}}\!\uparrow ;}$

• прокаливание оксида или карбоната лития в токе сухого сероводорода при температуре 900-1000 °C:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+H_{2}S=Li_{2}S+H_{2}O}}\!\uparrow }$

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}CO_{3}+H_{2}S=Li_{2}S+H_{2}O\!\uparrow \!+\ CO_{2}}}\!\uparrow ;}$

• восстановление сульфата лития коксом или водородом при высоких температурах:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+4H_{2}}}\ {\xrightarrow {600-700^{o}C}}\ {\mathsf {Li_{2}S+4H_{2}O}}\!\uparrow ,}$

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+4C}}\ {\xrightarrow {800-900^{o}C}}\ {\mathsf {Li_{2}S+4CO}}\!\uparrow .}$

Среди прочих возможных методов производства можно отметить[9]:

• взаимодействие гидроксида лития с газообразной серой при температуре до 445 °C:

${\displaystyle {\mathsf {2LiOH+3S=Li_{2}S+H_{2}S\!\uparrow \!+SO_{2}}}\!\uparrow ;}$

• взаимодействие гидроксида лития с сероводородом в среде апротонного органического растворителя:

${\displaystyle {\mathsf {2LiOH+H_{2}S=Li_{2}S+2H_{2}O}}.}$

Полисульфиды лития

Для лития, в отличие от других щелочных металлов, полисульфиды не являются характерными соединениями и их получение требует особых условий[5][10].

Наиболее изучены[5]:
${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S_{2}}}}$ — дисульфид лития, жёлтый порошок, получаемый кипячением спиртового раствора гидросульфида лития с избытком серы в токе водорода:

${\displaystyle {\mathsf {2LiHS+S=Li_{2}S_{2}+H_{2}S}}.}$

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S_{4}}}}$ — тетрасульфид лития, неустойчивое вещество, получаемое реакцией лития с серой в жидком аммиаке:

${\displaystyle {\mathsf {2Li+S=Li_{2}S}},}$	${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S_{2}+2S=Li_{2}S_{4}}},}$
${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S+S=Li_{2}S_{2}}},}$	${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S_{4}+(x-4)S=Li_{2}S_{x}}}.}$

Применение

Сульфид лития входит в состав анодов[11] и твёрдого электролита для литиевых элементов питания (батареек и аккумуляторов)[12]. Также используется как депиляционный агент в косметических средствах[13].

Может использоваться как компонент в производстве стёкол с высокой ионной проводимостью[14].

В современной органической химии сульфид лития иногда используется в качестве сульфидирующего агента, например, в следующей реакции[15]:

.

Также имеются данные об использовании этого вещества в качестве катализатора при защите гидроксильных групп через получение триметилсилилового эфира[16].

Потенциальная опасность для здоровья

Опасность для здоровья сульфида лития Li₂S определяется как токсичностью ионов лития (Li^+) из-за хорошей растворимости соединения в воде, так и токсичностью сероводорода, образующегося вследствие гидролиза этой соли.

Литий (в очень больших концентрациях), судя по всему, поражает центральную нервную систему, вызывая тремор рук, тошноту, повышенное мочеиспускание, нечленораздельность речи, вялость, сонливость, головокружение, жажду. Эффекты от длительного воздействия — апатия, анорексия, утомляемость, летаргия, мышечная слабость, изменения в ЭКГ. Долговременное токсическое действие вызывает гипотиреоз, лейкоцитоз, отёк и увеличение веса, полидипсию/полиурию, нарушение памяти, конвульсии, почечную недостаточность, шок, гипотонию, сердечные аритмии, кому, а также - летальный исход[17].

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
• Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М.: КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.

Примечания

1. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ / Под редакцией проф. Р.А.Лидина. — 3-е изд.. — М.: «Химия», 2000. — С. 17. — ISBN 5-7245-1163-0.
2. Lithium Sulfide (англ.). The Chemical Database. Hardy Research Group, Department of Chemistry, The University of Akron. Дата обращения: 17 сентября 2009. Архивировано 7 апреля 2012 года.
3. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Константы неорганических веществ: справочник / Под редакцией проф. Р.А.Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп.. — М.: «Дрофа», 2006. — С. 483. — ISBN 5-7107-8085-5.
4. Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997. — С. 85.
5. Плющев В.Е., Степанов Б.Д. Химия и технология соединений лития, рубидия и цезия. — М.: «Химия», 1970. — С. 37-38.
6. Литий // Химическая энциклопедия / Главный редактор И. Л. Кнунянц. — М.: «Советская энциклопедия», 1988. — Т. 1. — С. 1201-1202.
7. Sulfides (англ.). Technical Publications. Cerac Inc. Дата обращения: 18 сентября 2009. Архивировано из оригинала 8 мая 2009 года.
8. Данный способ можно рекомендовать также в качестве лабораторного.
9. Method of manufacturing lithium sulfide (англ.). FreePatentsOnline. Дата обращения: 18 сентября 2009. Архивировано 7 апреля 2012 года.
10. Полисульфиды калия и натрия могут быть получены простым сплавлением твердых компонентов (серы и сульфида металла соответственно). Для сульфида лития этот способ неприменим.
11. Henriksen G., Kaun T., Jansen A., Prakash J., Vissers D. Advanced cell technology for high-perfomance Li-Al/FeS₂ secondary batteries // Molton Salts XI / Edited by H. C. De Long, P. C. Trulove, S. Deki, G. R. Stafford. — Proceedings Series. — Pennington, New Jersey, USA: The Electrochemical Society, Inc., 1998. — P. 302-305. — ISBN 1-56677-205-2.
12. Tatsumisago M, Wakihara M, Iwakura C, Kohjiya S, Tanaka I. Solid state ionics for batteries / Editor-in-chief: Minami T. — Springer, 2005. — P. 32. — ISBN 978-4-431-24974-0.
13. Depilating Ingredients (англ.). MakingCosmetics.com Inc. Дата обращения: 17 сентября 2009. Архивировано из оригинала 27 мая 2009 года.
14. Зарецкая Г.Н. Влияние содержания сульфида лития на свойства и структуру стекол системы LiPO₃-Li₂S  (неопр.) (pdf). Российская Академия Естествознания. Дата обращения: 18 сентября 2009. Архивировано 7 апреля 2012 года.
15. Devillanova F. A. Handbook of chalcogen chemistry: new perspectives in sulfur, selenium and tellurium. — Royal Society of Chemistry, 2006. — P. 312. — ISBN 978-0-85404-366-8. Архивировано 1 января 2014 года.
16. Bioactive natural products // Studies in Natural Products Chemistry / Edited by Professor Atta-ur Rahman. — Elsevier Ltd., 2000. — P. 85. — ISBN 978-0-44442-971-1.
17. Lithium Sulfide (англ.). Material Safety Data Sheets. Electronic Space Products International. Дата обращения: 17 сентября 2009. Архивировано 7 апреля 2012 года.