Сульфид лития

Сульфид лития
Общие
Систематическое наименование	Сульфид лития
Химическая формула	Li2S
Эмпирическая формула	Li2S
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдое
Молярная масса	46,95 г/моль
Плотность	1,66[1] г/см³
Термические свойства
Температура плавления	950[1] °C
Температура кипения	1527[2] °C
Энтальпия образования (ст. усл.)	−447[3] кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	12136-58-2
Рег. номер EINECS	235-228-1
RTECS	OJ6439500

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]:

$\mathsf{Li_2S+8H_2O=2[Li(H_2O)_4]^++S^{2-}}$

$\mathsf{S^{2-}\!+H_2O}\leftrightarrows\mathsf{HS^-\!+HO^-}.$

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

$\mathsf{Li_2S+H_2S=2LiHS}.$

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

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

$\mathsf{2Li_2S+2H_2O+O_2=2S}\!\downarrow\!\mathsf{+\ 4LiOH}.$

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

$\mathsf{2Li_2S+H_2O+2O_2=Li_2S_2O_3+2LiOH}.$

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

$\mathsf{Li_2S+2O_2=Li_2SO_4}.$

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

$\mathsf{2Li_2S+3Cl_2=4LiCl+S_2Cl_2}.$

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

$\mathsf{Li_2S+I_2=2LiI+S}.$

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

• Вступает в реакции с разбавленными кислотами с выделением сероводорода:

$\mathsf{Li_2S+2HCl=2LiCl+H_2S}\!\uparrow.$

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

$\mathsf{Li_2S+4HNO_3=2LiNO_3+2NO_2}\!\uparrow\mathsf{+\ S}\!\downarrow\mathsf{+\ 2H_2O}$

$\mathsf{Li_2S+3H_2SO_4=2LiHSO_4+SO_2}\!\uparrow\mathsf{+\ S}\!\downarrow\mathsf{+\ 2H_2O}.$

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]:

$\mathsf{2Li+S=Li_2S};$

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

$\mathsf{2LiH+2S=Li_2S+H_2S}\!\uparrow;$

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

$\mathsf{Li_2O+H_2S=Li_2S+H_2O}\!\uparrow$

$\mathsf{Li_2CO_3+H_2S=Li_2S+H_2O\!\uparrow\!+\ CO_2}\!\uparrow;$

• восстановление сульфата лития коксом или водородом при высоких температурах:

$\mathsf{Li_2SO_4+4H_2}\ \xrightarrow{600-700^oC}\ \mathsf{Li_2S+4H_2O}\!\uparrow,$

$\mathsf{Li_2SO_4+4C}\ \xrightarrow{800-900^oC}\ \mathsf{Li_2S+4CO}\!\uparrow.$

Среди прочих возможных методов производства можно отметить^[9]:

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

$\mathsf{2LiOH+3S=Li_2S+H_2S\!\uparrow\!+SO_2}\!\uparrow;$

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

$\mathsf{2LiOH+H_2S=Li_2S+2H_2O}.$

Полисульфиды лития

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

Наиболее изучены^[5]:
$\mathsf{Li_2S_2}$ — дисульфид лития, жёлтый порошок, получаемый кипячением спиртового раствора гидросульфида лития с избытком серы в токе водорода:

$\mathsf{2LiHS+S=Li_2S_2+H_2S}.$

$\mathsf{Li_2S_4}$ — тетрасульфид лития, неустойчивое вещество, получаемое реакцией лития с серой в жидком аммиаке:

$\mathsf{2Li+S=Li_2S},$	$\mathsf{Li_2S_2+2S=Li_2S_4},$
$\mathsf{Li_2S+S=Li_2S_2},$	$\mathsf{Li_2S_4+(x-4)S=Li_2S_x}.$

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 производства 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].

Опасность для здоровья

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

Литий 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, смерть^[17].

Сероводород вызывает раздражение слизистых оболочек глаз и дыхательных путей^[17].

Примечания

1. ↑ ^{1 2 3 4 5 6} 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. Архивировано из первоисточника 7 апреля 2012. Проверено 17 сентября 2009.
3. ↑ ^{1 2} 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. ↑ ^{1 2} Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997. — С. 85.
5. ↑ ^{1 2 3 4 5 6} Плющев В.Е., Степанов Б.Д. Химия и технология соединений лития, рубидия и цезия. — М.: «Химия», 1970. — С. 37-38.
6. ↑ ^{1 2} Литий // Химическая энциклопедия / Главный редактор И. Л. Кнунянц. — М.: «Советская энциклопедия», 1988. — Т. 1. — С. 1201-1202.
7. ↑ Sulfides  (англ.). Technical Publications. Cerac Inc. Архивировано из первоисточника 4 декабря 2012. Проверено 18 сентября 2009.
8. ↑ Данный способ можно рекомендовать также в качестве лабораторного.
9. ↑ Method of manufacturing lithium sulfide  (англ.). FreePatentsOnline. Архивировано из первоисточника 7 апреля 2012. Проверено 18 сентября 2009.
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. Архивировано из первоисточника 7 апреля 2012. Проверено 17 сентября 2009.
14. ↑ Зарецкая Г.Н. Влияние содержания сульфида лития на свойства и структуру стекол системы LiPO₃-Li₂S (pdf). Российская Академия Естествознания. Архивировано из первоисточника 7 апреля 2012. Проверено 18 сентября 2009.
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
16. ↑ Bioactive natural products // Studies in Natural Products Chemistry / Edited by Professor Atta-ur Rahman. — Elsevier Ltd., 2000. — Т. 24. — P. 85. — ISBN 978-0-44442-971-1
17. ↑ ^{1 2} Lithium Sulfide  (англ.). Material Safety Data Sheets. Electronic Space Products International. Архивировано из первоисточника 7 апреля 2012. Проверено 17 сентября 2009.