Сульфид лития

Шаблон:Карточка{{#invoke:check for unknown parameters|check |unknown= |ignoreblank= |preview= |showblankpositional= |CAS|ChEBI|ChemSpiderID|ECB|EINECS|H-фразы|InChI|InChIKey|NFPA 704|P-фразы|PubChem|R-фразы|RTECS|S-фразы|SMILES|nocat|Кодекс Алиментариус|ЛД50|ООН|ПДК|СГС|большие схемы|вещество1|вещество2|вещество3|вещество4|внешний вид|вращение|гибридизация|давление пара|диапазон прозрачности|динамическая вязкость|дипольный момент|заголовок|изображение|изображение слева|изображение справа|изображение2|изоэлектрическая точка|интервал трансформации|картинка|картинка малая|картинка2|картинка3D|картинка 3D|картинка3D2|кинематическая вязкость|конст. диссоц. кислоты|константа В. дер В.|координационная геометрия|коэфф. электр. сопротив.|кристаллическая структура|критическая плотность|критическая темп.|критическая точка|критическое давление|молярная концентрация|молярная масса|наименование|описание изображений слева и справа|описание изображения|описание изображения слева|описание изображения справа|описание изображения2|описание картинки|описание картинки2|описание картинки3D|описание картинки3D2|описание малой картинки|от. диэлектр. прониц.|плотность|поверхностное натяжение|показатель преломления|предел прочности|пределы взрываемости|примеси|проводимость|растворимость|растворимость1|растворимость2|растворимость3|растворимость4|рац. формула|сигнальное слово|скорость звука|сокращения|состояние|твёрдость|темп. воспламенения|темп. вспышки|темп. кипения|темп. кипения пр.|темп. плавления|темп. разложения|темп. самовоспламенения|темп. стеклования|темп. сублимации|температура размягчения|тепловое расширение|теплопроводность|теплоёмкость|теплоёмкость2|токсичность|традиционные названия|тройная точка|угол Брюстера|уд. электр. сопротивление|удельная теплота парообразования|удельная теплота плавления|фазовые переходы|хим. имя|хим. формула|ширина изображения|ширина изображения2|энергия ионизации|энтальпия кипения|энтальпия образования|энтальпия плавления|энтальпия растворения|энтальпия сгорания|энтальпия сублимации|ЕС|удельная теплота парообразования2|удельная теплота плавления2|Номер UN|эмпирическая формула|теплота парообразования|энтальпия раствородия|тепловое расширодие}} Сульфи́д ли́тия, сернистый литий — Li₂S, неорганическое бинарное соединение, литиевая соль сероводородной кислоты.

Физические свойства

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

Основные термодинамические характеристики:

• 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:

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟪}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{=}\mathrm{𝟤}\mathsf{[}𝖫𝗂\mathsf{(}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}{\mathsf{]}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}{𝖲}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}$

${𝖲}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\leftrightarrows 𝖧{𝖲}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}𝖧{𝖮}^{\mathsf{-}}.$

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

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖧𝖲.$

Образующийся сильно гигроскопичный гидросульфид лития можно выделить в чистом виде.

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

$\mathrm{𝟤}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖲\downarrow \mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖫𝗂𝖮𝖧.$

Во влажном воздухе вещество постепенно окисляется до тиосульфата:

$\mathrm{𝟤}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧.$

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

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}.$

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

$\mathrm{𝟤}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟥}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{=}\mathrm{𝟦}𝖫𝗂𝖢𝗅\mathsf{+}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}.$

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

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖨}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖨\mathsf{+}𝖲.$

• С водородом не реагирует даже при высокой температуре.

• Вступает в реакции с разбавленными кислотами с выделением сероводорода:

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧𝖢𝗅\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖢𝗅\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\uparrow .$

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

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖧𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow \mathsf{+}𝖲\downarrow \mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{=}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖧𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow \mathsf{+}𝖲\downarrow \mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮.$

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:

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

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂\mathsf{+}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲;$

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

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖧\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\uparrow ;$

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

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\uparrow$

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow ;$

• восстановление сульфата лития коксом или водородом при высоких температурах:

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\stackrel{600-700^{o}C}{\to }𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\uparrow ,$

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖢\stackrel{800-900^{o}C}{\to }𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖢𝖮\uparrow .$

Среди прочих возможных методов производства можно отметить:

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

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧\mathsf{+}\mathrm{𝟥}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow ;$

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

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮.$

Полисульфиды лития

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

Наиболее изучены:
$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}}$ — дисульфид лития, жёлтый порошок, получаемый кипячением спиртового раствора гидросульфида лития с избытком серы в токе водорода:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖧𝖲\mathsf{+}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲.$

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟦}}$ — тетрасульфид лития, неустойчивое вещество, получаемое реакцией лития с серой в жидком аммиаке:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂\mathsf{+}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲,$	$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟦}},$
$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟤}},$	$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathsf{(}𝗑\mathsf{-}\mathrm{𝟦}\mathsf{)}𝖲\mathsf{=}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖲}_{𝗑}.$

Применение

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

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

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

.

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

Потенциальная опасность для здоровья

Опасность для здоровья сульфида лития LiШаблон:SubS определяется как токсичностью ионов лития (LiШаблон:Sup) 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.

Литература

• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга