Сульфи́д ли́тия , сернистый литий — Li ₂ S, 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 ^o ₂₉₈ = −447 кДж/моль;
• , S ^o ₂₉₈ = 63 Дж/(моль·K);
• стандартная энергия Гиббса образования , ΔG ^o ₂₉₈ = −439 кДж/моль.

Химические свойства

• Сульфид лития, растворяясь в воде, подвергается гидролизу :

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

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

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 .

• Водный раствор под действием кислорода воздуха на холоду 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 :

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

• При действии окислителей ( O ₂ , KClO ₃ , PbO ₂ и пр.) при нагревании свыше 300 °C сульфид лития окисляется до сульфата :

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

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

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

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

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

• С водородом не реагирует даже при высокой температуре .

• 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 :

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

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

• 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 :

• 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 .

Наиболее изучены :
${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}S_{2}}}}$ — 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 и твёрдого электролита для литиевых элементов питания ( батареек и ) . 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 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 Li ₂ S 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 .

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5 .
• 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. , Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М. : ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2 .

Примечания