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,

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.

• 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 (
  PbO₂ и пр.) при нагревании свыше 300 °C сульфид лития окисляется до сульфата^[1]
  :

• 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]

:

• 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
  :

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

• 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:

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

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:

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

Сульфид лития входит в состав

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

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

• 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.