Сульфид лития

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 (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:

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

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

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:

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

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 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].

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].

• 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.