Lithiumsulfid
chemische Verbindung
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Lithiumsulfid ist ein Sulfid des Lithiums und hat die Summenformel Li2S.
| Kristallstruktur | ||||||||||||||||
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| _ Li+ _ S2− | ||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Lithiumsulfid | |||||||||||||||
| Andere Namen | ||||||||||||||||
| Verhältnisformel | Li2S | |||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 45,95 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Dichte |
1,64 g·cm−3[2] | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||
| Löslichkeit |
Reagiert heftig mit Wasser[5] | |||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||||||||
Eigenschaften
Es handelt sich um einen farblosen brennbaren, hydrolyseempfindlichen und stark hygroskopischen Feststoff, der in einer Antifluoritstruktur kristallisiert.[6]
Lithiumsulfid ist so hygroskopisch, dass es an der Luft zerfließt. Es reagiert heftig mit Wasser und bildet dabei eine alkalische Lösung:[7]
![{\displaystyle {\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} {}+{}8\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,[\mathrm {Li} (\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {S} {\vphantom {A}}^{2-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/756047bac7a2b0639bf576c95d6abff5258d2b47)
![{\displaystyle {\mathrm {S} {\vphantom {A}}^{2-}~{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {HS} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8745469c0d09c3e63a95c29e0f864f70bc14ad21)
Lithiumsulfid kristallisiert – wie das Natriumoxid Na2O – in der Antifluoritstruktur, d. h., jedes Lithiumion ist tetraedrisch von vier Sulfidionen umgeben, jedes Sulfidion kubisch von acht Kationen.[8]
Für den Schmelzpunkt von Lithiumsulfid werden in der Fachliteratur unterschiedliche Werte angegeben: Einerseits 1372 °C,[3] andererseits ein Bereich von 900 °C bis 975 °C.[4]
Herstellung
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Li} {}+{}\mathrm {S} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4a6d6146f250eb2b0232d4fc3c0d25ea66c1e54c)
![{\displaystyle {16\,\mathrm {Li} {}+{}\mathrm {S} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{8}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}8\,\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/222b739393d12ec868ee4b63a8637869b2c0d696)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {LiHS} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f01130b8e9a00a2038f7e41ee5a4e23c87fbbf55)
Mögliches Vorkommen in zukünftigen Akkumulatoren
An der Entwicklung eines Lithium-Schwefel-Akkumulators wird intensiv gearbeitet. Im vollständig entladenen Zustand enthält er Lithiumsulfid, das beim Laden wieder in Schwefel umgewandelt wird.[12] An der Verwendung von Lithiumsulfid als Bestandteil von Festelektrolyten wird geforscht.[11][13]