Lithiumsulfid
| 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[3] | ||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||||||
Lithiumsulfid ist ein Sulfid des Lithiums und hat die Summenformel Li2S.
Eigenschaften
Es handelt sich um einen farblosen Feststoff, der in einer Antifluoritstruktur kristallisiert. Lithiumsulfid ist so hygroskopisch, dass es an der Luft zerfließt. Es reagiert heftig mit Wasser und bildet dabei eine alkalische Lösung:
![{\displaystyle {\ce {Li2S + 8H2O -> 2[Li(H2O)4]+ + S^{2-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/756047bac7a2b0639bf576c95d6abff5258d2b47)
Durch das mit Wasser gebildete Hydrogensulfid, das mit Schwefelwasserstoff im Gleichgewicht steht, riecht Lithiumsulfid schweflig, nach faulen Eiern.
Lithiumsulfid ist brennbar.
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.[4]
Herstellung
Lithiumsulfid kann in guter Reinheit aus den Elementen gewonnen werden, indem man flüssiges Ammoniak bei −33 °C als Lösungsmittel verwendet[5]:
bzw.
Diese Gesamtreaktion läuft auch beim vollständigen Entladen eines Lithium-Schwefel-Akkumulators ab.
Lithiumsulfid kann auch in reiner Form erhalten werden, wenn Lithiumhydrogensulfid im Vakuum auf 150 °C erhitzt wird[6][7]:
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. Da Lithiumsulfid Li2S in den organischen Lösungsmitteln, die in Lithiumzellen gewöhnlich verwendet werden, kaum löslich ist, liegt es als Festsubstanz vor.
An der Verwendung von Lithiumsulfid als Bestandteil von Festelektrolyten wird geforscht.[7][8] Mit Hilfe dieser festen Elektrolyte können Akkumulatoren hergestellt werden, die ohne Flüssigkeit auskommen, was z. B. bei erhöhten Temperaturen oder miniaturisierten Batterien vorteilhaft sein kann.
Einzelnachweise
- ↑ Eintrag zu LITHIUM SULFIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 19. Januar 2022.
- ↑ a b David R. Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85. Ed., CRC Press LLC 2005.
- ↑ a b c Datenblatt Lithiumsulfid bei AlfaAesar, abgerufen am 24. August 2020 (PDF) (JavaScript erforderlich).
- ↑ P. Pandit, B. Rakshit, S. P. Sanyal: Electronic and elastic properties of alkalimetal sulphides-Li2S and Na2S. In: Indian Journal of Pure & Appl. Phys. Band 47, 2009, S. 804–807.
- ↑ F. W. Bergstrom: The Polysulfides and Polyselenides of Lithium, Sodium and Potassium. In: Journal of the American Chemical Society. Band 48, Nr. 1, 1926, S. 146–151, doi:10.1021/ja01412a021.
- ↑ Robert Juza, Wilhelm Uphof: Zur Kenntnis des Lithiumsulfids. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. Band 287, Nr. 3, 1956, S. 113–119, doi:10.1002/zaac.19562870302.
- ↑ a b N. V. Arkhipova, L. D. Leont’eva, A. M. Mikhailova: Ionic Lithium-Conducting Solid Li2S–Sb2Sx Electrolytes. In: Russian Journal of Electrochemistry. Band 39, Nr. 5, 2003, S. 588–590, doi:10.1023/A:1023829010924.
- ↑ Masahiro Tatsumisago, Hideki Yamashita, Akitoshi Hayashi, Hideyuki Morimoto, Tsutomu Minami: Preparation and structure of amorphous solid electrolytes based on lithium sulfide. In: Journal of Non-Crystalline Solids. Band 274, 2000, S. 30–38, doi:10.1016/S0022-3093(00)00180-0.
