Дисульфид титана

Дисульфид титана
Общие
Систематическое наименование	Сульфид титана​(IV)​
Традиционные названия	Дисульфид титана, сульфид титана, сернистый титан
Хим. формула	TiS2
Рац. формула	S=Ti=S
Физические свойства
Состояние	золотисто-жёлтые кристаллы
Молярная масса	111,997[1]; 112,01 г/моль
Плотность	3,37[1]; 3,22 г/см³
Термические свойства
Мол. теплоёмк.	55,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	335,2 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	не растворим реагирует с горячей водой с выделением сероводорода
Структура
Кристаллическая структура	тригональной сингонии, пространственная группа P3m1, параметры ячейки a = 0,3397 нм, c = 0,5691 нм, Z = 1
Классификация
Рег. номер CAS	12039-13-3
PubChem	61544
Рег. номер EINECS	232-223-6
SMILES	S={Ti]=S
InChI	InChI=1S/2S.Ti CFJRPNFOLVDFMJ-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	55461
Безопасность
NFPA 704	2 1 3 [2]
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Дисульфи́д тита́на — неорганическое соединение, соль переходного металла титана и сероводородной кислоты с формулой TiS₂, относится к группе дихалькогенидов переходных металлов.

При обычных условиях — золотисто-жёлтые кристаллы со слабым запахом сероводорода, не растворимые в воде, реагирует с горячей водой с выделением сероводорода.

Применяется в качестве катодной массы электрохимических источников тока и аккумуляторов и в качестве твёрдого смазочного материала.

Получение

Синтезом из элементов:

${\displaystyle {\ce {Ti + 2S ->[{\ce {T}}] TiS2 + 335 kJ}}}$.

Нагреванием смеси паров тетрахлорида титана и сероводорода при высокой температуре, эта реакция пригодна для формирования тонких плёнок вещества на какой-либо подложке, реакция протекает в две стадии:

${\displaystyle {\ce {TiCl4 + H2S ->[800-850\ {\ce {^{o}C}}] TiCl2S + 2HCl,}}}$

${\displaystyle {\ce {TiCl2S + H2S ->[800-850\ {\ce {^{o}C}}] TiS2 + 2HCl,}}}$

суммарная реакция:

${\displaystyle {\ce {TiCl4 + 2H2S ->[800-850\ {\ce {^{o}C}}] TiS2 + 4HCl}}}$.

Действием сероводорода на элементарный титан при высокой температуре:

${\displaystyle {\ce {Ti + 2H2S ->[{\ce {T}}] TiS2 + 2H2}}}$.

Дисульфид титана образуется также при действии расплавленной серы на дихлороксид титана при 120°С:

${\displaystyle {\ce {TiOCl2 + 2S ->[120\ {\ce {^{o}C}}] TiS2{}+ Cl2O}}}$.

Действием сероводорода на тетрафторид титана при температуре красного каления:

${\displaystyle {\ce {TiF4 + 2H2S ->[{\ce {T}}] TiS2{}+ 4HF}}}$.

Дисульфид титана образуется при восстановлении сульфата титана(IV) водородом:

${\displaystyle {\ce {Ti(SO4)2 + 8H2 -> TiS2 + 8H2O}}}$.

Вместе с примесями дисульфид титана получается при пропускании очень медленного тока паров сероуглерода над нагретым спрессованным и высушенным диоксидом титана:

${\displaystyle {\ce {TiO2 + CS2 -> TiS2 + CO2}}}$.

Дисульфид титана также образуется при восстановлении сульфата титана(IV) водородом:

${\displaystyle {\ce {Ti(SO4)2 + 8 H2 -> TiS2 + 8 H2O}}}$.

Химические свойства

Разлагается при сильном нагревании без доступа воздуха:

${\displaystyle {\ce {2TiS2 ->[1000\ {\ce {^{o}C}}] Ti2S3 + S}}}$.

Восстанавливается при нагревании в атмосфере водорода сначала до степени окисления +3, а затем до степени окисления +2:

${\displaystyle {\ce {2TiS2 + H2 ->[1000\ {\ce {^{o}C}}] Ti2S3 {+}H2S,}}}$

${\displaystyle {\ce {TiS2 + H2 ->[>1000\ {\ce {^{o}C}}] TiS + H2S}}}$.

Реагирует с расплавленными щелочами, пример реакции с гидроксидом калия с образованием титаната калия и сульфида калия:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 6KOH ->[{\ce {T}}] K2TiO3 + 2K2S + 3H2O}}}$.

При нагревании реагирует с углекислым газом:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 2CO2 ->[{\ce {T}}] TiO2 + 2S + 2CO}}}$.

При комнатной температуре диоксид титана устойчив к атмосферным воздействиям, но при умеренном нагревании на воздухе начинает окисляться до диоксида титана и диоксида серы. При сильном нагреве загорается:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 3 O2 ->[{\ce {T}}] TiO2 + 2 SO2}}}$.

При реакции с горячей концентрированной серной кислоты образуется сульфат титанила, элементарная сера, сернистый газ и вода:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 3 H2SO4 ->[{\ce {T}}] TiOSO4 + 2 S + 2 SO2 + 3 H2O}}}$.

При взаимодействии с холодной концентрированной азотной кислотой образует дигидроксид-динитрат титана, серу, диоксид азота и воду:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 6HNO3 ->[0\ {\ce {^{o}C}}] Ti(NO3)2(OH)2 + 2S + 4 NO2 + 2 H2O}}}$.

Реакция взаимодействия с концентрированной соляной кислотой образует тетрахлородиакватитана и сероводород:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 4HCl + H2O -> Ti(H2O)2Cl4 + 2 H2S}}}$.

Воcстановление активным металлом до элементарного титана в инертной атмосфере, например, в аргоне, активный металл окисляется до соответствующего сульфида:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 2 Ca ->[1000\ {\ce {^{o}C}}] 2 CaS + Ti,}}}$

${\displaystyle {\ce {TiS2 + 2 Mg -> 2 MgS + Ti}}}$.

Физические свойства

Дисульфид титана при обычных условиях представляет собой золотисто-жёлтые, «бронзового» цвета чешуйчатые мелкие кристаллы, крупные кристаллы имеют золотистый цвет с зеленоватым оттенком, в мелкодисперсном виде после возгонки — бурый порошок^[3][4]. Диамагнетик.

Из-за взаимодействия с парами воды воздуха имеет слабый запах сероводорода. Не растворяется в холодной воде. Медленно реагирует с горячей водой. Огнеопасен, при сильном нагреве на воздухе загорается, выделяя диоксид серы^[5].

Кристаллизуется в тригональной сингонии, пространственная группа P3m1, параметры ячейки a = 0,3397 нм, c = 0,5691 нм, Z = 1. Имеет слоистую кристаллическую структуру типа иодида кадмия.

При 1470 °C дисульфид претерпевает полиморфное превращение^[6].

Атомы серы пространственно расположены в гексагональной плотной упаковке. Через каждые 2 плоских слоя атомов серы расположен плоский слой атомов титана, находящихся в октаэдрических полостях. Силы сцепления Ван-дер-Ваальса между двумя соседними слоями атомов серы малы и между слоями может происходить лёгкое скольжение, подобно скольжению слоёв атомов углерода в кристалле графита.

Теплоемкость дисульфида титана при 25 °C составляет 16,23 кал/(К·моль) или 55,4 Дж/(К·моль).

Стандартная теплота образования дисульфида титана составляет 80 ккал/моль.

Плотность дисульфида титана при 25 °C равна 3,22 г/см³.

Дисульфид титана является полупроводником с электронным типом проводимости c концентрацией носителей заряда ~10²¹ см^3[7] и имеет высокую электропроводность характерную для полуметаллов.

Высокая электропроводность наряду с другими его свойствами обуславливает применение вещества в катодных массах литий-ионных аккумуляторов. Для увеличения электропроводности катодной массы в аккумуляторах его смешивают с сажей или графитом^[8].

Дисульфид титана как и графит может обратимо интеркалировать и деинтеркалировать в свою кристаллическую структуру некоторые атомы и молекулы между слоями атомов серы так ка эти слои слабо связаны силами Ван-дер-Ваальса, например, атомыщелочных металлов, аммиак, гидразин, амиды кислот^[9], при этом происходит «разбухание» кристаллической решётки с увеличением расстояния между кристаллическими слоями атомов. Дисульфид титана часто используется в качестве катодной массы в литий-ионных аккумуляторах и интеркаляция лития в это соединение изучена наиболее полно.

Интеркаляцию лития можно упрощённо описать в виде окислительно-восстановительной реакции:

${\displaystyle {\ce {TiS2 + xLi -> Li_{x}TiS2,}}}$

где ${\displaystyle {\ce {x}}}$ может принимать значения от 0 до 1.

Соединение ${\displaystyle {\ce {Li_{x}TiS2}}}$ обычно записывают в ионной форме ${\displaystyle {\ce {Li^+TiS2^-}}}$. На этом свойстве вещества основано его применение в качестве катодной массы аккумулятора как накопитель ионов лития. При разряде аккумулятора ионы ${\displaystyle {\ce {Li+}}}$ внедряются в кристалл дисульфида титана. При разряде происходит обратный процесс.

Применение

Применяется в качестве катодной массы электрохимических источников тока и аккумуляторов и в качестве твёрдого смазочного материала.

Безопасность

Дисульфид титана относится согласно ГОСТ 12.1.005-88 к классу опасности III — вещества с умеренной степенью опасности. Предельно допустимая концентрация вещества в виде аэрозоля в воздухе производственных помещений 6 мг/м^3[10]. Требуется хранение с предосторожностями, так как вещество способно самовозгораться.

Примечания

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
• Tao, Y.; Wu, X.; Zhang, Y.; Dong, L.; Zhu, J.; Hu, Z. (2008). “Surface-assisted synthesis of microscale hexagonal plates and flower-like patterns of single-crystalline titanium disulfide and their field-emission properties”. Crystal Growth & Design. 8 (8): 2990—2994. DOI:10.1021/cg800113n.
• Zhang, Y.; Li, Z.; Jia, H.; Luo, X.; Xu, J.; Zhang, X.; Yu, D.J. (2006). “TiS₂ whisker growth by a simple chemical-vapor deposition method”. Journal of Crystal Growth. 293 (1): 124—127. DOI:10.1016/j.jcrysgro.2006.03.063.

Эта страница в последний раз была отредактирована 15 августа 2023 в 15:32.