Химическое строение молекул H 2 S аналогично строению молекул Н 2 O: (угловая форма)
Но, в отличие от воды, молекулы H 2 S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.
При обычной температуре H 2 S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H 2 S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H 2 O растворяется - 2,5 л газа).
H 2 S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.
1. Синтез из простых веществ:
S + Н 2 = H 2 S
2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2
3.Действие конц. H 2 SO 4 (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:
5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О
4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:
AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓
Взаимодействие H 2 S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО 2 , H 2 SO 4),
Окисление кислородом воздуха
2H 2 S + 3О 2 (избыток) = 2SО 2 + 2Н 2 О
2H 2 S + О 2 (недостаток) = 2S↓ + 2Н 2 О
Окисление галогенами:
H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr
3H 2 S + 8HNО 3 (разб.) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4Н 2 О
H 2 S + 8HNО 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NО 2 + 4Н 2 О
H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = S↓ + SО 2 + 2Н 2 О
5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 О
5H 2 S + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5SО 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14Н 2 О
H 2 S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl
Сероводородная кислота H 2 S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато
1-я ступень: H 2 S → Н + + HS -
2-я ступень: HS - → Н + + S 2-
Для H 2 S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:
а) с активными металлами
H 2 S + Mg = Н 2 + MgS
б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей
2H 2 S + 4Аg + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O
в) с основными оксидами
H 2 S + ВаО = BaS + Н 2 O
г) со щелочами
H 2 S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н 2 O
д) с аммиаком
H 2 S + 2NH 3 (избыток) = (NH 4) 2 S
Несмотря на то, что сероводородная кислота - очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.
Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S 2- и сероводорода:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS↓ черный осадок.
Газообразный H 2 S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO 3) 2 , которая чернеет в присутствии H 2 S.
Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.
Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:
S 2- + H 2 O → HS - + ОН -
Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию
Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли - гидросульфиды:
2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS - + H 2 O → H 2 S + ОН -
Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 3H 2 S + 2AI(OH) 3↓
Аналогичным образом разлагаются Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3
Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:
FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S
ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S
Сульфиды Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
1. Непосредственное соединение простых веществ:
2.Взаимодействие H 2 S с растворами щелочей:
H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфид натрия
H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гидросульфид натрия
3.Взаимодействие H 2 S или (NH 4) 2 S с растворами солей:
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3
4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:
Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО
Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:
H 2 + S = H 2 S.
Нагревание смеси парафина с серой.
Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.
Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.
Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.
Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.
Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере
Восстановление твердых солей оксокислот
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)
SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)
CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)
Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония
Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3
Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3
Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:
Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;
S 2- + H 2 O = HS - + OH - .
Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;
CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;
Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .
Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:
2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.
На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.
Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит,
растворим в воде (в 1
V
H
2
O
растворяется 3
V
H
2
S
при н.у.);
t
°пл. = -86°
C
;
t
°кип. = -60°С.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.
Получение
1) H 2 + S → H 2 S (при t )
2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S
Химические свойства
1) Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота.
Диссоциация происходит в две ступени:
H 2 S → H + + HS - (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)
HS - → 2 H + + S 2- (вторая ступень)
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na 2 S – сульфид натрия;
CaS – сульфид кальция;
NaHS – гидросульфид натрия;
Ca ( HS ) 2 – гидросульфид кальция.
2) Взаимодействует с основаниями:
H 2 S + 2 NaOH (избыток) → Na 2 S + 2 H 2 O
H 2 S (избыток) + NaOH → Na Н S + H 2 O
3) H 2 S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H 2 S -2 + Br 2 → S 0 + 2HBr
H 2 S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl
H 2 S -2 + 4Cl 2 + 4H 2 O →H 2 S +6 O 4 + 8HCl
3H 2 S -2 + 8HNO 3 (конц) →3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O
H 2 S -2 + H 2 S +6 O 4 (конц) →S 0 + S +4 O 2 + 2H 2 O
(при нагревании реакция идет по - иному:
H 2 S -2 + 3H 2 S +6 O 4 (конц) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O
4) Сероводород окисляется:
при недостатке O 2
2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O
при избытке O 2
2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O
5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O
Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS :
H 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3
Pb 2+ + S 2- → PbS ↓
Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS . Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца ( II ). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца ( II ), соединение чёрного цвета:
PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O
При обработке сульфида свинца ( II ) пероксидом водорода происходит реакция:
PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O ,
при этом образуется сульфат свинца ( II ), соединение белого цвета.
Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.
7) Реставрация:
PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (белый) + 4 H 2 O
Сульфиды
Получение сульфидов
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S → HgS
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓
ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS↓
MnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + MnS↓
2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓
SnCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + SnS↓
Химические свойства сульфидов
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K 2 S + H 2 O → KHS + KOH
S 2- + H 2 O → HS - + OH -
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S
3)Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO 3 :
FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Задание №1Задание №4
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии
соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?
Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:
H₂ + S → H₂S
Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.
В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.
При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).
Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
На этой реакции основан промышленный способ получения серы.
При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.
Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.
Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.
Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:
H₂S → Н₂ + S
Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.
Сероводород применяют :
Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.
Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.
С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.
Сероводород (H 2 S ) - очень канцерогенный, токсичный газ. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.
1. В лаборатории H 2 S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:
FeS + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 S ,
2. Взаимодействие Al 2 S 3 с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
Сероводород H 2 S - ковалентное соединение, не образующее водородных связей, как молекула Н 2 О . (Разница в том, что атом серы больший по размеру и более электроотрицательный, чем атом кислорода. Поэтому плотность заряда у серы меньше. И из-за отсутствия водородных связей температура кипения у H 2 S выше, чем у кислорода . Также H 2 S плохо растворим в воде, что также указывает на отсутствие водородных связей).
H 2 S + Br 2 = S + 2HBr,
2. Сероводород H 2 S - очень слабая кислота, в растворе ступенчато диссоциирует:
H 2 S ⇆ H + + HS - ,
HS - ⇆ H + + S 2- ,
3. Взаимодействует с сильными окислителями:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl,
2 H 2 S + H 2 SO 3 = 3 S + 3 H 2 O ,
2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S + 2 HCl ,
4. Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):
Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .
Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS - осадок черного цвета.