ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Строение молекул H₂S

Химическое строение молекул H₂S аналогично строению молекул Н₂O: (угловая форма)

Но, в отличие от воды, молекулы H₂S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.

Физические свойства

При обычной температуре H₂S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H₂S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H₂O растворяется - 2,5 л газа).

Сероводород в природе

H₂S 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.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

3.Действие конц. H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

Химические свойства H₂S

H₂S - сильный восстановитель

Взаимодействие H₂S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО₂, H₂SO₄),

Реакции с простыми веществами окислителями

Окисление кислородом воздуха

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

Реакции с окисляющими кислотами (HNО₃, H₂SO₄(конц.).

3H₂S + 8HNО₃(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО₃(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO₄(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

Реакции с солями - окислителями

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

Водный раствор H₂S проявляет свойства слабой кислоты

Сероводородная кислота H₂S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато

1-я ступень: H₂S → Н⁺ + HS^-

2-я ступень: HS^- → Н⁺ + S^2-

Для H₂S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:

а) с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

в) с основными оксидами

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

г) со щелочами

H₂S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н₂O

д) с аммиаком

H₂S + 2NH₃(избыток) = (NH₄)₂S

Особенности реакций H₂S с солями сильных кислот

Несмотря на то, что сероводородная кислота - очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.

Качественная реакция на сульфид-анион

Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S^2- и сероводорода:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный осадок.

Газообразный H₂S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO₃)₂, которая чернеет в присутствии H₂S.

Сульфиды

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.

Обратимый гидролиз растворимых сульфидов

Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:

S^2- + H₂O → 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^- + H₂O → H₂S↑ + ОН^-

Необратимый гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Аналогичным образом разлагаются Cr₂S₃, Fe₂S₃

Нерастворимые сульфиды

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 = FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI = ZnCl₂ + H₂S↑

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Окислительный обжиг сульфидов

Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

Способы получения сульфидов

1. Непосредственное соединение простых веществ:

Fe + S = FeS

2.Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S сульфид натрия

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS гидросульфид натрия

3.Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.