H2s химия. Получение сероводорода

Сероводородная кислота. Сероводород встречается в природе в месторождениях нефти и газа, в водах минеральных источников, он растворен в глубоких слоях (ниже 150 - 200 м) Черного моря. Применяют сероводород в производстве серы и серной кислоты, различных химических веществ, тяжелой воды, для приготовления лечебных ванн, в аналитической химии. Токсичен.

Современная энциклопедия . 2000 .

Смотреть что такое "СЕРОВОДОРОД, H2S" в других словарях:

сероводород H 2 S - сероводород H2S: Бесцветный ядовитый газ, имеющий запах тухлых яиц; Источник: СТО Газпром 5.12 2008: Газ горючий природный. Определение серосодержащих компонентов хроматографическим методом … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

СЕРОВОДОРОД - СЕРОВОДОРОД, H2S (молекулярный вес 34,07), бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Литр газа при нормальных условиях (0°, 760 мм) весит 1,5392 г. Темп, кипения 62°, плавления 83°; С. входит в состав газообразных выделений… … Большая медицинская энциклопедия

- (H2S), бесцветный, ядовитый газ с запахом тухлых яиц. Образуется в процессах гниения, содержится в сырой нефти. Получают действием серной кислоты на сульфиды металлов. Используется в традиционном КАЧЕСТВЕННОМ АНАЛИЗЕ. Свойства: температура… … Научно-технический энциклопедический словарь

Сероводород … Википедия

СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ - см. СЕРОВОДОРОД И СУЛЬФИДЫ (H2S, NaHS, NH4)2S, Fe2S3, PbS и др). Сероводород и сульфиды присутствуют в природных водах в небольших количествах и образуются при разложении органических веществ. Они содержатся в сточных водах коммунально бытового… … Болезни рыб: Справочник

- (сернистый водород) H2S, бесцветный газ с запахом тухлых яиц; tпл?85,54 .С, tкип?60,35 .С; при 0 .С сжижается под давлением 1 МПа. Восстановитель. Побочный продукт при очистке нефтепродуктов, коксовании угля и др.; образуется при разложении… … Большой Энциклопедический словарь

Бесцветный ядовитый газ H2S с неприятным специфическим запахом. Обладает слабокислотными свойствами. 1 л С. при t 0 °C и давлении 760 мм составляет 1,539 г. Встречается в нефтях, в природных водах, в газах биохимического происхождения, как… … Геологическая энциклопедия

H2S бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц; плотн. 1,538 кг/м3. С. легко сжижается, например при О °С под давлением 1 МПа; (кип 60,38 °С. Хорошо растворяется в воде с образованием слабой сероводородной кислоты H2S. В природе С.… … Большой энциклопедический политехнический словарь

H2S, то же, что Сернистый водород … Большая советская энциклопедия

H2S, бесцв. газ с запахом тухлых яиц; tnл 85,7 °С, tnл 60,35 °С; при О °С сжижается под давлением 1 МПа. Восстановитель. Побочный продукт при очистке нефтепродуктов, коксовании угля и др.; образуется при разложении белковых в в. Содержится в нек… … Естествознание. Энциклопедический словарь

Hydrogen Sulphide (H2S) – сероводород – опасный природный газ, с которым можно столкнуться в нефтегазовой промышленности. Проще говоря, на буровых платформах и местах хранения нефти, как offshore, так и onshore. Нас больше интересует оффшор. И здесь делаю дополнение, что под риск попадают не только те, кто работают на платформах, но и те, кто их обслуживает: суда снабжения, якорезаводки, даже те, кто проводят работы на нефтяных полях (DSV, ROV), FPSO и т.д. Знать свойства H2S и проводить подготовки должным образом – жизненно необходимо.

И так, H2S токсичен .

H2S газ, после того, как его вдохнул человек, попадает в лёгкие, далее переносится кровью и парализует нервные центры мозга, которые отвечают за дыхание. Человек умирает от удушья, поскольку лёгкие прекращают работать, что неминуемо ведёт к отмиранию тканей.

- H2S присущ характерный запах .

По запаху H2S напоминает тухлые яйца (rotten eggs). От сюда этот газ ещё называют “Rotten Egg gas” или “sour gas”. Однако этот запах можно распознать только при низкой концентрации. В средней и высокой концентрации H2S притупляет обоняние и запах невозможно распознать. Поэтому не следует доверять своему носу в попытках определить присутствие сероводорода.

- H2S бесцветный газ.

И этот факт делает H2S газ ещё более опасным. Зрительно этот газ определить нельзя.

- H2S тяжелее воздуха .

Удельный вес H2S относительно воздуха составляет 1,189, что означает, что H2S тяжелее воздуха на 20% и во время утечки при отсутствии ветра он будет стелиться внизу. Таким образом, более безопасным местом, в таком случае, будет считаться мостик (если говорить о судне), где и назначают место сбора во время H2S тревоги.

- H2S взрывоопасен .

При определенной концентрации H2S становится взрывоопасным. Верхняя и нижняя границы этой концентрации соответственно 4,3% – 46%.

- H2S воспламеняемый .

Продуктом горения H2S является также опасный газ – SO2. Однако SO2 тяжелее, чем H2S, и соответственно тяжелее воздуха.

- H2S растворим в воде .

В результате комбинации H2S и воды получается кислота. Что объяснят ощущение жжения в области глаз у людей, в случаях утечки H2S.

- H2S является коррозийным .

H2S разъедает железо, сталь, латунь с высоким содержанием цинка, природный каучук и даже некоторые виды пластика.

- H2S переносится ветром .

Ветер может подхватить H2S газ и переносить его даже вертикально вверх (если из-за конструктивных особенностей объектов ветер приобретает такую направленность). Во время опасности утечки H2S, правильным будет уходить от места утечки против ветра.

Теперь поговорим о единицах измерения и вреде H2S при разных концентрациях.

H2S измеряется в ppm (parts per million). И переход от ppm к % следующий:

1 ppm = 0.0001% 10 ppm = 0.001% 100 ppm = 0.01% 1000 ppm = 0.1% 10000 ppm = 1%

То, как долго человек может пребывать в присутствии H2S в воздухе, зависит от физиологического состояния самого человека. Безопасным считается пребывание около 8 часов в день, не более 5 дней в неделю при 10 ppm H2S.

У человека, который длительный срок подвергается воздействию H2S, наблюдаются: нарушение нормальной работы лёгких; головная боль, тошнота, депрессия, слабость; нарушение сердечно-сосудистой системы.

Признаки и опасность различных концентраций H2S.

0.13 ppm – нижний порог, при котором распознаётся запах тухлых яиц;

10 ppm – возможна головная боль, начинается болезненная чувствительность глаз;

27 ppm – верхний порог запаха. Ощущается очень сильный и неприятный запах;

20-50 ppm – ощущается боль в дыхательных путях, глазах (также слёзоточивость и чувствительность к свету) и лёгких;

100-200 ppm – пропадает обоняние;

250-500 ppm – отёк лёгких (лёгкие набираются жидкости);

500 ppm – постепенная потеря сознания;

700-1000 ppm – стремительная потеря сознания, остановка дыхания с последующим летательным исходом;

1000 ppm и выше – смерть.

И следует упомянуть, что смерть от отравления H2S газом наступает в районе 1000 ppm, что составляет всего лишь 0,1%, а свойство взрывоопасности H2S присутствует при концентрации 4,3% – 46%. Именно по этому токсичность рассматривают как первоочередную опасность. Так как пока дело дойдёт до взрыва, уже никого может не остаться в живых.

Чтобы обезопасить себя от опасностей , связанных с H2S , нужно:

Знать, что нельзя доверять своему носу в попытках определить присутствие H2S газа;

Следовать процедурам (проводить замеры газа приборами, следовать проверочным листам);

Регулярно проверять фиксированные и портативные газ детекторы;

Портативные газ детекторы не должны находиться в кармане во время работы в потенциально опасных местах;

Портативные газ детекторы должны подавать визуальное и звуковое оповещение при концентрации H2S в 10ppm и выше;

Уметь надевать дыхательный аппарат в течение 30 секунд;

Запрещено проводить поиково-спасательные операции в дыхательных аппаратах, предназначенных только для покидания мест (предназначенные на 10-15 минут использования) с содержанием H2S в воздухе. Для поиска и спасения должны быть специальные дыхательные аппараты продолжительного использования.

Оказание первой помощи:

Как можно скорее переместить пострадавшего в безопасное место;

Если пострадавший без сознания, то сделать искусственное дыхание и непрямой массаж сердца;

Если пострадавший в сознании, то проводить меры по необходимости (кислород для облегчения дыхания, промыть глаза в течение 10-15 минут, если ощущается боль);

Снять одежду, которая могла пропитаться H2S газом (например, если человек потел, и одежда влажная). При раздражении кожи, также промыть участки кожи под струёй воды (при необходимости предоставить душ) в течение 10-15 минут.

Здесь отдельный акцент сделаю на том, что мы упомянули, что носу доверять нельзя. А что же тогда может послужить индикатором? Газ детектор – это понятно, но если он неисправен или отсутствует? Мы говорили, что H2S в соединении с водой образует кислоту. Если человек вспотел, то он будет ощущать дискомфорт (раздражение кожи, чесаться), также ощущается жжение в области глаз. Поэтому Ваше собственное тело или люди вокруг могут послужить тем верным индикатором, который укажет на опасность.

С уважением Евгений Богаченко

Примеры решения задач. Пример 2.1.Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H2S и NaOH в реакциях H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) и

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (2)

Решение кислоты или основания , участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

М эк (кислоты, основания) = ,

где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.

В реакции H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (1) оба иона водорода молекулы H 2 S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H 2 S. В этом случае

Э (H 2 S) = ½ H 2 S, а М эк (H 2 S) = .

В реакции H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (2) в молекуле H 2 S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица – молекула H 2 S. В этом случае

Э (H 2 S) = 1 H 2 S, а М эк (H 2 S) = = 34 г/моль.

Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен 1 NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа.

М эк (NaOH) = 40 г/моль.

Таким образом, эквивалент H 2 S в реакции (1) равен ½ H 2 S, реакции (2) −

1H 2 S, молярные массы эквивалентов H 2 S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен 1NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.

Решение . Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле

М эк (оксида) = ,

где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P 2 O 5 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 эквивалент P 2 O 5 , образующего два трехзарядных аниона (РО 4) 3- , равен 1 / 6 P 2 O 5 , а

М эк (P 2 O 5) = г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са 2+), равен ½ СаО, а М эк (СаО) = = 28 г/моль.

Пример 2.3. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН 3 , Р 2 О 3 и Р 2 О 5 .

Решение. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

М эк (элемента) = ,

где М А – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента.

Степень окисления фосфора в РН 3 , Р 2 О 3 , Р 2 О 5 соответственно равна ­3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН 3 и Р 2 О 3 равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р 2 О 5 ­

31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН 3 и Р 2 О 3 равен 1 / 3 Р, в соединении Р 2 О 5 – 1 / 5 Р.

Решение . Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

М эк (РН 3) = М эк (Р) + М эк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;

М эк (Р 2 О 3) = М эк (Р) + М эк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;

М эк (Р 2 О 5) = М эк (Р) + М эк (О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.

Пример 2.5. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться формулой:

где V эк – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ) в одном моле газа: υ = . Так, М (Н 2) = 2 г/моль; М эк (Н 2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н 2 содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (Т=273 К, р=101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен V эк (Н 2) = 22,4 / 2 = 11,2 л. Аналогично М (О 2) = 32 г/моль, М эк (О 2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О 2 содержится υ = 32 / 8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем V эк (О 2) = 22,4 / 4 = 5,6 л.

Подставив в формулу

численные значения, находим, что

М эк (оксида) = г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму М эк (оксида) = М эк (металла) + М эк (кислорода). Отсюда М эк. (металла) = М эк. (оксида) − М эк. (кислорода) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.

Молярная масса эквивалентов элемента (М эк.) связана с атомной массой элемента (М А) соотношением: М эк (элемента) = , где ½с.о.½ − степень окисления элемента. Отсюда М А = М эк (металла) ∙ ½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.

Таким образом, М эк. (оксида) = 35,45 г/моль; М эк. (металла) = 27,45 г/моль; М А (металла) = 54,9 г/моль.

Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при нормальных условиях.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. υ (О 2) = υ (N 2) = υ (NO 2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О 2 и 4 моль эквивалентов N 2 .

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N 2) до +4 (в NО 2), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому

М эк (N 2) = = = 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV):

28 г/моль N 2 – 22,4 л

3,5 г/моль N 2 – х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N 2 , то их объем составляет V (N 2) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V (O 2) = 5,6·4 = 22,4 л.

Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.

Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что М эк (оксида) = М эк (металла) + М эк (кислорода), а М эк (соли) = М эк (металла) + М эк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

; ;

М эк (металла) = 56,2 г/моль.

Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100%, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 – 68,42 = 31,58%, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; М эк (Cr)= г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения

М эк (Cr)= , отсюда |c. o.|= .

Задачи

№ 2.1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль.

(Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).

№ 2.2. Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9% золота и 35,1% хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль.

(Ответ: 3).

№ 2.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р 2 О 5 в реакциях, идущих по уравнениям:

Р 2 О 5 + 3MgO = Mg 3 (PO 4) 2 ;

P 2 O 5 + MgO = Mg(PO 3) 2 .

(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль).

№ 2.4 . Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?

(Ответ: 0,5 моль).

№ 2.5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н 3 РО 3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу эквивалентов кислоты.

(Ответ: 41 г/моль).

№ 2.6 . Определить молярную массу эквивалентов металла и назвать металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода (н.у.). Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).

№ 2.7. Вычислить степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).

№ 2.8. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH) 3 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O;

Al(OH) 3 + 2HCl = AlOHCl 2 + 2H 2 O;

Al(OH) 3 + HCl = Al(OH) 2 Cl + H 2 O.

№ 2.9 . Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции? (Ответ: 7,13 г).

№ 2.10 . Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).

№ 2.11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при н. у. 8,4 л водорода. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла? (Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).

№ 2.12. Вычислить степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).

№ 2.13. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Н 3 РО 4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О;

Н 3 РО 4 + 2КОН = К 2 НРО 4 + 2Н 2 О;

Н 3 РО 4 + 3КОН = К 3 РО 4 + 3Н 2 О.

№ 2.14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)

№ 2.15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).

№ 2.16 . Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислить массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54%).

№ 2.17 . Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH 3 , H 2 O, CH 4 .

№ 2.19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалент, молярную массу эквивалентов и основность Н 3 РО 4 в этой реакции. На основании расчета написать уравнение реакции. (Ответ: ½ H 3 РО 4 ; 49 г/моль; 2).

№ 2.20 . 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла.

(Ответ: 35,5 г/моль).

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.

Физические свойства

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).

Сероводород в природе

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.

Способы получения

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 ↓

Химические свойства H 2 S

H 2 S - сильный восстановитель

Взаимодействие H 2 S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО 2 , H 2 SO 4),

Реакции с простыми веществами окислителями

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

Реакции с окисляющими кислотами (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).

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

Реакции с солями - окислителями

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

Водный раствор H 2 S проявляет свойства слабой кислоты

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

Особенности реакций H 2 S с солями сильных кислот

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.

Качественная реакция на сульфид-анион

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.

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- + 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 -

Необратимый гидролиз сульфидов

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

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 = 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.

Окислительный обжиг сульфидов

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

Способы получения сульфидов

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.