Утворюється h2s. Сполуки сірки (II)

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Взаємодія сульфіду алюмінію з холодною водою

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Прямий синтез із елементів відбувається при пропущенні водню над розплавленою сіркою:

H2+S=H2S.

Нагрівання суміші парафіну із сіркою.

1.9. Сірководнева кислота та її солі

Сірководневої кислоти притаманні всі властивості слабких кислот. Вона реагує з металами, оксидами металів, основами.

Як двоосновна кислота утворює два типи солей – сульфіди та гідросульфіди . Гідросульфіди добре розчиняються у воді, сульфіди лужних і лужноземельних металів також, сульфіди важких металівпрактично нерозчинні.

Сульфіди лужних та лужноземельних металівне пофарбовані, інші мають характерне забарвлення, наприклад, сульфіди міді (II), нікелю та свинцю – чорні, кадмію, індію, олова – жовті, сурми – помаранчевий.

Іонні сульфіди лужних металів M 2 S мають структуру типу флюориту, де кожен атом сірки оточений кубом із 8 атомів металу і кожен атом металу – тетраедром із 4 атомів сірки. Сульфіди типу MS характерні для лужноземельних металів і мають структуру типу натрію хлориду, де кожен атом металу і сірки оточений октаедром з атомів іншого сорту. При посиленні ковалентного характеру зв'язку метал – сірка реалізуються структури із меншими координаційними числами.

Сульфіди кольорових металів зустрічаються в природі як мінерали та руди, служать сировиною для отримання металів.

Одержання сульфідів

Пряма взаємодія простих речовин при нагріванні в інертній атмосфері

Відновлення твердих 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)

Малорозчинні сульфіди металів беруть в облогу з їх розчинів дією сірководню або сульфіду амонію.

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Хімічні властивості сульфідів

Розчинні сульфіди у воді сильно гідролізовані, мають лужне середовище:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2 + H 2 O = HS - + OH - .

Окислюються киснем повітря, залежно від умов можливе утворення оксидів, сульфатів та металів:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2;

CaS + 2O 2 = CaSO 4;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .

Сульфіди, особливо розчинні у воді, є сильними відновниками:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Токсичність сірководню

На повітрі сірководень займається близько 300 °С. Вибухонебезпечні його суміші з повітрям, що містять від 4 до 45% Н 2 S. Отруйність сірководню часто недооцінюють і роботи з ним ведуть без дотримання запобіжних заходів. Тим часом вже 0,1% Н 2 S у повітрі швидко викликає тяжке отруєння. При вдиханні сірководню у значних концентраціях може миттєво наступити непритомний стан або навіть смерть від паралічу дихання (якщо постраждалого не було вчасно винесено з отруєної атмосфери). Першим симптомом гострого отруєння є втрата нюху. Надалі з'являються головний біль, запаморочення та нудота. Іноді через деякий час настають раптові непритомності. Протиотрутою служить, перш за все, чисте повітря. Тяжко отруєним сірководнем дають вдихати кисень. Іноді доводиться застосовувати штучне дихання. Хронічне отруєння малими кількостями Н 2 S обумовлює загальне погіршення самопочуття, схуднення, поява головного болю тощо. Гранично допустимою концентрацією Н 2 S повітря виробничих приміщень вважається 0,01 мг/л.

Сірководень (H 2 S) - Дуже канцерогенний, токсичний газ. Має різкий характерний запах тухлих яєць.

Отримання сірководню.

1. У лабораторії H 2 Sотримують в ході реакції між сульфідами та розведеними кислотами:

FeS + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 S,

2. Взаємодія Al 2 S 3 з холодною водою (сірководень, що утворюється, більш чистий, ніж при першому способі отримання):

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Хімічні властивості сірководню.

Сірководень H 2 S - ковалентне з'єднання, що не утворює водневих зв'язків, як молекула Н 2 Про. (Різниця в тому, що атом сірки більший за розміром і більш електронегативний, ніж атом кисню. Тому щільність заряду у сірки менша. І через відсутність водневих зв'язків температура кипіння у H 2 Sвище, ніж у кисню. Також H 2 Sпогано розчинний у воді, що також свідчить про відсутність водневих зв'язків).

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr,

2. Сірководень H 2 S- дуже слабка кислота, у розчині ступінчасто дисоціює:

H 2 S ⇆ H + + HS - ,

HS - ⇆ H + + S 2- ,

3. Взаємодіє із сильними окислювачами:

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. Реагує з підставами, основними оксидамиі солями, при цьому утворюючи кислі та середні солі (гідросульфіди та сульфіди):

Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .

Цю реакцію використовують для виявлення сірководню або сульфід-іонів. PbS- Осадок чорного кольору.

В атмосфері водню можна відчути неприємний запахпротухлих яєць. Це водень вступив у хімічну реакцію із сіркою та утворився сірководень H 2 S. Цей запах можна відчути, якщо їхати повз шельф Чорного моря. На глибині 150 м і глибше море має підвищену концентрацію сірководню. Сірководень виходить назовні на мілководді. Він отруйний, тому що на глибині вже 150 м-коду практично немає життя.

Необхідно пам'ятати, що сірководень – небезпечний та отруйний газ, що викликає поразку дихальних шляхів. Смертельний кінець може наступити при концентрації сірководню в повітрі 1,2...2,8 мг/л. Досліди із сірководнем необхідно проводити тільки на відкритому повітрі або під витяжкою.

Людський організмздатний вловлювати молекули сірководню в повітрі вже за концентрації 0,0000001 мг/л. Але якщо перебувати в атмосфері цього газу досить довго, то, незважаючи на концентрацію сірководню в повітрі, настає параліч нюхового нерва, що спричиняє відсутність будь-якого подальшого відчуття газу.

Наявність сірководню в повітріможна легко визначити шляхом вологого паперу, який змочений у спеціально приготованому свинцевому розчині, тобто використовувати розчинну сіль свинцю (до речі, солі свинцю - теж отруйні!) як індикатор. При взаємодії сірководню з повітря з вологим папером (а точніше з розчином солі свинцю) на папері поступово з'являтиметься чорний осад. З хімічної точки зору – це сульфід свинцю PbS – нерозчинна сільсвинцю.

Звичайно, нерозчинна – сильно сказано, насправді розчинна, але у певних розчинниках, правильніше сказати – слабодисоційована у вихідному розчині. Таким чином, легко визначити присутність сірководню, наприклад, у яйцях, м'ясі.

Отримання сірководню

Отримання сірководню

Сірководень H 2 S у лабораторних (і домашніх) умовах можна отримати шляхом впливу на сульфід заліза FeS соляний кислотою HCl. Реакція супроводжуватиметься інтенсивним виділенням газу – сірководню. Реакція відбуватиметься так:

FeS + 2HCl→ H2S + FeCl2

наприклад, для дослідів будинку не становить жодних складнощів. Для цього можна використати звичайний парафін від свічки. Для цього нам знадобиться парафін, порошок дрібноподрібненої сірки та газовий пальник. Потрібно розплавити у фарфоровій чашці (бажано у фарфоровій) близько 25 г парафіну і додати туди порошок сірки 15 г. Після розплавлення прибираємо пальник і даємо поступово суміші остигати, при цьому необхідно помішувати розчин, що отримується. Тепер, коли суміш застигла, її можна подрібнити. Все готове для отримання сірководню.

Отже, отримаємо сірководень, для чого візьмемо трохи подрібненої суміші і повільно її нагрівати, попередньо помістивши суміш у пробірку з газовідвідною трубкою. Нагрівати потрібно до температури 170 0 С та більше. Отримання сірководнюможна контролювати шляхом підвищення або зменшення температури: сірководень виділяється інтенсивніше при підвищенні температури, при зменшенні температури – менше або зовсім припиняється.
Так от, у процесі хімічної реакціїпарафін (а саме водень, що знаходиться в парафіні) взаємодіє з сіркою, при цьому виділяється сірководень і утворюється вуглець.
Реакція протікає так.

Молекулярна вага: 34,076

Температура плавлення (при 760 мм рт. ст.), ° С: -82,9

Температура кипіння (при 760 мм рт. ст.), ° C: -60,33

Температура займання, °С: 260

об'ємна концентрація

Щільність при 760 мм рт. ст. та 0 °С, кг/м3: 1,5392

Щільність рідкого газу за 760 мм рт. ст., кг/м3: 950

Теплоємність газу за 760 мм рт. ст. та 0 °С, ккал/(кг °С):

постійному тиску

постійному обсязі

Теплота згоряння за 760 мм рт. ст. та 15 °С, ккал/кг: 4156

Найважливіші сполуки сірки

З'єднання сірки зі ступенем окиснення -2

Сірководень H 2 S.
Сірководень H 2 S зустрічається у природі у водах деяких мінеральних джерел, у вулканічних газах, у попутних газах родовища нафти. Безбарвний газ з неприємним запахомтухлих яєць, t пл = -86 °С, t кіп = -60 °С. Отруйний. У твердому стані існує у трьох різних модифікаціях. Мало розчинний у воді, водний розчин H 2 S – це слабка кислота. До 1 = 0,87 10-7, До 2 = 10-14. Сильний відновник. Одержують у промисловості як побічний продукт при очищенні нафти, природного та коксового газу. У лабораторії часто отримують в апараті Кіппа при взаємодії FeS c HCl. Застосовують у виробництві H 2 SO 4 S; для отримання сульфідів, сераорганічних сполук; в аналітичної хіміїдля осадження сульфідів; для приготування лікувальних, сірководневих ванн. Дратує слизові оболонки та дихальні органи.

З'єднання сірки зі ступенем окиснення +1

Оксид сірки (І) S 2 O.
Оксид сірки (I) S 2 O це жовтий газ, який може зберігатися кілька годин при кімнатній температурі(в чистій та сухій посудині) лише під тиском не вище 40 мм. рт. ст. Молекула SO2 полярна. Сильне охолодження переводить закис сірки в оранжево-червоне тверда речовина. Молекулярним киснем за нормальної температури не окислюється, а водою легко розкладається. Більш менш легко реагує з більшістю металів. Отримують при взаємодії SO 2 із сіркою.

Хлориста сірка S2Cl2.
Хлориста сірка S2Cl2 це безбарвна рідина, t пл = -77 °С, t кип = 138 °С. Отримують у великих кількостяхпрямою дією сухого хлору на надлишок сірки. Застосовують для одержання дволористої сірки.

З'єднання сірки зі ступенем окиснення +2

Сіркувата (тіосерна) кислота H 2 S 2 O 3 .
Сильна кислота(за силою близька до сірчаної кислоти). При кімнатній температурі нестійка і розкладається на H 2 O, SO 2 і S. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 °С дорівнює 874,4 см 2 /моль.

Двохлориста сірка SCl 2 .
Рідина червоного кольору, t пл = -78 ° С, t кіп = 60 ° С. Молекула SCl 2 має форму. рівнобедреного трикутника. Виходить при взаємодії хлористої сірки із хлором. У звичайних умовахповільно розкладається на хлористу сірку та хлор.

Сполуки сірки зі ступенем окислення +3

Дітіоніста кислота H 2 S 2 O 4 .
Нестійка та у вільному стані не отримана.

Сполуки сірки зі ступенем окислення +4

Сірчиста кислота H 2 SO 3 .
Двоосновна кислота середньої сили. Нестійка. У вільному стані не виділено. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 ° С дорівнює 843,6 см 2 /моль.

Хлористий тіоніл SOCl 2 .
Безбарвна рідина з різким запахом, tпл = -100°С, tкіп = 76°С. Є поганим розчинником типових солейале хорошим для багатьох менш полярних речовин. Взаємодіє із водою. Застосовується виготовлення барвників, фармацевтичних препаратів. Їм зручно користуватися для отримання безводних хлоридів металів з їх кристалогідратів.

З'єднання сірки зі ступенем окиснення +6

Оксид сірки (VI) SO 3 .
Відомий у трьох модифікаціях: a, b, g. При конденсації парів SO 3 утворюється безбарвні, прозорі як крига кристали (t пл = 62 °С), це g-форма, яка при зберіганні переходить в b-форму, схожу на азбест (t пл = 32 °С). a-форма (t пл = 17 ° С, t кип = 44,8 ° С) утворюється при особливих умовах. З цих трьох форм найбільш високим тискомпара має g-форма. Отриманий сірчаний ангідридможе бути твердим чи частково рідким. Жадібно з'єднуючись з водою, димить на повітрі. У воді він розчиняється з утворенням сірчаної кислоти. Утворює сполуки з водою, аміаком чи його органічними похідними. Одержують окисленням сірчистого газу.

Сірчана кислота H 2 SO 4 .
Безводна сірчана кислота- безбарвна масляниста рідина без запаху, t пл = 10 °С, t кип = 296 °С. Концентрована сірчана кислота спричиняє опіки шкіри. Сірчана кислота може бути різної чистоти та концентрації. Щільність збільшується з концентрацією та досягає максимального значенняпри концентрації 98,3%, при подальше підвищенняконцентрації щільність кислоти знижується. Розчинення у воді супроводжується виділенням великої кількостітепла та зменшенням обсягу. При тиску 760 мм рт. ст. Усе водні розчиникип'ятять при температурі вище 100 ° С, точка кипіння підвищується зі збільшенням концентрації. Мало летюча. Концентрована сірчана кислота діє майже всі метали без виділення водню. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 ° С дорівнює 859,6 см 2 /моль. Для промислового отриманнязастосовуються два способи: нітрозний та контактний. Основним вихідним продуктом в обох випадках є сірчистий газ. Є найважливішим хімічним продуктом. Застосовується майже у всіх галузях хімічної промисловостіта в низці інших галузей народного господарства.

Хлористий сульфурил SO2Cl2.
Являє собою безбарвну рідинуіз різким запахом, t пл = -54 °С, t кіп = 69 °С. Холодна водадіє на нього повільно, але гарячою він швидко розкладається з утворенням сірчаної та соляної кислот.

У цій статті ми розглянемо отримання сірководню із сірки. Детальніше розберемо фізичні та Хімічні властивостіцієї речовини.

Будова

Щоб проаналізувати основне отримання сірководню, необхідно з'ясувати особливості його будови. У складі даної речовини містяться один атом сірки та два водні. Вони є неметалами, тому між елементами утворюються У сірковододі кутова будова. Між сіркою та воднем утворюється кут 92 градуси, що трохи менше, ніж у воді.

Фізичні властивості

Запах сірководню, що нагадує тухлі яйця, знайомий усім. При нормальних умовах дана речовиназнаходиться у газоподібному стані. Воно не має кольору, погано розчинне у воді, отруйно. У середньому при 20 градусах за Цельсієм у воді розчинятиметься 2,4 об'єму сірководню. У сірководневої води виявлені незначні дисоціації речовини протікає східчасто. Отруйний сірководень небезпечний навіть у незначних дозах. Вміст у повітрі близько 0,1 відсотка сірководню призводить до паралічу дихального центру із втратою свідомості. Наприклад, легендарний дослідник природи Пліній Старший загинув у 79 столітті до нашої ери саме від сірководню, який утворювався при виверженні Везувію.

Причина отруйної дії сірководню у його хімічній взаємодії з гемоглобіном крові. Залізо, що міститься в цьому білку, утворює сульфід із сірководнем.

Гранично допустимою концентрацієюу повітрі сірководню вважається 0,01 мг/л. Як протиотрута використовується вдихання чистого киснюабо повітря, у складі якого є незначна кількість хлору.

Робота з сірководнем передбачає дотримання певних правилбезпеки. Усі експерименти, що стосуються даної газоподібної речовини, здійснюються у герметичних приладах та витяжних шафах.

Способи отримання сірководню

Яким є отримання сірководню в лабораторії? Найпоширенішим варіантом є взаємодія водню із сіркою. Дана хімічна реакція відноситься до сполуки, що проводиться у витяжній шафі.

Крім того, отримання сірководню можливе і при обміні між твердим сульфідом заліза (2) і сірчаним розчином або соляної кислоти. Щоб отримати такий результат, у пробірку достатньо взяти кілька шматків сульфіду, що не перевищують за розміром горошину. Далі у пробірку (до половини об'єму) додають розчин кислоти, закривають газовідвідною трубкою. Прилад поміщають під витяжку, нагрівають пробірку. Хімічна взаємодіясупроводжується виділенням бульбашок газу. Таке отримання сірководню дозволяє створювати кількість речовини, достатню розгляду його хімічних властивостей.

Які ще бувають методи? У лабораторії допускається одержання сірководню шляхом взаємодії металевого заліза (під витяжкою) з кристалічною сіркою, з подальшою взаємодією сульфіду з сірчаною кислотою.

Хімічні властивості

Сірководень взаємодіє з киснем повітря, горить він блакитним кольором. У разі повного згоряння продуктами реакції є (4) та вода. Враховуючи, що пічний газ є кислотним оксидом, в розчині він утворює слабку синю, що забарвлює, в червоний колір.

У разі недостатньої кількості сірководню утворюється кристалічна сірка. Цей процесвважається промисловим способом отримання із сірководню чистої сірки.

У цього хімічної речовинивиявлено і відмінні відновлювальні здібності. Вони проявляються, наприклад, при взаємодії із солями, галогенами. Для того щоб провести в лабораторних умовподібну реакцію, в пробірки з хлором та бромом наливають розчин сірководню, спостерігають знебарвлення. Як продукт реакції спостерігають утворення кристалічної сірки.

При хімічній реакції сірководню з водою відбувається утворення катіону гідроксонію Н3О+.

Сірководень здатний утворювати два види сполук: сульфіди (середні солі) та гідросульфіди

У лужних та лужноземельних металів сульфіди є безбарвними сполуками. У важких металів (міді, нікелю, свинцю) вони мають темний колір. Сульфід марганцю має рожевим кольором. Багато солі не розчиняються у воді.

Якісною реакцією на сульфіди вважають взаємодію з розчином сульфату міді (2). Продуктом подібної взаємодії буде випадання чорного осаду міді сульфіду (2).

Висновок

У природі ця речовина знаходиться в мінеральних джерел, вулканічних газів. Ця сполука є продуктом гниття тварин і рослинних організмів, його відрізняє характерний запах сірководню. Природні сульфіди виявлені у складі рідкісних металів, у металургії з них одержують відповідні елементи. Важливо пам'ятати і про те, що сірководень є сильною отруйною речовиною.