Сірка плюс вода рівняння реакції. Сірчаний ангідрид та сірчана кислота

Сірководень (H₂S) є безбарвним газом із запахом тухлих яєць. За щільністю він важчий за водень. Сірководень смертельно отруйний для людини та тварин. Навіть незначний його вміст у повітрі викликає запаморочення та нудоту, але найстрашнішим є те, що при тривалому його вдиханні цей запах уже не відчувається. Однак при отруєнні сірководнем існує проста протиотрута: слід загорнути в хустку шматок хлорного вапна, потім змочити, і якийсь час нюхати цей пакунок. Сірководень отримують шляхом взаємодії сірки з воднем при температурі 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Це окислювально-відновна реакція: під час неї змінюються ступеня окислення елементів, що беруть участь у ній.

У лабораторних умовсірководень отримують впливом на сульфід заліза сірчаної або соляної кислоти:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Це реакція обміну: у ній взаємодіючі речовини обмінюються власними іонами. Цей процесзазвичай проводять за допомогою апарату Кіппа.

Властивості сірководню

При горінні сірководню утворюється оксид сірки 4 і водяна пара:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горить блакитним полум'ям, а якщо над ним потримати перевернутий хімічний стакан, то на його стінках з'явиться прозорий конденсат (вода).

Однак при незначному зниженні температури дана реакція проходить дещо інакше: на стінках попередньо охолодженої склянки з'явиться вже жовтуватий наліт вільної сірки:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На цій реакції заснований промисловий спосіб одержання сірки.

При підпалюванні попередньо підготовленої газоподібної суміші сірководню та кисню відбувається вибух.

Реакція сірководню та оксиду сірки(IV) також дозволяє отримати вільну сірку:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сірководень розчинний у воді, причому три об'єми цього газу можуть розчинитися в одному об'ємі води, утворюючи слабку і нестійку сірководневу кислоту (Н₂S). Цю кислоту також називають сірководневою водою. Як бачите, формули газу-сірководню та сірководневої кислоти записуються однаково.

Якщо до сірководневої кислоти прилити розчин солі свинцю, випаде чорний осад сульфіду свинцю:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Це якісна реакція виявлення сірководню. Вона демонструє здатність сірководневої кислоти вступати в реакції обміну з розчинами солей. Таким чином, будь-яка розчинна сільсвинцю є реактивом на сірководень. Деякі інші сульфіди металів також мають характерне забарвлення, наприклад: сульфід цинку ZnS - біле, сульфід кадмію CdS - жовте, сульфід міді CuS - чорне, сульфід сурми Sb₂S₃ - червоне.

До речі, сірководень є нестійким газом і при нагріванні практично повністю розкладається на водень та вільну сірку:

H₂S → Н₂ + S

Сірководень інтенсивно взаємодіє з водними розчинами галогенів:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl

Сірководень у природі та життєдіяльності людини

Сірководень входить до складу вулканічних газів, природного газута газів, супутніх родовищам нафти. Багато його і в природних мінеральних водахНаприклад, у Чорному морі він залягає на глибині від 150 метрів і нижче.

Сірководень застосовують:

• у медицині (лікування сірководневими ваннами та мінеральними водами);
• у промисловості (отримання сірки, сірчаної кислоти та сульфідів);
• в аналітичної хімії(для осадження сульфідів важких металів, які зазвичай нерозчинні);
• в органічному синтезі (для отримання сірчистих аналогів органічних спиртів (меркаптанів) і тіофену (сірковмісного ароматичного вуглеводню). Ще один з напрямків, що недавно з'явилися, в науці - сірководнева енергетика. Всерйоз вивчається отримання енергії з покладів сірководню з дна Чорного моря.

Природа окисно-відновних реакцій сірки та водню

Реакція утворення сірководню є окисно-відновною:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процес взаємодії сірки з воднем легко пояснюється будовою атомів. Водень займає перше місце в періодичній системі, отже, заряд його атомного ядрадорівнює (+1), а навколо ядра атома паморочиться 1 електрон. Водень легко віддає свій електрон атомам інших елементів, перетворюючись на позитивно заряджений іон водню - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сірка знаходиться на шістнадцятій позиції в таблиці Менделєєва. Отже, заряд ядра її атома дорівнює (+16) і кількість електронів у кожному атомі також 16е⁻. Розташування сірки в третьому періоді говорить про те, що її шістнадцять електронів кружляють навколо атомного ядра, утворюючи 3 шари, на останньому з яких 6 валентних електронів. Кількість валентних електронів сірки відповідає номеру групи VI, у якій перебуває у періодичної системі.

Отже, сірка може віддати всі шість валентних електронів, як у разі утворення оксиду сірки(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Крім того, в результаті окислення сірки, 4е⁻можуть бути віддані її атомом іншому елементу з утворенням оксиду сірки(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сірка може віддати також два електрони з утворенням хлориду сірки(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

У всіх трьох вищезгаданих реакціях сірка віддає електрони. Отже, вона окислюється, але при цьому виступає в ролі відновника для атомів кисню та хлору Cl. Однак у разі утворення H2S окислення - доля атомів водню, оскільки саме вони втрачають електрони, відновлюючи зовнішній енергетичний рівеньсірки із шести електронів до восьми. Внаслідок цього кожен атом водню в його молекулі стає протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула сірки, навпаки, відновлюючись, перетворюється на негативно заряджений аніон (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким чином, у хімічної реакціїутворення сірководню окислювачем виступає саме сірка.

З погляду прояву сірої різних ступенівокислення, цікава і ще одна взаємодія оксиду сірки(IV) та сірководню - реакція одержання вільної сірки:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Як очевидно з рівняння реакції, і окислювачем, і відновником у ній є іони сірки. Два аніони сірки (2-) віддають по два свої електрони атому сірки в молекулі оксиду сірки(II), внаслідок чого всі три атоми сірки відновлюються до вільної сірки.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - відновник, окислюється;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислювач, відновлюється.

Сірка– елемент 3-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенів. Електронна формулаатома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерні ступеніокислення 0, -II, +IV і +VI, стан S VI вважається стійким.

Шкала ступенів окислення сірки:

Електронегативність сірки дорівнює 2,60, для неї характерні неметалічні властивості. У водневих і кисневих сполуках знаходиться у складі різних аніонів, утворює кисневмісні кислоти та їх солі, бінарні сполуки.

В природі - п'ятнадцятийпо хімічної поширеностіелемент (сьомий серед неметалів). Зустрічається у вільному (самородному) та пов'язаному вигляді. Життєво важливий елементдля вищих організмів

Сірка S.Проста речовина. Жовта кристалічна (α-ромбічна та β-моноклінна,

при 95,5 ° C) або аморфна (пластична). У вузлах кристалічних ґратзнаходяться молекули S 8 (неплоскіе цикли типу «корона»), аморфна сірка складається з ланцюгів S n . Низькоплавка речовина, в'язкість рідини проходить через максимум при 200 ° C (розрив молекул S 8 переплетення ланцюгів S n). У парі - молекули S8, S6, S4, S2. При 1500 °C утворюється одноатомна сірка (в хімічних рівнянняхдля простоти будь-яка сірка зображується як S).

Сірка не розчиняється у воді і при звичайних умовахне реагує з нею, добре розчинна в сірковуглецю CS 2 .

Сірка, особливо порошкоподібна, має високою активністюпід час нагрівання. Реагує як окислювач з металами та неметалами:

а як відновник– з фтором, киснем та кислотами (при кип'ятінні):

Сірка піддається дисмутації в розчинах лугів:

3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S-II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

При високій температурі(400 °C) сірка витісняє йод з йодоводороду:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

але в розчині реакція йде в зворотний бік:

I 2 + H 2 S(p) = 2 HI + S↓

Отримання: в промисловостівиплавляється із природних покладів самородної сірки(за допомогою водяної пари), що виділяється при десульфурації продуктів газифікації вугілля.

Сірка застосовується для синтезу сірковуглецю, сірчаної кислоти, сірчистих (кубових) барвників, при вулканізації каучуку, як засіб захисту рослин від борошнистої роси, для лікування шкірних захворювань.

Сірководень H 2 S.Безкиснева кислота. Безбарвний газ із задушливим запахом, важчий за повітря. Молекула має будову двічі незавершеного тетраедра [::S(H) 2 ]

(sp 3 -гібридизація, валетний кут Н - S-Н далекий від тетраедричного). Нестійкий під час нагрівання вище 400 °C. Малорозчинний у воді (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насичений децимолярний розчин (0,1 М, «сірководнева вода»). Дуже слабка кислота в розчині практично не дисоціює по другій стадії до іонів S 2- ( максимальна концентрація S 2 дорівнює 1 10 -13 моль / л). При стоянні повітря розчин каламутніє (інгібітор – сахароза). Нейтралізується лугами, в повному обсязі – гідратом аміаку. Сильний відновник. Входить у реакції іонного обміну. Сульфідуючий агент, осаджує з розчину різноманітні сульфіди з дуже малою розчинністю.

Якісні реакції - осадження сульфідів, а також неповне згоряння H 2 S з утворенням жовтого нальоту сірки на холодному предметі, що внесений в полум'я (порцеляновий шпатель). Побічний продукт очищення нафти, природного та коксового газу.

Застосовується у виробництві сірки, неорганічних та органічних сірковмісних сполук як аналітичний реагент. Надзвичайно отруйний. Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в промисловості- Прямим синтезом:

Н 2 + S = H 2 S(150–200 °C)

або при нагріванні сірки з парафіном;

в лабораторії– витісненням із сульфідів сильними кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

або повним гідролізом бінарних сполук:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3 H 2 S

Сульфід натрію Na 2 SБезкиснева сіль. Білий, дуже гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується по аніону, створює в розчині сильно лужне середовище. При стоянні на повітрі розчин каламутніє (колоїдна сірка) і жовтіє (забарвлення полісульфіду). Типовий відновник. Приєднує сірку. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакціїна іон S 2 - осадження різнобарвних сульфідів металів, з яких MnS, FeS, ZnS розкладаються в НCl (розб.).

Застосовується у виробництві сірчистих барвників та целюлози, для видалення волосяного покривушкір при дубленні шкір, як реагент в аналітичній хімії.

Рівняння найважливіших реакцій:

Na 2 S + 2НCl (розб.) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (насич.) = 2NaHS

Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (понад 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2- + M 2+ = MnS (тілес.)↓; FeS (чорн.) ↓; ZnS (біл.)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (чорн.)↓

S 2- + M 2+ = СdS (жовт.) ↓; PbS, CuS, HgS (чорні)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – чорн.)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Отриманняв промисловості– прожарювання мінералу Мірабіліт Na 2 SO 4 10Н 2 O у присутності відновників:

Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4C (кокс) = Na 2 S + 4C (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СО 2 (600–700 °C)

Сульфід алюмінію Al 2 S 3 .Безкиснева сіль. Білий, зв'язок Al – S переважно ковалентний. Плавиться без розкладання під надлишковим тиском N 2 легко виганяється. Окислюється повітря при прожарюванні. Повністю гідролізується водою, що не осаджується з розчину. Розкладається сильними кислотами. Застосовується як тверде джерело чистого сірководню. Рівняння найважливіших реакцій:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистий)

Al 2 S 3 + 6НCl (розб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2 S 3 + 9O 2 (повітря) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Отримання: взаємодія алюмінію з розплавленою сіркою за відсутності кисню та вологи:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Сульфід заліза (ІІ) FeS.Безкиснева сіль. Чорно-сірий з зеленим відтінком, тугоплавкий, розкладається при нагріванні у вакуумі У вологому стані чутливий до кисню повітря. Нерозчинний у воді. Не випадає осад при насиченні розчинів солей заліза(II) сірководнем. Розкладається кислотами. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, тверде джерело сірководню.

З'єднання заліза(III) складу Fe 2 S 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700-1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (поз.) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Дисульфід заліза FeS 2 .Бінарне з'єднання. Має іонна будова Fe 2+ (-S - S-) 2- . Темно-жовтий, термічно стійкий, при прожарюванні розкладається. Нерозчинний у воді, що не реагує з розведеними кислотами, лугами. Розкладається кислотами-окислювачами, піддається випалу повітря. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, сірки та сірчаної кислоти, каталізатор в органічному синтезі. У природі – рудні мінерали піриті марказіт.

Рівняння найважливіших реакцій:

FeS 2 = FeS + S (понад 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гір.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 (повітря) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, випал)

Гідросульфід амонію NH 4 HS.Безкиснева кисла сіль. Білий, плавиться під надлишковим тиском. Дуже леткий, термічно нестійкий. На повітрі окислюється. Добре розчинний у воді, гідролізується по катіону та аніону (переважає), створює лужне середовище. Розчин жовтіє на повітрі. Розкладається кислотами, у насиченому розчині приєднує сірку. Лугами не нейтралізується, середня сіль (NH 4) 2 S не існує у розчині (умови отримання середньої солі див. у рубриці «H 2 S»). Застосовується як компонент фотопроявників, як аналітичний реагент (осаджувач сульфідів).

Рівняння найважливіших реакцій:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (понад 20 °C)

NH 4 HS + НCl (розб.) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (насич. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Отримання: насичення концентрованого розчину NH 3 сірководнем:

NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS+ Н 2 O

В аналітичній хімії розчин, що містить рівні кількості NH 4 HS і NH 3 Н 2 O, умовно вважають розчином (NH 4) 2 S і використовують формулу середньої солі в записі рівнянь реакцій, хоча сульфід амонію повністю гідролізується у воді до NH 4 HS та NH 3 Н 2 O.

Хімічна будова молекул H 2 S аналогічна до будови молекул Н 2 O: (кутова форма)

Але, на відміну води, молекули H 2 S малополярны; водневі зв'язки між ними не утворюються; міцність молекул значно нижча.

Фізичні властивості

При звичайній температурі H 2 S - безбарвний газ із надзвичайно неприємним задушливим запахом тухлих яєць, дуже отруйний (при концентрації > 3 г/м 3 спричиняє смертельне отруєння). Сірководень важчий за повітря, легко конденсується в безбарвну рідину. H 2 S розчинний у воді (при звичайній температурі в 1 л H 2 O розчиняється - 2,5 л газу).

Сірководень у природі

H 2 S присутній у вулканічних та підземних газах, у воді сірчаних джерел. Він утворюється при гниття білків, що містять сірку, а також виділяється у процесі життєдіяльності численних мікроорганізмів.

Способи отримання

1. Синтез із простих речовин:

S + Н 2 = H 2 S

2. Дія неокислювальних кислот на сульфіди металів:

FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2

3. Дія конц. H 2 SO 4 (без надлишку) на лужні та лужноземельні Me:

5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О

4. Утворюється при незворотному гідролізі деяких сульфідів:

AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓

Хімічні властивості H 2 S

H 2 S – сильний відновник

Взаємодія H 2 S з окислювачами призводить до утворення різних речовин(S, SО 2 H 2 SO 4),

Реакції з простими речовинамиокислювачами

Окислення киснем повітря

2H 2 S + 3О 2 (надлишок) = 2SО 2 + 2Н 2 О

2H 2 S + О 2 (недолік) = 2S↓ + 2Н 2 О

Окислення галогенами:

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr

Реакції з кислотами, що окислюють (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).

3H 2 S + 8HNО 3 (розб.) = 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

Реакції із солями - окислювачами

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

Водний розчин H 2 S виявляє властивості слабкої кислоти.

Сірководнева кислота H 2 S 2-основна кислота дисоціює ступінчасто

1-й ступінь: H 2 S → Н++ HS -

2-й ступінь: HS - → Н + + S 2-

Для H 2 S у водному розчині характерні реакції, загальні для класу кислот, у яких поводиться як слабка кислота. Взаємодіє:

а) з активними металами

H 2 S + Mg = Н 2 + MgS

б) з малоактивними металами (Аg, Сі, Нg) у присутності окислювачів

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O

в) з основними оксидами

H 2 S + ОО = BaS + Н 2 O

г) із лугами

H 2 S + NaOH(недолік) = NaHS + Н 2 O

д) з аміаком

H 2 S + 2NH 3 (надлишок) = (NH 4) 2 S

Особливості реакцій H 2 S із солями сильних кислот

Незважаючи на те що сірководнева кислота- дуже слабка, вона реагує з деякими солями сильних кислот, наприклад:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

Реакції протікають у тих випадках, якщо сульфід Me, що утворюється, нерозчинний не тільки у воді, а й у сильних кислотах.

Якісна реакція на сульфід-аніон

Одна з таких реакцій використовується для виявлення аніонів S 2 і сірководню:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS чорний осад.

Газоподібний H 2 S виявляють за допомогою вологого паперу, змоченого розчином Pb(NO 3) 2 який чорніє в присутності H 2 S.

Сульфіди

Сульфідами називають бінарні сполуки сірки з менш ЕО елементами, у тому числі з деякими неметалами (С, Si, Р, As та ін).

Найбільше значення мають сульфіди металів, оскільки багато з них є природні сполукита використовуються як сировина для отримання вільних металів, сірки, діоксиду сірки.

Оборотний гідроліз розчинних сульфідів

Сульфіди лужних Me і амонію добре розчиняються у воді, але у водному розчині вони піддаються гідролізу в дуже значній мірі:

S 2- + H 2 O → HS - + ВІН -

Тому розчини сульфідів мають сильнолужну реакцію.

Сульфіди лужноземельних Me і Mg, взаємодіючи з водою, піддаються повному гідролізу і переходять в розчинні кислі солі- гідросульфіди:

2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2

При нагріванні розчинів сульфідів гідроліз протікає і по 2-му ступені:

HS - + H 2 O → H 2 S + ВІН -

Необоротний гідроліз сульфідів

Сульфіди деяких металів піддаються незворотного гідролізуі повністю розкладаються в водних розчинах, наприклад:

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

Аналогічно розкладаються Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3

Нерозчинні сульфіди

Більшість сульфідів важких металів у воді практично не розчиняються і тому гідроліз не піддаються. Деякі з них розчиняються під дією сильних кислот, наприклад:

FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S

ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S

Сульфіди Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не тільки у воді, але і в багатьох кислотах.

Окисний випал сульфідів

Окислення сульфідів киснем повітря за високої температури є важливою стадією переробки сульфідної сировини. Приклади:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Способи одержання сульфідів

1. Безпосереднє з'єднання простих речовин:

2.Взаємодія H 2 S з розчинами лугів:

H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфід натрію

H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гідросульфід натрію

3.Взаємодія H 2 S або (NH 4) 2 S з розчинами солей:

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3

4. Відновлення сульфатів прожарюванням з вугіллям:

Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО

Цей процес використовують для отримання сульфідів лужних та лужноземельних металів.

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) та розчином сірчаної 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 процес вважається 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 умовах подібну реакцію, у 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 і лужноземельних металівсульфіди 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.