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.

1.9. Сероводородная кислота и её соли

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.

Получение сульфидов

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

Химические свойства сульфидов

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.

1.10. Токсичность сероводорода

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.

Молекулярная масса: 34,076

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

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

Температура воспламенения, °С: 260

Предельная объемная концентрация воспламенения, %: 4,3

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

Плотность жидкого газа при 760 мм рт. ст., кг/м3: 950

Теплоёмкость газа при 760 мм рт. ст. и 0 °С, ккал/(кг °С):

при постоянном давлении: 0,254

при постоянном объеме: 0,192

Теплота сгорания при 760 мм рт. ст. и 15 °С, ккал/кг: 4156

Важнейшие соединения серы

Соединения серы со степенью окисления -2

Сероводород H 2 S.
Сероводород H 2 S встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в попутных газах месторождения нефти. Бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, t пл = -86 °С, t кип = -60 °С. Ядовит. В твердом состоянии существует в трех различных модификациях. Мало растворим в воде, водный раствор H 2 S - это слабая кислота. К 1 = 0,87 10-7, К 2 = 10-14. Сильный восстановитель. Получают в промышленности как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. В лаборатории часто получают в аппарате Киппа при взаимодействии FeS c HC l . Применяют в производстве H 2 SO 4 , S; для получения сульфидов, сераорганических соединений; в аналитической химии для осаждения сульфидов; для приготовления лечебных, сероводородных ванн. Раздражает слизистые оболочки и дыхательные органы.

Соединения серы со степенью окисления +1

Оксид серы (I) S 2 O.
Оксид серы (I) S 2 O это желтый газ, который может несколько часов сохраняться при комнатной температуре (в чистом и сухом сосуде) лишь под давлением не выше 40 мм. рт. ст. Молекула SO 2 полярна. Сильное охлаждение переводит закись серы в оранжево-красное твердое вещество. Молекулярным кислородом при обычной температуре не окисляется, а водой легко разлагается. Более или менее легко реагирует с большинством металлов. Получают при взаимодействии SO 2 с серой.

Хлористая сера S 2 Cl 2 .
Хлористая сера S 2 Cl 2 это бесцветная жидкость, t пл = -77 °С, t кип = 138 °С. Получают в больших количествах прямым действием сухого хлора на избыток серы. Применяют для получения двухлористой серы.

Соединения серы со степенью окисления +2

Серноватистая (тиосерная) кислота H 2 S 2 O 3 .
Сильная кислота (по силе близка к серной кислоте). При комнатной температуре неустойчива и разлагается на H 2 O, SO 2 и S. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 874,4 Cм см 2 /моль.

Двухлористая сера SCl 2 .
Жидкость красного цвета, t пл = -78 °С, t кип = 60 °С. Молекула SCl 2 имеет форму равнобедренного треугольника. Получается при взаимодействии хлористой серы с хлором. В обычных условиях медленно разлагается на хлористую серу и хлор.

Соединения серы со степенью окисления +3

Дитионистая кислота H 2 S 2 O 4 .
Неустойчива и в свободном состоянии не получена.

Соединения серы со степенью окисления +4

Сернистая кислота H 2 SO 3 .
Двухосновная кислота средней силы. Неустойчива. В свободном состоянии не выделена. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 843,6 Cм см 2 /моль.

Хлористый тионил SOCl 2 .
Бесцветная жидкость с резким запахом, t пл = -100 °С, t кип = 76 °С. Является плохим растворителем типичных солей, но хорошим для многих менее полярных веществ. Взаимодействует с водой. Применяется для изготовления красителей, фармацевтических препаратов. Им удобно пользоваться для получения безводных хлоридов металлов из их кристаллогидратов.

Соединения серы со степенью окисления +6

Оксид серы (VI) SO 3 .
Известен в трех модификациях: a, b, g. При конденсации паров SO 3 образуется бесцветные, прозрачные как лед кристаллы (t пл = 62 °С), это g-форма, которая при хранении переходит в b-форму, похожую на асбест (t пл = 32 °С). a-форма (t пл = 17 °С, t кип = 44,8 °С) образуется при особых условиях. Из этих трех форм наиболее высоким давлением пара обладает g-форма. Полученный серный ангидрид может быть твердым или частично жидким. Жадно соединяясь с водой, дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты. Образует соединения с водой, аммиаком или его органическими производными. Получают окислением сернистого газа.

Серная кислота H 2 SO 4 .
Безводная серная кислота - бесцветная маслянистая жидкость, без запаха, t пл = 10 °С, t кип = 296 °С. Концентрированная серная кислота вызывает ожоги кожи. Серная кислота может быть различной чистоты и концентрации. Плотность увеличивается с концентрацией и достигает максимального значения при концентрации 98,3%, при дальнейшем повышении концентрации плотность кислоты снижается. Растворение в воде сопровождается выделением большого количества тепла и уменьшением объема. При давлении 760 мм рт. ст. все водные растворы кипят при температуре выше 100 °С, точка кипения повышается с увеличением концентрации. Мало летуча. Концентрированная серная кислота действует почти на все металлы без выделения водорода. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 859,6 Cм см 2 /моль. Для промышленного получения применяются два способа: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом в обоих случаях является сернистый газ. Является важнейшим химическим продуктом. Применяется почти во всех отраслях химической промышленности и в целом ряде других отраслей народного хозяйства.

Хлористый сульфурил SO 2 Cl 2 .
Представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом, t пл = -54 °С, t кип = 69 °С. Холодная вода действует на него медленно, но горячей он быстро разлагается с образованием серной и соляной кислот.

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.

В атмосфере водорода, можно почувствовать неприятный запах протухших яиц. Это водород вступил в химическую реакцию с серой и образовался сероводород H 2 S. Этот запах можно почувствоват, если ехать мимо шельфа Чёрного моря. На глубине 150 м и глубже море имеет повышенную концентрацию сероводорода. Сероводород выходит наружу на мелководье. Он ядовит, поэтому что на глубине уже 150 м практически нет жизни.

Необходимо помнить, что сероводород – опасный и ядовитый газ, вызывающий поражение дыхательных путей. Смертельный исход может наступить при концентрации сероводорода в воздухе 1,2…2,8 мг/л. Опыты с сероводородом необходимо проводить только на открытом воздухе или под вытяжкой.

Человеческий организм способен улавливать молекулы сероводорода в воздухе уже при концентрации 0,0000001 мг/л. Но если пребывать в атмосфере этого газа достаточно долго, то, не смотря на концентрацию сероводорода в воздухе, наступает паралич обонятельного нерва, что влечёт отсутствие какого-либо дальнейшего ощущения газа.

Наличие сероводорода в воздухе можно легко определить путём влажной бумаги, которая смочена в специально приготовленном свинцовом растворе, то есть использовать растворимую соль свинца (кстати, соли свинца - тоже ядовиты!) в качестве индикатора. При взаимодействии сероводорода из воздуха с влажной бумагой (а точнее с раствором соли свинца) на бумаге постепенно будет появляться черный осадок. С химической точки зрения – это сульфид свинца PbS – нерастворимая соль свинца.

Конечно, нерастворимая – сильно сказано, на самом деле растворима, но в определенных растворителях, правильнее сказать – слабодисоциируемая в исходном растворе. Таким образом, легко определить присутствие сероводорода, например в яйцах, мясе.

Получение сероводорода

Сероводород H 2 S в лабораторных (и домашних) условиях можно получить путём воздействия на сульфид железа FeS соляной кислотой HCl. Реакция будет сопровождаться интенсивным выделением газа – сероводорода. Реакция будет происходить так:

FeS + 2HCl→ H2S + FeCl2

например, для опытов дома не представляет никаких сложностей. Для этого можно использовать обыкновенный парафин от свечи. Для этого нам понадобится парафин, порошок мелкоизмельчённой серы и газовая горелка. Нужно расплавить в фарфоровой чашке (желательно в фарфоровой) около 25 г парафина и добавить туда порошок серы 15 г. После расплавления убираем горелку и даём постепенно смеси остывать, при этом необходимо помешивать получаемый раствор. Теперь, когда смесь застыла, её можно измельчить. Всё готово для получения сероводорода .

Итак, получим сероводород, для чего возьмём немного измельчённой смеси и будем медленно её нагревать, предварительно поместив смесь в пробирку с газоотводной трубкой. Нагревать нужно до температуры 170 0 С и больше. Получение сероводорода можно контролировать путём повышения или уменьшения температуры: сероводород выделяется более интенсивно при повышении температуры, при уменьшении температуры – меньше или совсем прекращается.
Так вот, в процессе химической реакции парафин (а именно водород, находящийся в парафине) взаимодействует с серой, при этом выделяется сероводород и образуется углерод.
Реакция протекает так.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сероводород представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.

Он немного тяжелее воздуха, сжижается при температуре -60,3 o С и затвердевает при -85,6 o С. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .

Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный предмет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значительно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Сероводород очень ядовит. Длительное вздыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.

При 20 o С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная воды скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха.

Получение сероводорода

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.

Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:

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

Более чистый сероводород можно получитьпри гидролизе CaS, BaS или A1 2 S 3 . Чистейший газполучается прямой реакцией водорода и серы при 600 °С.

Химические свойства сероводорода

Раствор сероводорода в воде обладает свойствами кислота. Сероводород - слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:

H 2 S↔H + + HS — (K 1 = 6×10 -8).

Диссоциация по второй ступени

HS — ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

протекает в ничтожно малой степени.

Сероводород - сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Средние соли сероводорода называют сульфидами.

Применение сероводорода

Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2