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).

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.

H 2 S– бесцветный газ с запахом тухлых яиц, плотностьH 2 Sв 1,19 раза выше плотности воздуха, поэтому он скапливается на пониженных участках (устьевые шахты и амбары для хранения БР).

H 2 Sобразует взрывоопасную смесь с воздухом в концентрации от 4,3 до 45% (метан в концентрации от 5 до 15%). Температура воспламененияH 2 S500 O F(260 O C), метана – 1000 O F(538 O C).H 2 Sгорит синим пламенем, при этом выделяется другой токсичный газ –SO 2 .H 2 Sхорошо растворяется в пресной воде, образуя слабую сероводородную кислоту.

Опасные свойства h2s

Наиболее опасное свойство H 2 S– это токсичность (таблица).

Кроме того, H 2 Sможет вызывать сильную коррозию. Признаками такой коррозии являются точечная коррозия и растрескивание под действием напряжений, ведущие к эрозии и разрушению труб.

Обнаружение и определение содержания h2s

Наличие H 2 Sв воздухе определяют с помощью электронных датчиков непрерывного контроля высокой чувствительности (регистрируютH 2 Sпри массовой доле 0,0001% и менее). При этом решающее значение имеет правильное размещение датчиков.

Отбор и анализ проб БР начинают за 50 м до вскрытия H 2 S-содержающего пласта.

Растворяясь в воде, H 2 Sдиссоциирует в два этапа с образованием гидросульфид- и сульфид-ионов:

I: H 2 S -> H + + HS - (pH = 4÷11)

II: HS - -> H + + S -- (pH > 11)

Так как pH> 11 в БР почти не бывает, то относительно «безобидные» сульфиды практически отсутствуют, а водорастворимые гидросульфиды могут снова превратиться вH 2 S:

HS - + H + ↔ H 2 S

Для обнаружения H 2 Sв БР используют «свинцовую» бумагу, т.е. полоски фильтровальной бумаги, пропитанныеPb(CH 3 COO) 2:

Pb(CH 3 COO) 2 + H 2 S -> PbS + 2CH 3 COOH

при этом бумага темнеет. Но этот метод позволяет только фиксировать наличие H 2 Sи сульфидов. Наиболее удобен газоанализатор Гаррэта, позволяющий определить весь объемH 2 Sи сульфидов, а также оценить эффективность поглотителяH 2 S. Если в фильтрате не обнаружено водорастворимых сульфидов, значитH 2 Sполностью удален из БР.

Влияние h2s на свойства бр и металл

Основные признаки поступления H 2 Sв БР:

понижение pH;

увеличение вязкости до нетекучести и фильтрации (коагуляция);

сближение значений СНС за 1 и 10 мин;

высокая адгезия глинистой корки, сальникообразование, приводящее к прихвату;

почернение бурильных труб, которое легко удаляется ветошью, смоченной дизтопливом.

Как уже отмечалось, H 2 Sобладает высокой коррозионной активностью. Особенно опасно водородное «охрупчивание» металла. При «охрупчивании» образующийся в результате диссоциации сероводорода в воде атомарный водород диффундирует внутрь металла, резко изменяя его свойства. Повреждения металла при этом не имеют никаких внешних признаков и происходят не сразу. Существует так называемый инкубационный период, достигающий в зависимости от прочности стали и массовой долиH 2 Sдо 10000 часов. Затем внезапно наступает разрушение металла, при этом слом – пиловидный.

Нейтрализация h2s в буровом растворе

Химические реагенты, применяемые для нейтрализации (удаления) всех сульфидов, содержащихся в растворенном виде (H 2 S, ионыHS - иS --) называются «поглотителями сероводорода).

Идеальный поглотитель H 2 Sдолжен отвечать следующим требованиям:

реакция должна быть полной, кратковременной и прогнозируемой; продукты реакции всегда должны оставаться инертными для БР;

быть эффективным для различных химических и физических параметров БР;

избыточное количество поглотителя не должно отрицательно влиять на свойства БР;

сам поглотитель и продукты его реакции не должны оказывать коррозирующего действия;

быть не токсичным.

Ни один из существующих поглотителей не может считаться идеальным. Но ряд химических реагентов могут применяться в качестве эффективных поглотителей H 2 S. Большинство из них обеспечивают удаление сульфидов из БР в результате образования нерастворимого осадка (водонерастворимого сульфида).

Сероводород (H 2 S ) - очень канцерогенный, токсичный газ. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.

Получение сероводорода.

1. В лаборатории H 2 S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:

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

2. Взаимодействие Al 2 S 3 с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):

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

Химические свойства сероводорода.

Сероводород H 2 S - ковалентное соединение, не образующее водородных связей, как молекула Н 2 О . (Разница в том, что атом серы больший по размеру и более электроотрицательный, чем атом кислорода. Поэтому плотность заряда у серы меньше. И из-за отсутствия водородных связей температура кипения у H 2 S выше, чем у кислорода . Также H 2 S плохо растворим в воде, что также указывает на отсутствие водородных связей).

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

2. Сероводород H 2 S - очень слабая кислота, в растворе ступенчато диссоциирует:

H 2 S ⇆ H + + HS - ,

HS - ⇆ H + + S 2- ,

3. Взаимодействует с сильными окислителями:

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. Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):

Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .

Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS - осадок черного цвета.

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.